Práctica 2. Crioscopía, Ebulloscopía Y Propiedades Coligativas PDF

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Informe práctica de ebulloscopia, crioscopía, y propiedades coligativas de las sustancias, determinación del descenso crioscópico y ebulloscopio de una solución usando como disolvente agua....

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PRÁCTICA No. 2. CRIOSCOPÍA, EBULLOSCOPÍA Y PROPIEDADES COLIGATIVAS Moreno Suárez. ERIKA PAOLA COD: 201820663 – Pinzón Contreras, LINA VANESSA COD: 201820612 – Pulido Moreno, LUIS ALEJANDRO COD: 201820158 Universidad Pedagógica y Tecnológica de Colombia, Programa de química, Facultad de ciencias básicas RESUMEN Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las disoluciones en la que sus componentes no dependen de su naturaleza (densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, tensión superficial, índice de refracción, entre otras) sino del número de moléculas de soluto respecto al número de moléculas del solvente, es decir, que las propiedades coligativas dependen de la concentración del soluto y de la cantidad de solvente. Las propiedades coligativas son el descenso crioscópico, aumento del punto de ebullición, presión osmótica y presión de vapor [1,2]. El descenso crioscópico es la disminución de la temperatura de una disolución generada por la adición de un soluto respecto a un disolvente puro, por lo que la magnitud del descenso depende directamente del número de partículas de soluto y disolvente. De manera práctica, en un punto inicial un disolvente puro que se encuentra en su punto de fusión estará congelado parcialmente, pues tendrá una parte que estará en fase sólida y otra que estará en fase líquida. La adición de un soluto no volátil en el disolvente producirá un descenso del punto de fusión o descenso crioscópico en el disolvente haciendo que la parte en fase líquida de este se solidifique hasta llegar al punto eutéctico, en el cual el conjunto soluto-disolvente se solidifica [3]. La ebulloscopía o aumento ebulloscópico es el aumento de la temperatura de ebullición de un disolvente en el que se encuentra disuelto una soluto y permite conocer la concentración de la solución. La temperatura de ebullición de un líquido puro es aquella en la que la presión de vapor es igual a la presión atmosférica, por lo que al disminuir un soluto no volátil en el líquido, se produce la disminución de la presión de vapor provocando que el punto de ebullición aumente, por lo que el incremento del punto de ebullición del disolvente con el soluto depende de la concentración del último [2, 4]. La presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo de disolvente a través de una membrana semipermeable se conoce como presión osmótica, pues es la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua separada por la membrana semipermeable. Esta propiedad coligativa es una de las características más importantes a considerar en las relaciones entre los líquidos y los seres vivos, ya que a nivel celular, la membrana plasmática es la que regula la entrada y salida del soluto al medio extracelular que lo rodea. Una de las teorías más conocidas sobre la presión osmótica es la teoría de Van´t Hoff, la cual describe que la presión osmótica es el resultado de las colisiones de las moléculas del soluto contra la membrana

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semipermeable, y supone que las moléculas del disolvente no contribuyen a esta presión de ninguna manera [2, 5]. La presión de vapor o presión de saturación, es la presión a la cual las temperaturas de la fase líquida y la fase vapor de una sustancia se encuentran en equilibrio, por lo que una sustancia que se encuentre en este equilibrio recibe el nombre de líquido saturado o vapor saturado. Como propiedad coligativa, la presión de vapor de un disolvente disminuye cuando a este se adiciona un soluto no volátil, que se puede deber a la disminución del número de moléculas del disolvente o a la aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del disolvente y las del soluto, dificultando así que se genere un cambio de fase líquido a vapor [2, 6, 7]. En esta práctica de laboratorio se estudiarán las propiedades coligativas de descenso crioscópico, aumento ebulloscópico, la relación de la temperatura con la masa de soluto, presión osmótica y presión de vaporización por medio de simuladores. Para el descenso crioscópico y el aumento ebulloscópico se tomará la sustancia urea y se determinará como varía la temperatura con el aumento de la masa de urea a un disolvente inicialmente puro. Se determinará la masa molar del soluto de forma experimental y se comparará con el valor teórico del mismo. En cuanto a la presión osmótica y presión de vapor, se tomará como soluto el cloruro de sodio y se observará como varían estas dos propiedades con el aumento de la concentración de este soluto y cómo se relaciona con la temperatura. Palabras clave: Crioscopía, Ebulloscopía, Temperatura, Soluto, Presión osmótica, Presión de Vapor, Disolvente. 1. Crioscopía: Para hallar la masa molecular del soluto con los datos del simulador se usa la siguiente ecuación: M B=

