ClubEnsayos.com - Ensayos de Calidad, Tareas y Monografias
Buscar

Informe Propiedades Coligativas


Enviado por   •  3 de Abril de 2013  •  3.217 Palabras (13 Páginas)  •  2.364 Visitas

Página 1 de 13

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

Brith Santana – Everts Acuña – Paola Arroyave – Juan Camilo Rodriguez

Profesora Claudia Herrera. Grupo AD 02-04-2013

Laboratorio de Química Inorganica I, Universidad de la Costa, Barranquilla

Resumen

En una solución binaria (que tiene dos componentes), se puede separar uno de los dos como fase sólida, si esta fase es el soluto o sea esta en menor proporción puede considerarse que la composición de la solución determina la saturación a presión atmosférica y temperatura ambiente.

Si la fase sólida que se separa es el solvente se dice que la temperatura es el punto de congelación de la solución.

El descenso en el punto de congelación de una solución con respecto al solvente y la elevación del punto de ebullición de dicho solvente hace parte de una serie de propiedades de las soluciones denominadas propiedades coligativas (dependen de la concentración de soluto y no de su naturaleza).

Palabras claves

Punto de ebullición, punto de congelación, soluto, solvente, temperatura.

Abstract

In a binary solution (having two components), one can separate the two as solid phase, if this is the solute phase or lesser extent this can be considered that the composition of the solution determines the saturation temperature at atmospheric pressure.

If the solid phase is separated solvent is said temperature is the freezing point of the solution.

The decrease in freezing point of a solution with respect to the solvent and raising the boiling point of said solvent is part of a set of properties called colligative properties of solutions (depending on the concentration of solute and not on their nature) .

Key words

Boiling point, freezing point, solute, solvent, temperature.

1. Introducción

En esta experiencia trabajaremos con las modificaciones del punto de ebullición y del punto de congelación de una solución.

El aumento del punto de ebullición de un solvente al añadirle un soluto no volátil queda establecido por las siguientes ecuaciones:

Teb = Teb - Tºeb Ecuación 1

Teb = Keb m Ecuación 2

Donde:

Teb = Ascenso del punto de ebullición.

Teb = Temperatura de ebullición de la solución.

Tºeb = Temperatura de ebullición del solvente puro.

Keb= Constante molal de la elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica.

m = molalidad (número de moles de soluto / Kg de solvente)

La magnitud de Keb, denominada constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica, depende solo del solvente y representa el aumento del punto de ebullición cuando un mol de un soluto no electrolito no volátil se disuelve en 1000 g de solvente.

El descenso o disminución del punto de congelación de un solvente al añadirle un soluto no volátil queda establecido por las siguientes ecuaciones:

Tc = T°c - Tc Ecuación 3

Tc = - Kc m Ecuación 4

Donde:

Tc= Descenso del punto de congelación

Tc= Temperatura de congelación de la solución.

Tºc= Temperatura de congelación del solvente puro.

Kc = Constante molal del descenso del punto de congelación.

m = molalidad.

Al igual que la constante ebulloscópica (Keb), la constante crioscópica (Kc) representa el descenso en el punto de congelación para soluciones de concentración 1 molal.

Por lo que debemos concluir que la magnitud de Tc no sólo depende de la concentración molal de la solución, sino también de la naturaleza del solvente, ya que el valor de la constante es diferente para cada uno de ellos.

2. Fundamentos Teóricos

Los estudios teóricos y experimentales han permitido establecer, que los líquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de ebullir y congelar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Cada líquido presenta valores característicos (es decir, constantes) para cada una de estas propiedades.

Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, la presencia del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a su estado normal en forma aislada, es decir, líquido puro. Estas modificaciones se conocen como propiedades de una solución.

Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grandes grupos:

1. Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.

2. Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las cuales son: descenso en la presión de vapor del solvente, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Es decir, son propiedades de las soluciones que solo dependen del número de partículas de soluto presente en la solución y no de la naturaleza de estas partículas.

Propiedades coligativas más comunes

Descenso de la Presión de Vapor

Cuando se prepara una solución con un solvente ¨puro¨ y un soluto NO VOLÁTIL (que no se transformará en gas -vapor-) y se mide su Presión de vapor, al compararla con la Presión de vapor de su solvente puro, se observa que la presión de vapor de la solución es MENOR que la presión de vapor del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando compara las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, veremos que aquella solución más concentrada tiene menor Presión de vapor.

Descenso de Pvapor = Pvapor solvente - Pvapor solución

Descenso del punto de congelación

Ya que el soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, como por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura, a presión atmosférica se congelaría a 0 °C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Entonces se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

Ecuación: ΔTf = Kf m

- m es mol/kg

- ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a T - Tf, donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del solvente puro.

- Kf, es una constante de congelación del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC/m

APLICACIÓN: Cuando desea enfriar algo rápidamente haga una mezcla de hielo con sal o si tiene precaución alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos.

El punto de congelación es la temperatura a la cual un líquido comienza a congelarse -transformarse en sólido-. Su valor coincide con el punto de fusión -cambio opuesto, pero en lugar de entregar energía para "congelarse", el sistema recibe energía para "fundirse" y volverse líquido.

