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Informe sobre Propiedades coligativas ...

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PROPIEDADES COLIGATIVAS – COLLIGATIVE PROPERTIES García Claros Paula Alexandra ᵃ; Rodríguez Lopera Manuela ᵇ ᵃ Biología, EAFIT, Medellín, Colombia, [email protected] ᵇ Biología, EAFIT, Medellín, Colombia, [email protected]

RESUMEN: Las prácticas 5 y 6 se basaron en las propiedades coligativas, dentro de las cuales se tuvieron como objetivo principal aplicarlas por medio de la elaboración de helado y a través de distintos simuladores. Además, de entender y diferenciar las propiedades de una solución y compuestos puros. Para el correcto desarrollo, se dividieron en tres partes. La primera parte constó del uso de un simulador, con el cual se tenía como objetivo principal estudiar el ascenso ebulloscópico de distintos solutos. Para la segunda parte, se utilizó un simulador también, sin embargo, lo que con este se buscaba era estudiar la presión osmótica por el método de Berkeley-Hartley modificado. Finalmente, en la tercera parte se llevó a cabo una experimentación en casa, la cual constó de dos partes, en la prmera se tomó un hielo, se le agregó sal y se le puso un hilo para ver lo que sucedia y en la segunda, se elaboró un helado con batilado y otros materiales caseros I. En una bolsa se agregó la mezcla de batilado y se introdujo en otra más grande que tenía hielos y sal, esto con la finalidad de al ir agitando ambas bolsas ver como el batilado se iba congelando y así analizar en ambas partes el descenso crioscópico. Finalmente, los datos más relevantes obtenidos fueron en el primer experimento las constantes ebulloscópicas de la º𝐶∗𝑘𝑔 solución de agua con sacarosa, cloruro de sodio y cloruro de calcio fueron 0.45 𝑚𝑜𝑙 ; 0.50 º𝐶∗𝑘𝑔

º𝐶∗𝑘𝑔

y 0.56 𝑚𝑜𝑙 respectivamente. En el segundo experimento, se logró ver que la presión osmótica es similar a la arrojada en el simulador y, por último, se logró evidenciar como al añadirle un poco de sal logra modificar dos de las propiedades coligativas. 𝑚𝑜𝑙

PALABRAS CLAVES: Propiedades coligativas, descenso relatico de la presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico, presión osmótica, propiedades coligativas.

ABSTRACT: The practices 5 and 6 were based on colligative properties, the main objective being the application of said properties in order to create ice cream and use various simulations. Furthermore, understanding and being able to differentiate the properties of a solution and pure compounds. For the correct procedure, the practices were divided into 3 parts. The first part consisted on the use of a simulator, which had as a main objective the study of the Boilingpoint elevation from different solutions. For the second part a simulator was used as well, however, this practice was done in order to study the Osmotic pressure by the Berkeley-hartley method modified. Finally, in the third practice, a home experiment was done. This experiment consisted of two parts. The first part consisted of adding to a piece of ice, salt, and a piece of string to see what would happen. In the second part of this experiment, ice cream was produced with batilado and other home equipment I. In a bag the batilado mixture was added, and then this bag was introduced into a bigger one that already had ice and salt in it. This was done so

it could be easier to shake both bags together, so that way the batilado would begin to freeze and the Freezing-point depression would be easier to analyze from both parts. Finally, the most relevant data obtained were in the first experiment the boiling-point elevation of the water º𝐶∗𝑘𝑔 º𝐶∗𝑘𝑔 y 0.56 solution with sucrose, sodium chloride and calcium chloride were 0.45 ; 0.50 𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙

º𝐶∗𝑘𝑔

respectively. In the second experiment, it was possible to see that the osmotic pressure 𝑚𝑜𝑙 was similar to the simulator and, finally, it was possible to show how by adding a little salt could modify two of the colligative properties. KEYWORDS: Colligative properties, relative lowering of vapour pressure, elevation of boiling point, depression of freezing point, osmotic pressure