1000∗K f ∗i∗W B (1) ∆ T f ∗W A

W B = Masa del soluto, W A = Masa del solvente, ∆ T f = Descenso Dónde: crioscópico de la solución, K f = Constante crioscópica del agua e i = Factor de Van´t Hoff Para hallar ∆ T f se tiene: ∆ T f =T f −T f ´ (2) Dónde: T f = Temperatura de congelación del solvente puro y congelación de la solución.

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T f ´ = Temperatura de

El factor de Van´t Hoff depende del número de iones individuales formados en solución, para la urea el valor de este factor es igual a 1, teniendo en cuenta la reacción:

Reacción 1. Disolución de la urea en agua (iones individuales generados). Para hallar la masa molecular de la sustancia problema se parte de la siguiente ecuación: ∆Tf=

K f∗1000∗W B (3 ) W A∗M B

Despejando M B tenemos: 1000∗K f ∗W B (4 ) M B= ∆T f ∗W A 2. Ebulloscopia: El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor se vuelve igual a la presión atmosférica externa. 2.1 Calculo de la masa molecular de un soluto a partir de la elevación del punto de ebullición: es posible calcular la masa molecular de un soluto a partir de la elevación observada en el punto de ebullición, aplicando la siguiente ecuación: M B=

1000 × K b ×i ×W B (5) ∆T b ×W A

Dónde: MB es la masa molecular del soluto, Kb corresponde a la constante de elevación molal del punto de ebullición o constante ebulloscópica del solvente, i es el factor de Van ´t Hoff que para el caso de la urea es i= 1 , WB es el peso del soluto, ∆ Tb es la elevación del punto de ebullición y WA es el peso del disolvente. 2.1.1 Constante de elevación molal del punto de ebullición o constante ebulloscópica del solvente (Kb): esta variable depende de las propiedades del solvente, se calcula a partir de la siguiente ecuación: ∆ T b=K b ×i ×m(6) Despejando de la Ecuación 6 Kb, tenemos: 3

K b=

∆ Tb (6.1) i× m Dónde: m es la concentración molal de la solución.

2.1.1.1 Molalidad de la solución (m): esta variable se calcula reemplazando en la siguiente ecuación: m=

peso sto puro (7) PM ×masa ste kg Dónde: PM es el peso molecular del soluto. 2.1.1.2 Elevación del punto de ebullición ( ∆ T b ): esta variable se calcula reemplazando en la siguiente ecuación: ´

∆ T b=T b−T b (8) ´

Dónde: T b es el punto de ebullición de la solución y ebullición del disolvente.

Tb

es el punto de

3. Propiedades Coligativas: para determinar la masa del soluto (cloruro de sodio) a partir de la concentración molal m del mismo se hace uso de la siguiente ecuación: m=

mol sto puro (9) Kg ste

Dónde: mol sto puro son las moles del soluto puro y Kg ste son los kilogramos del solvente. Despejando mol sto puro entonces, mol sto puro=m × Kg ste(9.1) Posteriormente se determinar la masa del cloruro de sodio mediante un factor de conversión, teniendo en cuenta que su masa molar tiene un valor de 58,44 g/mol. Para hallar el porcentaje de error se usa la siguiente ecuación: %E=

X exp−X teórico ×100 % ( 10) X teórico

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Dónde: Xexp es el valor obtenido experimentalmente y Xteórico es el valor registrado en la literatura. METODOLOGÍA: Diagramas de flujo de la práctica. 1. Crioscopía 1.1 Para el simulador:

Fig.1. Diagrama de flujo del proceso para realizar crioscopia en el simulador. 1.2 Para la práctica de laboratorio:

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Fig.2. Diagrama de flujo del proceso para realizar crioscopia en el laboratorio. 2. Ebulloscopía con el simulador:

Fig.3. Diagrama de flujo del proceso para realizar ebulloscopia en el simulador. 6

3. Propiedades Coligativas 3.1 Para temperatura:

Fig.4. Diagrama de flujo del proceso para realizar el efecto de la temperatura a partir de las propiedades Coligativas.

