Propiedades coligativas

OBJETIVOS.

Objetivo general

Verificar experimentalmente una de las propiedades coligativas de las soluciones, el aumento en la temperatura de ebullición (aumento ebulloscopico) y determinar la masa molar del soluto a partir de los datos recolectados en la práctica.

Objetivo especifico

Medir la temperatura de ebullición de una solución con variación en sus concentraciones.

FUNDAMENTACION TEORICA

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES.

Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.

Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.

Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente

Las cuatro propiedades coligativas son:

DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DEL DISOLVENTE

Esta propiedad está reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, Francois Raoult quien enunció el siguiente principio: “La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto disuelto”.

Este principio ha sido demostrado mediante experimentos en los que se observa que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o solutos sólidos, siempre tienen presiones más bajas que los solventes puros.

El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula que se muestra a continuación:

Las soluciones que obedecen a esta relación exacta se conocen como soluciones ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente.

Pasos para calcular la presión de vapor de una solución:

El planteamiento del problema puede ser el siguiente: Calcule la presión de vapor de una solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea disuelta en 200 gr. de agua. Masa molecular de la urea: 60 g/mol

Masa molecular del agua: 18 g/mol

Paso 1: Calcular el número de moles del soluto y del solvente.

Total moles soluto + solvente = 0,1666 + 11,111 = 11,276 mol

Paso 2: Fracción molar (Fn)

Paso 3: Aplicar la expresión matemática de la Ley de Raoult

Se busca en la tabla la presión del agua a 26ºC que corresponde a Po y se sustituye en la fórmula.

Presión de vapor de agua a 28ºC = 25 mmHg

ELEVACIÓN EBULLOSCÓPICA Y DESCENSO CRIOSCÓPICO.

Punto de ebullición y de congelación

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC.

El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro.

Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula:

Cálculo del punto de ebullición:

Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro.

Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 0,52 ºC Kg/mol

m: molalidad

El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se igualan.

El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC.

CÁLCULO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

Tc: diferencia entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro.

Kc: constante molal de congelación. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 1,86 ºC Kg/mol

m: molalidad

Aplicación de las fórmulas:

En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol.

Paso 1: determinar la molalidad de la solución:

Pasó 2: Determinar el punto de ebullición y de congelación

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