1. INTRODUCCIÓN ¿Qué son las propiedades coligativas? Se definen como todas las propiedades de las soluciones diluidas que no dependen de la naturaleza del soluto, sino del número de moléculas del soluto con el número total moléculas, adicionalmente, están relacionadas por su origen común. Por otro lado, el soluto no suele ser volátil y usualmente no se precipitan en la fase sólida, ya que en la fase sólida sólo se encuentran el solvente al igual que en el vapor solo se encuentre este; en cambio, en el líquido están presenten los dos actores, es decir, están tanto el solvente y el soluto (Unam, s. f). Por otro lado, cuando la dispersión del solvente por el soluto es independiente de la identidad de las especies se va a observar lo mismo que es la disminución del potencial químico por presencia del solvente; las variaciones del potencial químico del solvente son de resaltar que sucede al añadirle un soluto que no se va a vaporar o congelar y, como consecuencia va a modifica el potencial químico del solvente. Las propiedades de la solución se relacionan con el origen del bajo valor del potencial químico, estas propiedades se dividen en cuatro: • • • •

Disminución de la presión de vapor Disminución de la temperatura de Congelación Aumento de la temperatura de ebullición Presión Osmótica

Descenso relatico de la presión de vapor Se habla de ese concepto cuando ocurre una atracción intermolecular entre el soluto y el solvente, por lo que las concentraciones más altas de los solutos no volátiles, por lo que dificultan que el disolvente se escape a su fase de vapor. La presión de vapor de un solvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil, esto provoca o la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie, aunque también puede provocar la aparición de

las fuerzas entre el soluto y el disolvente, provocando una dificultad para pasar al vapor (Torr, S. 2015). Cuando tenemos componentes como el Agua se pude decir que tiene una mayor presión de vapor, en cambio, en CuSO4 se dice que posee una menor. En esta propiedad coligativa se relaciona la ley de Raoult, la cual nos hala de como el solvente que esta en el equilibrio junto con la solución es directamente proporcional a la fracción del solvente vapor (Torr, S. 2015). Otro aspecto importante es poder conocer si nuestra solución es ideal o no, ya que al ser ideal se sabe que debe seguir la ley de Raoult, además de ello, no debe tener efectos entalpicos, por lo que no sufrirá modificaciones del volumen o se transfiere calor, sino que cambia la entropía. En cambio, en una solución no ideal va en contra de la ley de Raoult, por lo que es usual el uso de la ley de Henry, la cual hace uso de concentraciones pequeñas, con el fin de modelar una recta, es decir, cuando un soluto está a bajas concentraciones es posible tener una tangente de la ley de Raoult vapor (Torr, S. 2015).

Ascenso Ebulloscópico Esto se da cuando ocurre una modificación específicamente en el punto de ebullición, el cual es proporcional a la molalidad de la disolución, aunque también se puede dar el cambio en el punto de congelamiento; al modificar estos puntos se daría con respecto a sus respectivas constantes, pero no podría ser posible que se varié por el soluto (Aguilera, M. 2014). En otras palabras, es el aumento del punto de ebullición de un solvente que provoca la disolución de un soluto no volátil, el cual depende de la cantidad, pero no de la naturaleza del soluto.

Descenso Crioscópico El punto de solidificación ocurre cuando la temperatura de las moléculas de un componente pasa del estado líquido a el sólido; entonces cuando se da este descenso se da al cambiarle la temperatura.

Presión osmótica Esta presión se define como la requerida para evitarla presión osmótica. Por otro lado, se puede dar tres tipos de casos isotónico, hipertónico o hipotónico; en el primer caso se dice que se da cuando se encuentra un equilibrio, ya que ambos lados de la membrana poseen las mismas concentraciones, en cambio, cuando es hipertónica es cuando la concentración del soluto es mayor que la que se encuentra al interior, y el último caso sería lo contrario (Aguilera, M. 2014). Cuando en una solución el solvente es menor y además está en contacto solvente puro, con una membrana, provocara que solo pase el solvente, lo cual va a generar dos fases que serían el puro y el solvente; asimismo, se genera una diferencia de potencial químico. En la ecuación de Van´t Hoff se explica con el gas ideal que provocan choques moleculares al estar confinados, entonces este modelo del gas ideal nos conecta con el solvente y el soluto, además de ello con la presión osmótica, el cual genera un exceso de presión (Aguilera, M. 2014).