3.2 Para presión osmótica y de vapor

Fig.5. Diagrama de flujo del proceso para realizar el efecto de la presión osmótica y de vapor a partir de las propiedades Coligativas.

CÁLCULOS Y RESULTADOS 7

1. Crioscopía 1.1. Datos obtenidos con el simulador: Luego de realizar el debido procedimiento en el simulador se obtuvieron los siguientes resultados para el punto crioscópico de la solución de agua y urea. Tabla 1. Resultados obtenidos para el punto crioscópico de la solución agua-urea. Masa ste (g)

49,5

Punto de congelación del ste puro (K)

Masa sto (g)

273,15

0,30 1,10 2,12 3,11 4,03 5,36 6,12 7,11 8,14 9,13

Descenso crioscópico de la sln (°C) -0,188 -0,688 -1,325 -1,944 -2,519 -3,350 -3,825 -4,444 -5,088 -5,706

Los datos obtenidos para los puntos crioscópicos de la solución se graficaron, la gráfica se encuentra a continuación:

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Con los datos obtenidos para el descenso crioscópico reportados en la Tabla 1, se procedió a determinar la masa molecular experimental de la urea, teniendo en cuenta la Ecuación 1: M B=

1000 ×(1,86 Kg /mol × K )× 1× (3 × 10−4 Kg) =59,9613 Kg / mol 0,188 K ×0,0495 Kg

La masa molecular se caculo para cada uno de los puntos del descenso crioscópico y sus correspondientes cantidades y posteriormente se calculó el promedio de estos valores, estos datos se encuentran reportados en la siguiente tabla: Tabla 2. Valores obtenidos para la masa molecular experimental del soluto. Masa ste (Kg)

0,0495

Descenso crioscópico de la sln (°K)

Masa sto (Kg)

0,188 0,688 1,325 1,944 2,519 3,35 3,825 4,444 5,088 5,706 Promedio

Masa molecular experimental (Kg/mol)

0,0003 0,0011 0,00212 0,00311 0,00403 0,00536 0,00612 0,00711 0,00814 0,00913

59,961315 60,077519 60,121212 60,11348 60,115245 60,121212 60,121212 60,11783 60,115304 60,123846 60,098818

Teniendo en cuenta que la masa molecular teórica para la urea corresponde a 60,06 Kg/mol, se halla el porcentaje de error con el valor promedio de las masas moleculares obtenidas en la Tabla 2, haciendo uso de la Ecuación 10: %E=

60,098 −60,06 ∗100=0,0632 % 60,06

El porcentaje de error de la masa molecular experimental con respecto a la masa molecular teórica corresponde al 0,0632%. 1.2. Datos obtenidos para la solución del soluto problema:

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Luego de realizar el debido procedimiento se obtuvieron los siguientes resultados: Tabla 3. Datos obtenidos para la temperatura de congelación en función de la masa del soluto. Soluciones 1 2 3

Masa del solvente (g) 5 5 10

Masa del soluto (g) 0 0,496 1,010

Temperatura (K)

∆T

273,15 270,15 269,15

0 3 4

Los datos de la solución 1 corresponden al solvente puro, el cual corresponde al agua. Con los datos reportados en la Tabla 2, se procedió a calcular la masa molecular del soluto, con el fin de encontrar a que compuesto pertenece el soluto, para esto se usa la Ecuación 4: 1000 ×(1,86 Kg /mol × K )×(4,96 ×10−4 Kg ) M B= =61,504 Kg / mol 3 K ×(5 × 10−3 Kg) De acuerdo al resultado obtenido anteriormente, se infiere que el soluto corresponde a la urea, debido a que este valor se acerca a su masa molecular teórica que corresponde a 60,06 Kg/mol. Se halla el porcentaje de error usando la Ecuación 10: %E=

61,504 −60,06 ∗100=2,404 % 60,06

El porcentaje de error para el valor experimental obtenido para la masa molecular de la urea corresponde a 2,404%. 2. Ebulloscopia Tras desarrollar el respectivo procedimiento para el estudio ebulloscópico de una solución usando como solvente agua destilada y como soluto urea, se obtuvieron los siguientes resultados: Tabla 4. Resultados obtenidos para el punto ebulloscópico de la solución agua – urea. Masa ste (g) 49,5