Aumento del punto de ebullición

Al agregar moléculas o iones a un solvente puro, la temperatura en el que este entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica hierve a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

Ecuación: ΔTb = Kb • m

- m es mol/kg

- ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb, donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb es el punto de ebullición del solvente puro.

- Kb, es una constante de ebullición del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 0,52 ºC/m

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la Presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas.

Presión osmótica

La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.

Ecuación: (también: π = (nRT) / V)

en donde:

- n es el número de moles de partículas en la solución.

- R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J • K-1 • mol-1

- T es la temperatura en Kelvin

Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:

Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

EXPRESIONES MATEMATICAS

Aumento ebulloscópico

Es la diferencia entre el punto de ebullición de un disolvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molalidad del soluto, o más precisamente, a la actividad del soluto, según la siguiente ecuación: aumento ebulloscópico= i x Kb x actividad

- la actividad se expresa en mol/kg y se obtiene multiplicando la molalidad por el coeficiente de actividad.

- Kb, constante de aumento ebulloscópico, característica de cada sustancia.

- i es el factor de van't Hoff, tiene en cuenta la formación de iones en la solución, indica el número de partículas formadas por cada partícula de soluto que pasa a la solución.

Descenso crioscópico

El descenso crioscópico, o depresión del punto de fusión, es la diferencia entre el punto de fusión de un solvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molalidad del soluto, o más precisamente, a la actividad del soluto, según la siguiente ecuación: descenso crioscópico= i x Kf x actividad

- la actividad se expresa en mol/kg y se obtiene multiplicando la molalidad por el coeficiente de actividad.

- Kf, es una propiedad coligativa, dada por RTf2/ΔHf, donde R es la constante de los gases, y Tf es el punto de fusión normal del solvente y ΔHf es el calor de fusión por kilogramo del solvente.

- Kf para el agua es 1.858 K•kg/mol (o más comúnmente usado, 1.858 C/m) lo que significa que por cada mol de soluto disuelto en un kilogramo de agua, la depresión del punto de fusión 1.858 kelvin.

- i es el factor de van't Hoff, tiene en cuenta la formación de iones en la solución, indica el número de partículas formadas por cada partícula de soluto que pasa a la solución.

3. Desarrollo experimental

Materiales:

4 Beakers

Varilla de agitación

Termómetro

Espátula

Balanza

Congelador.

Reactivos: azúcar blanca (20g), sal (10 g), hielo, agua destilada.

El desarrollo de esta práctica se desarrollo en dos partes tomamos la primera para la disminución del punto de congelación y la segunda para el aumento del punto de ebullición.

Primera parte: Disminución del punto de congelación

En esta parte se Prepararon las soluciones y fueron colocadas en el congelador:

Se tomaron los beakers uno con 100 ml de agua destilada y 10 g de NaCl (sal de cocina); otro con los mismos 100 ml de agua destilada y 20 g de sacarosa. (Azúcar). Y el último con 100 ml de agua destilada y pura como control. para registrar las temperaturas cada 15 minutos por media hora.

Segunda parte: Ascenso del punto de ebullición.

Se prepararon soluciones iguales a la parte anterior pero esta vez las soluciones no se llevaron al congelador, se llevaron al mechero a calentarlas para igualmente registrar su temperatura. Así que, Se Continuo calentando y anotando su temperatura de ebullición en intervalos de 5 minutos por 20 minutos. Los datos obtenidos de detallan en las tablas 1 y 2.

Para que la fuerza de ebullición sea constante es de preferencia colocarlos en el mismo mechero.

4. Cálculos y análisis De Resultados

Primera Parte: Descenso del punto de Congelación.

Primero hallamos la molalidad del azúcar en agua.

masa az= 20g

n az= m/PM

n az= 20/180 = 0,111 mol azúcar

masa agua= 100 g = 0,1 Kg

m = n/Kg ste

m=0,111/0,1 = 1,11 molal

Ahora hacemos lo mismo con la sal

masa sal= 10g

n az= m/PM

n az= 10/58,5 = 0,171 mol azúcar

masa agua= 100 g = 0,1 Kg

m = n/Kg ste

m=0,171/0,1 = 1,71 molal

Se tomó la temperatura de control del agua o de referencia de 2,5 ºC.

Solución Tc ∆Tc m

Agua + azúcar 0 ºC -2,5 ºC 1,11

Agua + sal -3 ºC -5,5 ºC 1,71

Segunda parte: Ascenso del punto de ebullición.

Primero hallamos la molalidad del azúcar en agua.

masa az= 20g

n az= m/PM

n az= 20/180 = 0,111 mol azúcar

masa agua= 100 g = 0,1 Kg

m = n/Kg ste

m=0,111/0,1 = 1,11 molal

Ahora hacemos lo mismo con la sal

masa sal= 10g

n az= m/PM

n az= 10/58,5 = 0,171 mol azúcar

masa agua= 100 g = 0,1 Kg

m = n/Kg ste

m=0,171/0,1 = 1,71 molal

Se tomó la temperatura de control del agua o de referencia de 96 ºC.