¿Qué es el compuesto de Van´t Hoff? Este factor es el número de partículas que son obtenidas en la solución por moléculas del soluto, es decir, “i” significa las concentraciones de las partículas que están activas. La resonación es más probable que se de a una mayor concentración, entonces el número de partículas va a depender de la concentración (Aguilera, M. 2014). Además, este concepto ayuda a conocer si un electrolito es débil o no, adicionalmente, nos permite conocer si tenemos un soluto normal o anormal, ósea que seria normal cundo no sufre ninguna alteración al disociarse como es el caso de la glucosa, en cambio, en anormales cuando se disocian al disolverse como la sal de cocina. La formula para encontrar este factor es la siguiente: 𝑖=

# 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑒𝑛 𝑠𝑙𝑛 # 𝑑𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑖𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑒𝑛 𝑠𝑙𝑛 𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑟

Factor de Van´t Hofft

Ejemplo

i mayor que uno

i igual que uno

Se debe a cuando se da la formación de los iones. CaCl2

Esto se debe a cuando no se pueden disociar.

i menor que uno Cuando se da una asociación molecular

Glucosa

Tabla N°1. Factor de Van´t Hoff, valor mayor, menore e igual a uno

Este factor es de mayor importancia, ya que este nos puede ayudar a analizar que es lo que esta pasando en este soluto que se encuentra disuelto, como se ve en el recuadro anterior cuando se tiene una “i” igual a uno, se debe a que no hubo ninguna modificación, es decir, no ocurrió una “disolución”, porque solo lo que ocurre es que de un compuesto grande se divide en uno más pequeños, como es el caso de glucosa y sacarosa, en donde sus interacciones de tipo no covalente (fuerzas dipolo-dipolo) hacen que el OH (hidroxilo) y el grupo aldehído no se puedan asociar, por lo que recibe un valor de uno, esto generalmente se da cuando las sustancias no se disocian, por lo que forman dímeros y hace que la concentración baje. Por otro lado, cuando se tiene un “i” mayor que uno, es usualmente cuando se tienen grupos iónicos más agua, por lo que va a “crear” los iones que son acordes con los reactivos; aquí es importante resaltar que, a diferencia del caso anterior, las fuerzas intermoleculares son de tipo covalentes, un ejemplo es la sal de cocina o el NaCl, el cual da origen a la formación de los iones del cloruro de calcio, aunque puede darse el caso que una porción de Na+ y Cl- se puedan reasociar, por lo que provoca que la concentración seria menor a el de la concentración de ambos juntos (Aguilera, M. 2014). Ejemplos: Ca+ + 2Cl-: más grande por su reacción química

CaCl2

Na+ + Cl-: más pequeño, al tener dos iones más pequeños

NaCl

2. CÁLCULOS Y RESULTADOS

Datos

2.1. SIMULADOR UNO Soluto

i

TB

TB* (°C)

Molalidad m (mol/Kg ste)

Sacarosa NaCl

1 1.86

100 100

100.13 101.59

0.29 1.7

Valor de KB 0.45 0.50

2.47 100 101.25 0.9 0.56 CaCl2 Tabla N°2. Datos obtenidos para el primer ítem del ascenso ebulloscópico Nota: Cuando es con él * es porque es de la solución y sin él *es porque es del puro (0 a 100°C)

→ Cálculos del simulador uno Fórmulas a utilizar

ΔT = TB*- TB (°C) m= n / kg ste ΔT = i * k * m K = KB: Cte ebulliscópica (ºC*Kg/mol)

Tabla N°3. Fórmulas empleadas para los cálculos del simulador uno Nota: El solvente utilizado para todas las experimentaciones fue 100g de Agua y del soluto en todas se utilizaron 10g.