Punto de ebullición del ste (°C) 100

Masa sto (g) 0,30 10

Punto de ebullición de la sln (°C) 100,052

∆ T b (°C)

0,052

1,10 2,12 3,11 4,03 5,36 6,12 7,11 8,14 9,13

100,189 100,365 100,536 100,694 100,923 101,054 101,225 101,402 101,572

0,189 0,365 0,536 0,694 0,923 1,054 1,225 1,402 1,572

Estos resultados son necesarios para realizar la gráfica del punto de la sln conformada por urea como soluto y solvente 49,5 g o 49,5 mL de agua destilada. Se graficará la relación dela variación de la masa del soluto y como esta, afecta la temperatura del punto de ebullición. A continuación, se muestra la respectiva gráfica.

La gráfica anterior permite observar la tendencia lineal creciente de la variación de la masa de la urea y el punto de ebullición de la solución. Basados en estos datos podemos realizar los respectivos cálculos y análisis. 2.1 Cálculo de la masa molecular de un soluto a partir de la elevación del punto de ebullición (MB): se ejemplificará usando la masa del soluto igual a 0,3 g y una temperatura de ebullición de la solución de 100,052 °C. Esta variable se calcula reemplazando en la Ecuación (5), sin embargo, inicialmente se calcularán las variables necesarias para reemplazar en dicha ecuación:

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2.1.2 Constante de elevación molar del punto de ebullición o constante ebulloscópica del solvente (Kb): para calcular esta variable reemplazamos los valores de la Molalidad de la solución y de la elevación del punto de ebullición en la Ecuación (6.1). A continuación, se muestra su respectivo calculo: 2.1.2.1 Molalidad de la solución: reemplazando en la Ecuación (7) los valores registrados en la Tabla 2, tenemos: m=

0,30 g 1 kg ( 60,06 molg )( 49,5 g ×|1000 g |)

m=0,1009

mol ó 0,1009 m kg ste La molalidad de la solución corresponde a 0,1009 m.

2.1.2.2 Elevación del punto de ebullición ( ∆ T b ): reemplazando en la Ecuación (8) los valores registrados de temperatura, tenemos: ∆ T b=100,052 °C −100 °C ∆ T b=0,052 ° C

La elevación del punto de ebullición corresponde a 0,052 °C. Con los valores de la concentración molal y la elevación del punto de ebullición de la solución, reemplazamos en la Ecuación (6.1) para calcular la constante de elevación molar del punto de ebullición o constante ebulloscópica del solvente (Kb), así: K b=

0,052° C mol 1 × 0,10193 kg

(

K b=0,5153

)

°C . kg mol

La constante de elevación molar del punto de ebullición o constante ebulloscópica del solvente corresponde a 0,5153 °C.kg/mol. Con todos los valores calculados anteriormente, finalmente reemplazamos en la Ecuación (5) para calcular la masa molecular del soluto a partir de la elevación del punto de ebullición, así:

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(

M B=

M B=60,06

)

°C . kg (1 ) ( 0,3 g ) mol ( 0,052° C ) (49,5 g )

1000 0,51015

g kg ó 60,06 mol mol

La masa molecular del soluto a partir de la elevación del punto de ebullición para la urea corresponde a 60,06 g/mol. 2.2 Cálculo del error porcentual: teniendo en cuenta que la masa molar teórica de urea corresponde a 60,06, reemplazamos en la Ecuación (…): g g −60,06 60,06 mol mol × 100 %=0 % %E= g 60,06 mol El error porcentual de la masa molecular del soluto a partir de la elevación del punto de ebullición corresponde a 0 %. Los valores calculados de la masa molecular a partir de la elevación del punto de ebullición para los 9 valores restantes de masa del soluto y punto de ebullición de la solución tabulados dentro de la Tabla 3, se calcularon de igual manera que el proceso anterior y se registraron en la siguiente tabla: Tabla 5. Resumen de los valores obtenidos de la masa molecular a partir de la elevación del punto de ebullición de la solución de agua y urea. Masa ste (g)

Masa sto (g)

