Práctica 2: Propiedades coligativas-variación de la presión de vapor y ley de Raoult

Práctica 2: Propiedades coligativas-variación de la presión de vapor y ley de Raoult.  

Ortega, C (1741584) Ordoñez, A (1742510)

Facultad de Ciencias Naturales y Exactas, Universidad del Valle.

Fecha de realización de la práctica: 11 de Junio de 2019

Fecha de entrega: 25 de Junio de 2019

ABSTRACT

This laboratory practice was intended to apply Raoul’s law from binary solutions composed of volatile substances (chloroform, acetone, methanol and ethanol), at different concentrations, which were subjected to a source of heat up to their boiling temperatures. Thus, it was found that the solutions in question behave differently from the ideal due to their interaction forces.

RESUMEN

Esta práctica de laboratorio tenía como fin aplicar la ley de Raoult a partir de soluciones binarias compuestas por sustancias volátiles (cloroformo, acetona, propanol e isopropanol), a diferentes concentraciones, las cuales fueron sometidas a una fuente de calor hasta sus temperaturas de ebullición. Así, se comprobó que las soluciones en cuestión tienen un comportamiento diferente al ideal debido a sus fuerzas de interacción.

Palabras clave: Homogénea, Coligativas, soluto, solvente, ebullición.

Introducción

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia que está en mayor cantidad mientras que el solvente se encuentra en menor cantidad. Cuando se obtiene una solución, las partículas del soluto se dispersan en el solvente dependiendo de la interacción entre las moléculas de ambos compuestos.1 Al calentar una solución hasta su temperatura de ebullición, los componentes volátiles se transforman en vapor, generando así un equilibrio entre el vapor con líquido, es decir, la presión de vapor.2 La ley de Raoult, establece que la presión de vapor del solvente sobre una solución es igual a la presión de vapor del solvente puro multiplicada por la fracción molar del solvente en la solución. Así, una solución ideal o perfecta es aquella que: (1) obedece a la ley de Raoult y (2) que no se absorbe ni desprende calor cuando se le agrega más solvente, no obstante estas condiciones de idealidad no se cumplen en la mayoría de soluciones, por lo que se producen desviaciones positivas o negativas respecto a la ley de Raoult3.

Datos, cálculos y resultados

Para determinar la ley de Raoult se utilizaron  dos sistemas, los cuales fueron: cloroformo-acetona y propanol – isopropanol, para los cuales fue necesario conocer  algunas de sus propiedades físicas, tal y como se indica en la tabla 1.

Tabla 1. Propiedades físicas de las sustancias. [pic 1]

Inicialmente se realizó el montaje que constó de un balón de destilación, un condensador y una fuente de calor, como se muestra en la imagen 1.  

En el primer sistema se tomó 10,0mL de cloroformo, se calentó suavemente hasta un burbujeo constante, es decir, la temperatura de ebullición. Después de enfriarse el sistema, se agregó 4,0mL de acetona al balón, y se realizó el mismo procedimiento. Finalmente, cuando el sistema perdió calor, se agregó 6,0mL de acetona y se procedió con el mismo método. A continuación, la solución fue descartada, y al balón se le incorporaron 10,0mL de acetona, los cuales posteriormente se calentaron hasta su temperatura de ebullición y se agregaron 4,0mL de cloroformo, repitiendo el mismo procedimiento descrito anteriormente. El segundo sistema –metanol y etanol- se realizó del mismo modo.

 Imagen 1. Montaje para determinar el punto de ebullición de una solución líquida

Llegados a este punto, las ecuaciones 1 y 2 permiten reconocer la masa de la sustancia y la cantidad de moles, y por consiguiente encontrar la fracción molar de cada sustancia.

𝑚𝑖 = 𝑉𝑖 ∙ 𝑑𝑖    (1) 

𝑚𝑖. 𝑃𝑀𝑖 = 𝑛𝑖    (2)

Donde “V” es el volumen de la sustancia, “d” su densidad, “m” su masa, “PM” su peso molecular y “n” el número de moles.

Reemplazando en la ecuación 1 y 2 para el cloroformo (CHCl3 (aq)) se obtiene:

1. Fase 1: 10,0mL CHCl3(aq) 

[pic 2]

𝑚 = 14,3 𝑔 𝑠𝑙𝑛 

[pic 3]

𝑛 = 0,120 𝑚𝑜𝑙 

1. Fase 2: 10,0mL CHCl3(aq) + 4,0mL C3H6O

 [pic 4]

𝑚 = 3,05 𝑔 𝑠𝑙𝑛

 [pic 5]

𝑛 = 0,0525 𝑚𝑜𝑙 

1. Fase 3: 10,0mL CHCl3(aq) + 4,0mL C3H6O + 6,0mL C3H6O

[pic 6]

                     𝑚 = 7,62 𝑔 𝑠𝑙𝑛 

[pic 7]

𝑛 = 0,131 𝑚𝑜𝑙 

Para calcular el número total de moles de la mezcla y la fracción molar de las sustancias utilizamos las siguientes ecuaciones:

[pic 8] 

[pic 9] 

Así, las fracciones molares de las fases son:

1. Fase 1: Fracción molar de 10,0mL

CHCl3(aq)

[pic 10]

[pic 11]

1. Fase 2: Fracción molar de 10,0mL CHCl3(aq) + 4,0mL C3H6O

[pic 12]

[pic 13]

[pic 14]

[pic 15]

1. Fase 3: Fracción molar 10,0mL CHCl3(aq) + 4,0mL C3H6O + 6,0mL C3H6O

[pic 16]

[pic 17]

[pic 18]

[pic 19]

1. Fase 4: Fracción molar de 10,0mL C3H6O

[pic 20]

[pic 21]

1. Fase 5: Fracción molar de  10,0mL C3H6O + 4,0mL CHCl3. 

[pic 22]

[pic 23]

[pic 24]

 [pic 25]

1. Fase 6: Fracción molar de 10,0mL C3H6O + 4,0mL CHCl3 + 6,0 mL CHCl3 

[pic 26]

[pic 27]

[pic 28]

[pic 29]

...