Sacarosa C12H22O11 ΔT = 100.13 - 100 = 0.13 ºC 0.029

𝒎 = 0.1 𝑘𝑔 = 0.29 𝑇

𝒌 = i∗m =

𝑚𝑜𝑙

0.13 º𝐶

𝑘𝑔

= 0.45

𝑚𝑜𝑙 1∗0.29 𝑘𝑔

º𝐶∗𝑘𝑔 𝑚𝑜𝑙

Cloruro de sodio NaCl ΔT = 101.59 - 100 = 1.59 ºC 0.17

𝒎 = 0.1 𝑘𝑔 = 1.7 𝑇

𝒌 = i∗m =

𝑚𝑜𝑙 𝑘𝑔

1.59 º𝐶 𝑚𝑜𝑙

1.86∗1.7 𝑘𝑔

= 0.50

º𝐶∗𝑘𝑔 𝑚𝑜𝑙

Cloruro de calcio CaCl2 ΔT = 101.25 - 100 = 1.25 ºC 0.090

𝒎 = 0.1 𝑘𝑔 = 0.9 𝒌=

𝑇 i∗m

=

𝑚𝑜𝑙 𝑘𝑔

1.25 º𝐶 𝑚𝑜𝑙

2.47∗0.9 𝑘𝑔

= 0.56

º𝐶∗𝑘𝑔 𝑚𝑜𝑙

2.2. SIMULADOR DOS a. Inicio Presión Osmotica 17.30 cm

N

M

12.727 torr

58.44 Da

Concentración de NaCl 20

Temperatura 25°C

Tabla N°4. Datos obtenidos para analizar la presión osmotica

b. Variación de la masa, donde el inicio era de 20 a 50

Presión Osmotica

N

M

Concentración de NaCl

Temperatura

43.26 cm

31.817 torr

58.44 Da

50 mg/L

25°C

Tabla N°5. Datos obtenidos para analizar la presión osmotica cuando se le modica la concentración, aquí se puede evidenciar como afecta la P.Osmotica y π

c. Temperatura en 10°C, pero con la misma masa Presión Osmotica

π

M

Concentración de NaCl

Temperatura

41.08 cm

30.216 torr

58.44 Da

50 mg/L

10°C

Tabla N°6. Datos obtenidos para analizar la presión osmotica cuando se le modica la temperatura. d. Temperatura en 20°C Presión Osmotica 42.53 cm

π

M

Concentración de NaCl

Temperatura

31.283 torr

58.44 Da

50 mg/L

20°C

Tabla N°7. Datos obtenidos para analizar la presión osmotica cuando se le modica latemperatura., aquí se puede evidenciar como afecta la P.Osmotica y π e. Temperatura en 50°C

Presión Osmotica 48.88 cm

π

M

Concentración de NaCl

Temperatura

34.485 torr

58.44 Da

50 mg/L

50°C

Tabla N°8. Datos obtenidos para analizar la presión osmotica cuando se le modica la temperatura, se puede evidenciar como aumnenta a una mayor proporción la P.Osmotica y N f. Selecciona la sustancia desconocida “unknown” con la temperatura y la concentración del “inicio” 2. Presión Osmotica 2.806 cm

π

M

Concentración de NaCl

Temperatura

2.064 torr

180.16 Da

20 mg/L

25°C

Tabla N°9. Datos obtenidos de la sustancia desconocida con las misma caractaeristicas que el NaCl al “inicio”, que por su masase podria especular que es la glucosa.

Nota: se dice que es podría ser la sacarosa debido a C₆ H ₁ ₂ O₆, entonces C: 6 x 12 = 72, H: 12 x 1 = 12, O: 6 x 16 = 96, por lo que el total sería de 180.16

Cálculos I.

Simulador Dos: Presión osmótica ✓ Determina la masa molecular del compuesto incógnita (glucosa) 𝒎𝒈

𝛑 =

𝒊𝑪𝑹𝑻 𝑴

𝐌 =

𝟏𝒈

𝒂𝒕𝒎𝒕 𝒙 𝒍

𝟏 𝒙 𝟐𝟎 𝒍 𝒙 𝟎.𝟎𝟖𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒙 𝑲 𝒙 𝟐.𝟗𝟖.𝟏𝟓 𝑲 𝒙 𝟏𝟎𝟎𝟎𝒎𝒈 𝟏 𝒂𝒕𝒎

𝟐.𝟎𝟔𝟒 𝒕𝒐𝒓𝒓 𝒙 𝟕𝟔𝟎 𝑻𝒐𝒓𝒓

= 179

Nota: Aunque en el simulador nos brindaban este dato, por lo que también se comprobó la presión osmótica que dio

Calcular la presión osmótica con los datos del simulador dos y compara con el resultado teórico. 𝛑 =𝐢

𝒎 𝑹𝑻 𝑽 𝑴

a. Inicio 0.0821 𝝅 = 1.86 𝑥

𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾 𝑥 298.15 𝐾 𝑥 20 𝑔 𝑔 1000 𝑚𝑔 58.44 𝑚𝑜𝑙

= 0.01558 atm x 760 torr = 11.8419 torr Vs 12.727 torr (simulador)

b. Variación de la masa, donde el inicio era de 20 a 50 0.0821 𝝅 = 1.86 𝑥

𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾 𝑥 298.15 𝐾 𝑥 50 𝑔 𝑔 1000 𝑚𝑔 58.44 𝑚𝑜𝑙

