LABORATORIO DE QUIMICA II - UNIVERSIDAD DEL VALLE
SOLUCIONES IDEALES. LEY DE RAOULT
Stephanie Bedoya (1634307) David Alejandro González H. (1539344), Angie Mazabuel (1628781).
[email protected],
[email protected],
[email protected]. 8 de octubre de 2016. Universidad del Valle. Palabras clave: disolución, fracción molar, punto de ebullición. Resumen. En esta práctica se verificó la Ley de Raoult por medio de la medición del punto de ebullición de varias
mezclas entre soluciones volátiles utilizando un balón de destilación y un condensador. Al final, se obtuvieron reacciones que presentaron desviaciones a la Ley de Raoult y un error relativo promedio del -12,27%. Introducción. Una disolución es una mezcla homogénea
de dos o más sustancias. El soluto soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad. Una disolución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (agua de mar). [1] Cuando un líquido se encuentra e ncuentra en un recipiente cerrado, establece un equilibrio con su vapor. Al llegar a ese equilibrio, la presión que el vapor ejerce se denomina presión de vapor . Una sustancia sin presión de vapor apreciable es no volátil, mientras que la que muestra una presión de vapor es volátil. La Ley de Raoult dice que la presión parcial ejercida por el vapor de disolvente sobre una disolución, P A, es igual al producto de la fracción molar del disolvente en la disolución, XA, y la presión de vapor del disolvente puro P°A: PA = XA P°A [2] El objetivo de esta práctica es poner de manifiesto la Ley de Raoult utilizando sustancias volátiles, teniendo en cuenta su fracción molar dentro de la disolución.
a) 10.0 mL de Isopropanol C Isopropanol C3H8O b) 10.0 mL de Isopropanol y Isopropanol y 4.0 mL de Propanol c) 10.0 mL de Propanol y Propanol y 10.0 mL Isopropanol d) 10.0 mL de Propanol Resultados y discusión .
En la tabla 1 se menciona una serie de datos pertenecientes a las sustancias utilizadas en la práctica. Las figuras 2 y 3 muestran gráficas de temperatura de ebullición en función de la composición con los datos de las tablas 2.1 y 2.2, manifestando también las rectas que indican un comportamiento ideal de la ley de Raoult.
Metodología. Inicialmente se realizó el montaje expuesto
en la figura 1 y se procedió a determinar el punto de ebullición de mezclas con las siguientes composiciones: Sistema 1: Cloroformo – Acetona a) 10.0 mL de cloroformo CHCl cloroformo CHCl3 b) 10.0 mL de CHCl 3 y 4.0 mL de acetona C3H6O c) 10.0 mL de CHCl 3 y 10.0 mL de C 3H6O d) 10.0 mL de acetona C3H6O
Figura 1. Montaje para determinar el punto de ebullición de una solución líquida.
Sistema 2: Acetona – Cloroformo a) 10.0 mL de acetona C3H6O b) 10.0 mL de C 3H6O y 4.0 mL de de CHCl 3 c) 10.0 mL de CHCl 3 y 10.0 mL C 3H6O d) 10.0 mL de cloroformo CHCl cloroformo CHCl3
Sustancia
Fórmula molecular
Cloroformo Acetona Propanol Isopropanol
CHCl3 C 3H6O C3H8O C3H8O
Sistema 3: Propanol – Isopropanol a) 10.0 mL de Propanol C3H8O b) 10.0 mL de Propanol y 4.0 mL de Isopropanol c) 10.0 mL de Propanol y Propanol y 10.0 mL Isopropanol d) 10.0 mL de Isopropanol Sistema 4: Isopropanol - Propanol
Tabla 1. Datos generales de las sustancias utilizadas en la práctica. Masa molecular (g/mol) 119,38 58,08 60,09 60,09
Temperatura de ebullición (°C) 62 56 97 83
Densidad (g/cm3) 1,483 0,791 0,803 0,7863
Tabla 2.1 En la mezcla: xA = fracción molar de Cloroformo, xB = fracción molar de Acetona.
xA 1 0,71 0,5 0
xB 0 0,29 0,5 1
Punto de Ebullición 55,63°C 53,38°C 52,50°C 50,00°C
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Tabla 3. Error porcentual del punto de ebullición Punto de Punto de ebullición Porcentaje ebullición Sustancia observado de error Teórico (°C) (°C) Cloroformo 62 56 -9,67% Acetona 56 50 -10,71% Propanol 97 82 -15,46% Isopropanol 83 72 -13,25%
58 C
°
n 56 ó i c i l l 54 u b E e 52 d a r u t 50 a r e p 48 m e 0 T
0.2
0.4
0.6
0.8
1
Fracción molar xA xB
Figura 2. Gráfica de temperatura de ebullición en función de la composición, mezcla de Cloroformo y Acetona. Tabla 2.2 En la mezcla: xA = fracción molar de n -propanol, xB = fracción molar de 2-propanol.
xA 1 0,71 0,5 0
xB 0 0,29 0,5 1
Punto de Ebullición 82°C 74°C 70°C 72°C
Se tenía una solución de cloroformo-acetona que son líquidos volátiles, las moléculas fácilmente pasan a la fase de gaseosa estableciendo un equilibrio entre ambas fases. La presión de vapor sobre la solución es igual a la suma de las presiones parciales de cloroformo y acetona. El vapor es mayor en la sustancia más volátil, o sea, la que presenta mayor presión de vapor. Cuando se tiene una solución ideal la presión de vapor de cada sustancia está relacionada con la fracción molar en fase liquida: P1 = X1P1° P1=es la presión de vapor del disolvente en la solución, X1=es la fracción molar del disolvente en la solución y P1°=es la presión del disolvente puro, la cual se conoce
como la Ley de Raoult. Una solución es ideal cuando cumple con la Ley de Raoult, si la presión de vapor real es distinta de la esperada según la Ley de Raoult, se dice que la solución es no ideal. Algunas soluciones presentan una presión de vapor mayor que la que predice la Ley de Raoult y se dice que presentan desviaciones positivas. En caso contrario, se habla de desviaciones negativas.