Solución Teb Teb m

Agua + azúcar 98 ºC 2 ºC 1,11

Agua + sal 102 ºC 6 ºC 1,71

¿Qué aplicaciones tienen las propiedades coligativas? Explique y mencione 5 ejemplos concretos y claros.

Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:

A) Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación fraccionada.

B) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.

C) Determinar masas molares de solutos desconocidos.

D) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.

E) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

F) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.

En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características importantes de las soluciones y los solutos.

Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente diluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤ 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.

Solutos: Los solutos se presentarán como:

Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.

No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser volátil o no volátil.

 Resuelva los siguientes ejercicios.

Calcular el punto de congelación de una solución de 120g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2), en 1080 g de agua (Kc = 1,86 °C/molal). Respuesta = La temperatura de congelación de la solución es 3.33 °C bajo cero.

Paso 1: datos.

Soluto etilenglicol: masa = 120 g

masa molar = 62 g/mol

Solvente agua: masa = 1080 g

Tºc= 0 °C

Kc = 1,86 °C/molal

Solución: sin datos

Paso 2: Pregunta concreta ⇒ Calcular el punto de congelación de una solución de etilenglicol.

Paso 3: Aplicamos ecuaciones:

∆Tc = T°c - Tc Ecuación 3

∆Tc = Kc m Ecuación 4

Para poder obtener la temperatura de congelación de la solución necesitamos la ecuación 1, pero como no tenemos ∆Tc (ascenso de la temperatura de ebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación 2.

Paso 4: Para poder utilizar ecuación 2 necesitamos la molalidad de la solución que podemos calcular a partir de los siguientes datos:

Moles de soluto : 62 g ----- 1 mol

120 g ----- n

n = 1,93 moles de soluto.

Molalidad:

1,93 moles ----- 1080 g de solvente

m ----- 1000 g de solvente

m = 1,79 molal

La solución tiene una concentración molal de 1,79.

Paso 5: Aplicando ecuación 4, tenemos:

∆Tc = - Kc m

∆Tc = - (1,86 °C/molal) (1,79 molal)

∆Tc = - 3,33 °C

Paso 6: Aplicando ecuación 3, tenemos:

∆Tc = T°c - Tc

- 3,33 °C = Tc - 0 °

Tc = - 3,33 °C

RESPUESTA: La temperatura de fusión de la solución es - 3.33 °C.

¿Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son necesarios disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del agua se eleve en 3 °C? (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Keb = 0,52 °C/molal. (Respuesta = 1038,46 g)

Paso 1: datos.

Soluto glucosa : masa = ? g

masa molar = 180g/mol

Solvente agua : masa = 1000 g

Tºeb= 100 °C

Keb = 0,52 °C/molal

∆ Tºeb = 3ºC

Paso 2: Pregunta concreta ⇒ Calcular la masa de glucosa.

Paso 3: Aplicamos ecuaciones:

∆Teb = T°eb - Teb Ecuación 1

∆Teb = Keb m Ecuación 2

Para poder obtener la molalidad de de la solución necesitamos la ecuación 2.

m = ∆Teb / Keb

m = (3 ºC) / (0,52 ºC/molal)

m = 5,77 molal

Paso 4: Ahora hallamos las moles del soluto:

n = m * Kg ste

n = (5,77 molal ) (1 Kg)

n = 5,77 moles de glucosa

Paso 5: Por ultimo hallamos los gramos del soluto a partir de las moles y su respectivo peso molecular:

Masa glucosa = n * PM

Masa = (5,77 mol) (180 g/mol)

Masa = 1038,6 g de glucosa

RESPUESTA: los gramos de glucosa que se necesitan son 1038,6 g.

5. Conclusiones

El descenso crioscópico puede ser usado para determinar la actividad de un soluto en solución o su grado de disociación en un solvente dado.

Es gracias al descenso crioscópico que puede usarse sal común para fundir nieve, hielo o escarcha simplemente espolvoreándolo.

El fenómeno tiene importantes consecuencias en el caso del agua de mar, porque la respuesta al enfriamiento intenso del agua del océano, como ocurre en el invierno de las regiones polares, es la separación de una fase sólida flotante de agua pura. Es así como se forma la banquisa en torno a la Antártida o al océano Ártico, como un agregado compacto de hielo puro de agua, con salmuera llenando los intersticios, y flotando sobre una masa de agua líquida a menos de 0ºC (hasta un límite de -1,9ºC para una salinidad del 3.5%).

6. Bibliografía

1. www.quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf [consultado: 26 de marzo]

2. Raymond Chang. Química General. Séptima edición. Mc Graw Hill. Ciudad de México, 2002. Cap 12.

3. Petrucci Ralph, Harwood William, Herring Geoffrey. Química General. Octava edición. Prentice Hall. Madrid, 2003. Cap 14.

4. http://www.slideshare.net/adriandsierraf/tema-1-propiedades-coligativas-de-soluciones

5. http://ysandrea.lacoctelera.net/post/2007/07/12/propiedades-coligativas-las-soluciones

...

Descargar como  txt (18.6 Kb)  
Leer 12 páginas más »
txt