AUMENTO EN EL PUNTO DE EBULLICIÓN
AVENDAÑO GUTIÉRREZ YULIS PATRICIA GAMERO GODIN ALFONSO CARLOS RHENALS JULIO EDGAR JOSÉ ESPITIA COGOLLO EDEIMIS BURGOS LÓPEZ YACELIS
Presentado a Ing. Químico Dairo Pérez Sotelo
UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA PROGRAMA DE QUÍMICA ÁREA FISICOQUÍMICA II MONTERÍA-CÓRDOBA V SEMESTRE II 2007
INTRODUCCIÓN Las soluciones presentan propiedades particulares llamadas propiedades coligativas que solo dependen del numero partículas del soluto presente y no de su tamaño o masa molecular entre ellas tenemos la elevación de la temperatura de ebullición, la cual es la temperatura a la que una sustancia presenta una presión de vapor igual a la presión externa, como una consecuencia del aumento de la presión de vapor el punto de ebullición de una solución es mucho mas elevado que el del disolvente puro. Hay algunas sustancias que hierven en un intervalo de la temperatura ambiente para ellas el punto de ebullición aumenta cuando se le aplica una presión, de tal manera que se presenta un cambio de la temperatura ambiente con la temperatura de ebullición aproximadamente de 0.04º/mmHg. Conforme a lo anterior el punto de ebullición no puede elevarse en forma indefinida, conforme se aumenta la presión. Puesto que la densidad de la fase gaseosa aumenta hasta que finalmente, se vuelve indistinguible de la fase liquida con lo que se encuentra en equilibrio, presentándose así la temperatura crítica por encima de la cual no existe una fase liquida clara.
OBJETIVOS OBJETIVO GENERAL
Comprobar experimentalmente el aumento en el punto de ebullición para el etanol como solvente agregando cantidades de un soluto no volátil.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Determinar experimentalmente el punto de ebullición del etanol y comparar este resultado con el de la literatura.
Calcular la constante ebulloscopica del etanol.
Determinar el peso molecular del soluto empleado (urea) a través del aumento del punto de ebullición del solvente.
MARCO TEÓRICO En química se llama propiedades coligativas a las propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molal (es decir, de la cantidad de partículas de soluto por cada kilogramo de solvente), y no de la naturaleza del soluto. El aumento o ascenso ebulloscopico es una de las propiedades coligativas de las soluciones, esto 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 precisamente a la actividad del soluto, según la siguiente ecuación: Aumento ebulloscopico= i * Kb * Actividad La actividad se expresa en mol/kg y se obtiene multiplicando la molalidad por el coeficiente de actividad, mientras que “i“, es el factor de Van`t Hoff e indica el numero de partículas formadas por cada partícula del soluto que pasa por la solución.
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 100º C pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados. El ascenso del punto de ebullición de una solución se representa de la siguiente forma:
∆T b = K b
*m
1)
El cual es directamente proporcional a la molalidad de la solución, la constante de proporcionalidad kb que se demonina como constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscopica se representa así: K b
=
RT 02 ∆ H v n1
(2)
Donde para un solvente dado T 0 Y ∆ H son constantes, de tal manera que la constante significa el incremento del punto de ebullición de una solución 1 molal de un soluto en un solvente cuando son aplicables las leyes de las soluciones diluidas a dichas concentraciones. v
Una vez designada ∆T aumento del punto de ebullición para una solución que contiene W2 g de soluto, cuyo peso molecular es M2 disuelto en W1 g de solvente, entonces el peso del soluto por 1000g de solvente es: b
W2 * 1000/ W1
3)
De aquí que m, la molalidad de la solución es:
m = W2 * 1000 / W1M2
4)
por lo tanto la ecuación 1) en función de la ecuación 4) nos da:
∆ T b
= Kb( 1000W2 / W1 M2 )
Una vez conocida la constante ebulloscopica, es suficiente determinar el punto del punto de ebullición de una solución por un soluto desconocido en cierta cantidad dada, para poder hallar el peso molecular de dicho soluto. Cuando por el contrario se desconoce la constante se hace una determinación independiente de T b con un soluto de peso molecular conocido. Cuando 1mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aun mayor, pues la sal hará un efecto tal será el total de las partes que se disuelven por ejemplo: NaCl será disuelto en 1 mol de Na y 1mol de Cl un total de moles en solución. 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 del líquido transformándose en gas.