= 0.0389 atm x 760 torr = 29.604 torr Vs 31.817 torr c. Temperatura en 10°C, pero con la misma masa 0.0821 𝝅 = 1.86 𝑥

𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝑙 𝑥 283.15 𝐾 50 𝑔 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾 𝑥 𝑔 1000 𝑚𝑔 58.44 𝑚𝑜𝑙

= 0.03699 atm x 760 torr = 28.115 torr Vs 30.216 torr d. Temperatura en 20°C

0.0821 𝝅 = 1.86 𝑥

𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝑙 𝑥 293.15 𝐾 50 𝑔 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾 𝑥 𝑔 1000 𝑚𝑔 58.44 𝑚𝑜𝑙

= 0.03830 atm x 760 torr = 29.108 torr Vs 31.283 torr e. Temperatura en 50°C 0.0821 𝝅 = 1.86 𝑥

𝑎𝑡𝑚 𝑥 𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝑥 𝐾 𝑥 323.15 𝐾 𝑥 50 𝑔 𝑔 1000 𝑚𝑔 58.44 𝑚𝑜𝑙

= 0.0422 atm x 760 torr = 32.087 torr Vs 34.485 torr Nota: El valor de m/v nos lo dan en el simulador.

Inicio Variación de la masa, donde el inicio era de 20 a 50

Valor obtenido 11.8419 torr 29.604 torr

Simulador 12.727 torr 31.817 torr

Tabla N°10. comparación con la misma temperatura de 25°C

Temperatura en 10°C, pero con la misma masa (50g) Temperatura en 20°C, pero con la misma masa (50g) Temperatura en 50°C, pero con la misma masa (50g)

Valor obtenido 28.115 torr

Simulador 30.216 torr

29.108 torr

31.283 torr

32.087 torr

34.485 torr

Tabla N°11. comparación con la misma masa o concentración de NaCl, pero diferentes temperaturas.

3. DISCUSIÓN Y ANÁLISIS DE RESULTADOS Como se mencionó en la introducción y resumen, en esta práctica se tuvo como objetivo principal el estudio de las propiedades coligativas que son aquellas que en soluciones diluidas no dependen de la naturaleza del soluto, sino del número de moléculas del soluto con el número total de moléculas. En el caso específico del primer simulador, se estudió el ascenso ebulloscópico en el cual se tomó como solvente 100g agua y se le agregaron distintos compuestos como sacarosa, cloruro de sodio y cloruro de calcio con lo que se pudo evidenciar un cambio en su constante ebulloscópica. Es importante tener en cuenta que, para hallar la constante ebulloscópica, se necesitan factores tales como el cambio en la temperatura; i que es el factor de van´t Hoff que tiene en cuenta la formación de iones dentro de la solución y m que se refiere a la molalidad, la cual relaciona las moles y los kg de solvente. Lo anterior es importante debido a que el impacto que se tenga sobre la constante ebulloscópica (Kb) de la solución tiene relación directa con el número de moléculas de sacarosa, cloruro de sodio o cloruro de calcio allí presentes.

Ahora bien, en tablas donde se pueden hallar las constantes ebulloscópicas (Kb) II de algunos solventes, encontramos la del agua, la cual es de 0.51

º𝐶∗𝑘𝑔 𝑚𝑜𝑙

. Por otro lado, al realizar las

experimentaciones se obtuvo que al agregarle 10g de Sacarosa C12H22O11 la constante º𝐶∗𝑘𝑔 ebulloscópica fue de 0.45 𝑚𝑜𝑙 por lo que disminuyo en 0.06 unidades, lo que indica que la sacarosa disminuye el punto de ebullición que experimenta el agua. Además, se puede analizar este valor como un error experimental, de ser así, en el experimento de la sacarosa se tendría un porcentaje de error del 11,76%. Esta experimentación se hizo de nuevo, sin embargo esta vez, se le agregaron 10g de Cloruro de sodio NaCl y se obtuvo experimentalmente que la constante ebulloscópica era de 0.50

º𝐶∗𝑘𝑔 𝑚𝑜𝑙

,

la cual es muy similar a la Kb mostrada en tablas por lo que se podría pensar que estos 10g de NaCl no afectaron en gran medida la const...