Práctica de Aumento Ebullóscopico

Práctica de Aumento Ebullóscopico

Introducción:

La formación de una disolución, tiene consecuencias sobre una serie de propiedades, ya sea químicas, cuando ocurren reacciones de por medio, o físicas tales como las propiedades coligativas. Las propiedades coligativas corresponden a aquellas que dependen sólo dela concentración de soluto añadido a la solución, por lo que resultan de gran importancia tanto en la vida común como en las áreas científicas e industriales.

En esta experiencia utilizaremos un equipo de ebulloscopia (figura 1) para comprobar la propiedad coligativa del aumento del punto de ebullición de un solvente (agua) en presencia de un soluto en mayor concentración, sabiendo que en teoría debido al mezclamiento del solvente con el soluto la presión de saturación debe bajar, lo cual trae como consecuencia el aumento de la temperatura de ebullición.

El equipo mostrado en la figura 1 cuenta con una manta calefactora, un termómetro digital y un dispositivo que mide el aumento ebulloscopico.

[pic 1]

Figura 1

Fundamento teórico:

Se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades que dependen únicamente de la concentración, es decir la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la composición química o naturaleza del soluto. Se relacionan con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

Dentro de las propiedades coligativas más comunes de la química tenemos:

Descenso de la presión de vapor:

Al preparar una solución con un solvente volátil y un soluto no volátil, al comparar su presión de vapor con la del solvente puro, se observa que la presión de vapor de la solución es menor que la del solvente, lo cual causa un aumento en el punto de ebullición de la solución, en comparación a la del solvente puro. Este efecto es el resultado de dos factores:

-La disminución del número de moléculas de disolvente en la superficie libre.

-La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

Presión osmótica:

La presión osmótica es la presión que debe ser ejercida sobre la solución para evitar la entrada del solvente. Cuanto mayor la presión osmótica, mayor será la tendencia del solvente para entrar en la solución. La presión osmótica puede ser medida aplicándose una presión externa que bloquee la ósmosis y corresponde a la propiedad coligativa más importante en el medio ambiente debido a sus aplicaciones biológicas.

Descenso crioscópico:

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos por lo que disminuye la temperatura de congelación respecto a la del disolvente puro

Aumento ebulloscopico:

Debido a la presencia de un soluto no volátil se produce un aumento en la temperatura de ebullición respecto a la del disolvente puro.

En nuestra práctica nos centraremos en el aumento ebulloscopico, en donde, se sigue la siguiente relación:

                                                                        (1)[pic 2]

        Tb: Temperatura de ebullición de la disolución

        Tb0: -temperatura de ebullición del disolvente

        m: molalidad de la disolución

Kb: Constante ebulloscópica molal (Es característica del disolvente). El valor bibliográfico para el agua es Kb = 0,515 K∙mol-1 ∙ kg será el que se empleara en nuestros cálculos

Propiedades coligativas en disoluciones de electrolitos:

Las propiedades coligativas de las soluciones dependen de la concentración total de partículas de soluto, sin importar si las partículas son iones o moléculas.

Para electrolitos fuertes y débiles la concentración de partículas en solución es mayor que la concentración inicial del compuesto en cuestión, por lo tanto, al determinar experimentalmente las propiedades coligativas de estos compuestos se observan desviaciones de las teóricas esperadas.

La diferencia entre la propiedad coligativa esperada y observada experimentalmente para los electrolitos débiles SE DEBE A LAS ATRACCIONES ELECTROSTÁTICAS ENTRE LOS IONES EN SOLUCIÓN.

A medida que los iones se mueven en la solución, los iones de cargas opuestas chocan y se unen por breves momentos. Mientras están unidos se comportan como una sola partícula llama par iónico. El número de partículas independientes se reduce y ocasiona el cambio observado en el valor calculado respecto del valor experimental

Una medida del grado en que los electrolitos se disocian es el factor de Van’t Hoff. Este factor es la relación entre el valor real de una propiedad coligativa y el valor calculado. Este factor lo introdujo Van’t Hoff para corregir tal efecto. Por ello en presencia de electrolitos emplearemos para medir el aumento ebulloscopico la siguiente ecuación:

                                                                        (2)[pic 3]

Debido a que i es mayor que 1, su valor representa un aumento aparente en el número de moles de soluto presentes en disolución. La explicación de dicho factor es directa según la teoría de Arrhenius según la cual los electrolitos en disolución sufren un proceso de disociación como el siguiente:

Mv+Av- → (v+) MZ+ + (v-) AZ-

El número total de especies por cada mol de compuesto es v= (v+) + (v-). Sin embargo los iones en disolución no son del todo independientes y por tanto no actúan como si fuesen especies totalmente libres, por ello el factor i es algo menor del número entero v, y nicamente tiende a ese valor para disoluciones diluidas.

Un hipotético ejemplo seria el siguiente:

[pic 4]

Así podemos esperar que una solución 0,1 m de NaCl tenga un total de partículas en solución igual a 0,2 m ya que como esta sal es un electrolito fuerte, disocia completamente en solución.

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