88
n ó i 83 c i l l 78 u b E 73 e d C ° 68 a r u t 63 a r e 58 p m 0.00 e T
Como promedio del error porcentual se obtiene -12,27%.
Sistema cloroformo-acetona 0.50
1.00
Fracción molar xA
xB
Figura 3. Gráfica de temperatura de ebullición en función de la composición, mezcla de n-propanol y 2-propanol.
Los datos obtenidos obedecen reglas simples como la variación del punto de ebullición por la presión atmosférica. Comparando el punto de ebullición de las sustancias utilizadas que aparece en la literatura y las cifras observadas experimentalmente, se tiene entonces un error relativo en los cálculos de la Ley de Raoult. =
Valor experimental − Valor teórico ó
100%
La tabla 3 muestra el valor experimental y teórico de los puntos de ebullición de las sustancias utilizadas en la práctica. Figura 4.Sistema cloroformo-acetona según la literatura
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Se puede observar en la figura 4, que el sistema presenta una desviación negativa. En la práctica de laboratorio se trabajó a presión constante (670 mmHg en la ciudad de Cali). Los puntos de ebullición a esta presión variaron, debido a que los datos de la literatura son tomados a una presión de 760 mmHg o 1 atm. En el sistema cloroformo-acetona se observó que cada vez que se adicionó acetona al cloroformo el punto de ebullición aumentó. Esto se presentó por medio de atracciones intermoleculares entre las partículas de los dos componentes siendo de tipo dipolo-dipolo por la polaridad del cloroformo (1) y puentes de hidrogeno entre el oxígeno presente en la molécula de acetona y el hidrógeno presente en la molécula de cloroformo, por esto la presión de vapor de la solución disminuye y el punto de ebullición aumenta. Sistema isopropanol y propanol
Se observó que esta solución, presentó una pequeña desviación referente al comportamiento ideal (ley de Raoult), y no muy relevante ya que las moléculas del isopropanol y propanol tienen la misma la densidad y peso molecular. Se puede además observar que su estructura molecular es muy parecida. Por eso a cualquier concentración de las sustancias se puede ver que la disolución tiene las temperaturas parecidas. Cuando las fuerzas intermoleculares entre Propanol e Isopropanol son más débiles que entre las moléculas de Propanol y las de Isopropanol, entonces tienen una mayor tendencia a abandonar la disolución. Así, la presión de vapor de la disolución es mayor que la suma de presiones, generando una desviación positiva frente a la ley de Raoult o proceso endotérmico, pero por el contrario cuando las fuerzas intermoleculares de Propanol atraen las moléculas de Isopropanol con mayor fuerza, la presión de la disolución es menor que la suma de las presiones parciales, desviación negativa frente a la ley de Raoult o proceso exotérmico. El punto normal de ebullición se define como el punto de ebullición a una presión total aplicada de 1 atm; es decir la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a una atmósfera. Un sistema benceno-tolueno se comporta de manera ideal, la Ley de Raoult no presenta desviación porque la presencia de las moléculas de un componente no tiene efecto sobre las interacciones que existen entre las moléculas del otro componente. Un sistema conformado por ácido clorhídrico y agua tendrá desviación negativa, ésta es una reacción exotérmica, mientras que un sistema etanol-agua presentará una desviación positiva [4]. Conclusiones .
En las gráficas se observan desviaciones negativas y positivas de la Ley de Raoult, lo cual significa que la presión de vapor varía con respecto a la composición de la mezcla. Una desviación positiva indica que la presión parcial de vapor de cada componente de la solución real es mayor que la de una ideal, debido al debilitamiento en las atracciones moleculares de los componentes al
formarse la solución con relación a los de los componentes puros, son procesos endotérmicos. Por su parte una desviación negativa de la ley de Raoult muestra una tendencia anormalmente baja de cada componente a escapar del seno de la solución. En este caso las fuerzas intermoleculares que se forman en la solución son más fuertes que en los constituyentes puros, son procesos exotérmicos. [3] Las condiciones atmosféricas como la presión, bajas concentraciones de las soluciones y posibles errores de medición son factores que pueden afectar la medición del punto de ebullición y la verificación de la Ley de Raoult. Los puntos de ebullición de algunos componentes pueden ser muy cercanos entre si debido a que estos tienen características muy similares por ejemplo los grupos funcionales. La ley de Raoult aplica estrictamente a los componentes volátiles y soluciones ideales al igual que las soluciones reales pero estas entre más diluidas estén más se ajustan a esta ley. La disminución de la presión de vapor corresponde a una propiedad del número de partículas del soluto en la disolución. Bibliografía .
1. Chang, R; Goldsby, K (2013). Reacciones en disolución acuosa. En: Química general. McGRAW-HILL EDITORES S.A., México, D. F.; p 119. 2. Brown, T; LeMay, H (2004). Propiedades de las disoluciones. En: Química La Ciencia Central. PEARSON EDUCACIÓN, México; p 502. 3. Petrucci, R; Herring, F (2011). Las disoluciones y sus propiedades físicas. En: Química general. PEARSON EDUCACIÓN S.A., Madrid; p 587. 4. Dra. Patricia L. Schilardi. http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/ fmacro/clases/clase12.pdf Octubre de 2016