DIAGRAMA DE FLUJO
Pesamos 25g de etanol
Transferimos a un tubo de vidrio Introducimos un capilar sellado por uno de sus lados, con el lado abierto hacia abajo
Sometemos este montaje a calentamiento
Anotar la temperatura cuando se desprenda un rocío de burbujas del capilar
Se coloca el tapón que contiene el termómetro
Repetir este procedimiento mínimo tres veces Luego de tratar el solvente puro, lo dejamos reposar (enfriar)
Repetimos el procedimiento
Agregamos 0.5g de urea y los disolvemos en frío
Tratamos del mismo modo todas las soluciones, variando la cantidad de soluto agregado
RESULTADOS Y ANÁLISIS
En el experimento se trabajaron las soluciones por separado, es decir, se pesaron los 25g de solvente para cada solución, al momento de pesar, estos pesos variaron en algunas décimas. Los resultados se muestran a continuación acompañados por los gramos de soluto que se pesaron:
solución
g de soluto
g de solvente
1 2 3 4 5 6
1,5024 1,2564 1,0084 0,7506 0,2482 0
25,0056 24,9975 25,0371 25,02 24,981 25,001
TABLA Nº 1 Cada solución presentó una temperatura diferente, mayor, con respecto al valor obtenido para el análisis del solvente puro, dichas temperaturas de observan en la tabla Nº 2.
solución
Temperatura de ebullición
1 2 3 4 5 6
79,6 79.4 79,2 79 78,7 78,3
TABLA Nº 2 Experimentalmente estos fueron los datos que se obtuvieron, a partir de realizamos los cálculos. ℑ
Para realizar la gráfica ∆T Vs gsto/Kgste que nos de la pendiente y calcular el peso molecular de la urea es conveniente y necesario hallar ∆T para cada una de las soluciones. Esto lo logramos empleando la formula: b
b
∆T b = T n − T 0
T 0
=
0
78,3 C
T0 corresponde a la temperatura de ebullición del solvente puro. Tn es la temperatura de ebullición de la solución
Solución 1
∆T b = T 1 − T 0 ∆T b = 79, 2 − 78,3
∆T b = 79,6 − 78,3 ∆T b = 1,3
0
∆T b = 0,9
C = 274,45 K
0
C = 274,05 K
Solución 2
Solución 4
∆T b = 79, 4 − 78,3
∆T b = 79,0 − 78,3
0
∆T b = 1,1
∆T b = 0,7
C = 274 ,25 K
0
C = 273,85 K
Solución 5 ∆T b = 78,7 − 78,3
Solución 3
∆T b = 0, 4
Para realizar la gráfica relación.
∆ T b
Kg ste
=
1,5024 g
=
0,0250056 Kg
60,08 g / Kg
Solución 2 g sto Kg ste
=
1,2564 g 0,024009975 Kg
= 50,26 g / Kg
Solución 3 g sto Kg ste
=
1,0087 g 0,0250371 Kg
=
40,29 g / Kg
Solución 4 g sto Kg ste
0,7506 g =
0,02502 Kg
=
30 g / Kg
Solución 5 g sto Kg ste
=
0,2482 g 0,024981 Kg
=
9,93 g / Kg
Los resultados se muestran en la tabla Nº 3 gsto/Kgste 60.08
C = 273,55 K
Vs gsto/Kgste debemos calcular también esta última
Solución 1 g sto
0
∆ T b
(K) 274,45
50,26 40,29 30 9,93
274,25 274,05 273,85 273,55
TABLA Nº 3 Estos valores nos proporcionan una gráfica de la cual obtenemos el valor de la pendiente que nos permite calcular el peso del soluto. La gráfica es la numero 1.