P.E sln (°C)

49,5

0,3 1,1 2,12 3,11 4,03 5,36 6,12 7,11 8,14 9,13

100,052 100,189 100,365 100,536 100,694 100,923 101,054 101,225 101,402 101,572

∆Tb (°C)

Masa ste (kg)

Molalidad (m)

0,052 0,189 0,365 0,536 0,694 0,923 1,054 1,225 1,402 1,572

0,0495 0,0495 0,0495 0,0495 0,0495 0,0495 0,0495 0,0495 0,0495 0,0495

0,1009 0,3700 0,7131 1,0461 1,3555 1,8029 2,0585 2,3915 2,7380 3,0710

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Kb (°C.kg/mol ) 0,5153 0,5108 0,5119 0,5124 0,5120 0,5119 0,5120 0,5122 0,5121 0,5119

MB (g/mol) 60,06 60,06 60,06 60,06 60,06 60,06 60,06 60,06 60,06 60,06

Los valores registrados en la tabla anterior son necesarios para realizar el análisis y discusión de resultados de la ebulloscopia. 3. Propiedades Coligativas 3.1. Temperatura: Para determinar la variación de la temperatura con respecto a la masa del cloruro de sodio en el simulador, se seleccionó la temperatura más baja disponible de -10 °C para que fuera posible la recolección de datos. Los datos obtenidos del soluto se encontraban en concentración molal y fueron los siguientes: Tabla 6. Datos de concentración del soluto (cloruro de sodio) y de temperatura. [NaCl] (mol/Kg) 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 4,5 5,0

Temperatura K (°C) 269,48 (-3,67) 267,69 (-5,46) 265,93 (-7,22) 264,19 (-8,96) 263,33 (-9,82) 263,15 (-10) 263,15 (-10) 263,15 (-10) 263,15 (-10)

Se determinan los gramos de soluto usando una base de cálculo de 100 g de solvente usando la Ecuación (1.2): mol ×0,1 Kg=0,1mol NaCl mol sto=1 Kg Las moles de cloruro de sodio a una concentración de 1 m son 0,1 mol tomando como base de cálculo 100 g de solución. Con la masa molar de NaCl (58,44 g/mol) se calculan los gramos de cloruro de sodio: g NaCl =5,844 g NaCl | 58,44 1 mol NaCl |

0,1 mol NaCl×

La masa de cloruro de sodio de 0,1 mol del mismo son 5,844 g. Para los demás valores de concentraciones se realiza el mismo procedimiento y se obtienen los siguientes datos: 14

Tabla 7. Datos de masa del soluto (cloruro de sodio) y de temperatura. Masa NaCl (g) 5,844 8,766 11,688 14,61 17,532 20,454 23,376 26,298 29,22

Temperatura K (°C) 269,48 (-3,67) 267,69 (-5,46) 265,93 (-7,22) 264,19 (-8,96) 263,33 (-9,82) 263,15 (-10) 263,15 (-10) 263,15 (-10) 263,15 (-10)

Se grafican los valores de la Tabla 5 de la temperatura en función de la masa del soluto (cloruro de sodio):

Al realizar la interpolación para la temperatura considerando las mismas cantidades de soluto se obtuvieron los siguientes datos: Tabla 8. Datos de masa del soluto (cloruro de sodio) y de temperatura interpolados.

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Masa NaCl (g) 5,844 8,766 11,688 14,61 17,532 20,454 23,376 26,298 29,22

Temperatura K (°C) 269,48 (-3,67) 267,69 (-5,46) 265,93 (-7,22) 264,19 (-8,96) 263,33 (-9,82) 262,47 (-10,68) 261,61 (-11,54) 260,75 (-12,4) 259,89 (-13,26)

Se grafican los datos obtenidos en la Tabla 6 de los datos interpolados de temperatura en función de la masa del soluto (cloruro de sodio):

3.2. Presión osmótica: Para la presión osmótica se determinó variando la concentración del cloruro de sodio y manteniendo la temperatura constante a 25 °C. Los datos obtenidos se muestran a continuación: Tabla 9. Datos obtenidos de masa del soluto (cloruro de sodio) y presión osmótica a 25 °C. [NaCl] (mol/Kg) 1,0

Masa NaCl (g) 5,844 16
<...