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Práctica 6. Propiedades Coligativas De Los Electrolitos Fuertes.


Enviado por   •  12 de Febrero de 2014  •  1.085 Palabras (5 Páginas)  •  1.256 Visitas

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Práctica 6. Propiedades coligativas de los electrolitos fuertes.

Objetivos

Determinar la temperatura de congelación de disoluciones acuosas de un no electrolito y un electrolito fuerte a diferentes concentraciones

Determinar el valor de la constante crioscópica del agua a partir del efecto de la concentración de un no electrolito en la temperatura de congelación del agua

Comparar la temperatura de congelación de las soluciones de NaCl y CaCl2 a la misma concentración.

Introducción

Se entiende por propiedades coligativas, aquéllas que adquieren las disoluciones por el hecho de haberse convertido en disoluciones, es decir, las nuevas propiedades que posee el disolvente (generalmente agua) cuando se le añade una sustancia (soluto) para convertirlo en disolución. Ósea las propiedades coligativas que poseen las disoluciones respecto al disolvente puro. Las sustancias que al disolverse forman iones, se llaman electrolitos, existen distintos tipos de disoluciones en este ámbito: Disoluciones moleculares (no electrolitos): Las moléculas disueltas conservan su identidad sin sufrir modificación (ej: azúcar en agua). Disoluciones de electrolitos: El soluto se disocia en sus iones (ej: sal). En función del tipo de soluto, tendremos:

Electrolitos iónicos: Los solutos son sólidos iónicos (y se separan en sus iones). Electrolitos moleculares: Los solutos son sólidos moleculares. Basándonos en su grado de disociación, tenemos:

Electrolitos fuertes: Se disocian totalmente

Electrolitos débiles: Se disocian parcialmente

El factor de van’t Hoff. Es un parámetro que indica la cantidad de especies presentes que provienen de un soluto tras la disolución del mismo en un solvente dado. Se lo denomina "i".

i= 1 + α (q-1)

Muchos solutos al disolverse se disocian en dos o más especies, como en el caso de los compuestos iónicos. Entonces la concentración de especies en disolución no coincide con la del soluto, necesitamos un factor que al multiplicarlo por la concentración del soluto nos dé la concentración total de especies en disolución. Este dato es particularmente importante para las propiedades coligativas como los fenómenos de ósmosis, ya que la presión osmótica depende de la concentración de especies en la disolución y no de la concentración del soluto. En el caso de solutos que se disocian parcialmente, es necesario conocer la constante de disociación y calcular la concentración de cada especie en disolución, que sumadas nos dará la concentración total de las especies en disolución. Si queremos calcular el factor de van´t Hoff tendremos que dividir la concentración total de las especies en disolución entre la concentración de soluto.

Para esta práctica se van a considerar ciertas variables que son:

Temperatura, tiempo y molalidad.

Hipótesis: Determinar el factor de Van’t Hoff, la temperatura de congelación de las disoluciones a emplear, dependerá de la disociación de iones del soluto; mientras más iones tenga y/o más concentración molal, la temperatura será mucho menor

Descripción del procedimiento

Preparar una disolución de urea 1.0 molal de NaCl.

Pesar la cantidad necesaria de la sustancia para una disolución de 50 mL.

En un matraz aforado o volumétrico de 50 mL agregar la sustancia y después agregar agua hasta el aforo y disolver.

NaCl (g) = 50 ml (1g/ml)(1 mol de soluto/ 1000g)(58.45 gr NaCl/1 mol) = 2.9225 gr de NaCl

Después separar la disolución en tubos de ensaye, para preparar otras disoluciones de 0.75 y 0.1 molal de Cloruro de Calcio. Siguiendo el esquema estequiométrico anterior.

Preparar un baño de hielo en un vaso de unicel, y colocar el tubo de ensaye en el baño.

Tomar la temperatura inicial y después la temperatura de la disolución cada vez que cambie la temperatura hasta que llegue al equilibrio.

El equilibrio se alcanza cuando la disolución se encuentra congelada y la temperatura permanece

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