AUMENTO EBULLOSCOPICO Vs gsto/Kgste O274,6 C I P O274,4 C S O274,2 L L U 274 B E O273,8 T N E 273,6 M U A 273,4
R2 = 0,9941
0
10
20
30
40
50
60
70
gsto/Kgste
Grafica Nº 1 Como observamos es una línea recta, de allí que calculemos la pendiente por regresión lineal o como en nuestro caso tomando 2 puntos de la recta. m
=
274, 25 − 274 ,05 50,26 − 40,49
= 0,0201 K Kg
g
Con este valor hallamos el peso molecular de la urea, teniendo en cuenta la relación: m
=
K b M sto
El valor de Kb está dado por K b = 1,169K Kg/g para el etanol, el cual está corregido y corresponde 560 mmHg de presión. (No es el experimental) Sabiendo esto tenemos que el peso molecular del solvente es: 1,169 K Kg / g
M sto
=
M sto
= 58,159 g /
0,0201 K Kg / g
mol
ℑ
Calculemos el peso molecular pero ahora utilizando el K b experimental. Para hallar esta constante es necesario determinar el valor de la concentración de cada solución en términos de molalidad y posteriormente realizamos una gráfica ∆T Vs m (m=molalidad). b
La molalidad para cada solución está dada por: m=
mol sto Kg ste
=
g sto Pm sto
⇒
Kg ste
m=
g sto Pm sto * Kg ste
Aplicando esta ecuación a la solución 1 y de igual forma a todas las soluciones obtenemos:
m1
=
m2
=
m3
=
m4
=
m5
=
1.5024 g 60,06 g / mol * 0,025005 Kg
= 1m
1.2564 g 60,06 g / mol * 0,0249975 Kg
1.0087 g 60,06 g / mol * 0,0250371 Kg
0.7506 g 60,06 g / mol * 0,02502 Kg
= 0,837 m
= 0,671m
= 0, 499 m
0, 2482 g 60,06 g / mol * 0,024981 Kg
= 0,165 m
Las molalidades de cada solución se muestran en la tabla 4 junto con las variaciones de T. La gráfica 2 representa el comportamiento de las molalidades con las variaciones de la temperatura. gsto/Kgste 1 0,837 0,671 0,499
T b ∆
(K) 274,45 274,25 274,05 273,85
0,165
273,55
TABLA Nº 4
VARIACIÓN DE TEMPERATURA Vs MOLALIDAD 274,6 274,4
E A D R U 274,2 N T Ó I A 274 C R E A I P R M273,8 A E V T
273,6
R2 = 0,9941
273,4 0
0,2
0,4
0,6
0,8
1
1,2
MOLALIDAD (m)
GRAFICA Nº 2 Una línea de comportamiento aceptable descrito por su R 2 =0,9941nos permite calcular la pendiente de esta gráfica la tomando dos puntos de ella: m
=
K Kg ( 274,25 − 274,05) K = 1,2048 K / m = 1,2048 = K b mol ( 0,837 − 0,671) m
Con el Kb experimental hallamos el peso molecular de la urea del mismo modo como lo hicimos anteriormente.
1,2048 K Kg / mol
M sto
=
M sto
= 59 ,94 g /
0,0201 K Kg / g
mol
Debemos tener en cuenta que hubo varios aspectos por los cuales los resultados fueron un poco variados, debido a esto hallemos el porcentaje de error para cada uno de los valores obtenidos del peso molecular. Para el primer caso Mteórico =60,06g/mol Mpractico =58,159g/mol
0
0
60,06 g / mol − 58,159 g / mol
0
E =
0
E = 3,16 0 0
60,06 g / mol
* 100
Para el caso dos Mteórico =60,06g/mol Mpractico =59,94g/mol 0
0
60,06 g / mol − 59,94 g / mol
0
E =
0
E = 0,1998 0 0
60,06 g / mol
* 100
Como vemos, al calcular el peso molecular con el K b = 1,169K Kg/g obtenemos un porcentaje de error del 3,16%, lo cual se le puede atribuir al hecho de que esta constante está basada en un valor de la presión distinto al que estamos trabajando en el laboratorio. La presión atmosférica que se ejerce sobre Montería y por lo tanto bajo la cual trabajamos es de 748mmHg aproximadamente, si comparamos este valor con el que trabaja la constante teóricamente que es de 560mmHg vemos que hay una diferencia considerable, de allí que los resultados en los pesos moleculares también difieran.
CONCLUSIÓN Después de haber analizado los factores que originan el aumento en el punto de ebullición, podemos sintetizar diciendo que los objetivos planteados fueron llevados a cabo en su totalidad, puesto que al estudiar el comportamiento de las soluciones en estudio observamos que estas presentaron una disociación en el grado de pureza del solvente.
Vemos también que este método es confiable y fácil de aplicar, a demás de ser muy conveniente en la determinación de la masa molecular de un soluto no volátil experimentalmente; esto se muestra al comparar los valores calculados y los observados en la práctica relacionándolos con el valor teórico. Algunos aspectos que se deben tener en cuenta al momento de realizar este tipo de procedimientos son por ejemplo, la toma de las lecturas, esta es recomendable realizarla con un termómetro más preciso que permita medir intervalos de temperatura más pequeños; otro aspecto es el hecho de nivelar las presiones (la interna con la atmosférica).
BIBLIOGRAFÍA
GILBERT W. CASTELLAN. Fisicoquímica. Addison Wesley Logman. Segunda edición. México 1998.
MARON, Samuel Y PRUTON, Cari. Fundamentos de Fisicoquímica. Editorial Limusa, S.A. 2002
RAYMON CHANG. Química general. Mc Graw Hill. Séptima edición. México 2002
