LABORATORIO DE QUÍMICA II – UNIVERSIDAD DEL VALLE SOLUCIONES IDEALES: LEY DE RAOULT
María Angélica Suarez (1644731), Hoover David Gonzalez (1626950)
[email protected],
[email protected] 29 de septiembre del 2017, Programa de Química – Universidad del Valle Resumen
En la práctica, se determinó en un balón de reflujo las desviaciones de la ley de Raoult para los sistemas cloroformo-metanol y cloroformo-acetona, al analizar los puntos de ebullición del cloroformo en función de su fracción molar en la solución. La validez de los resultados obtenidos se verificó al emplear el marco teórico pertinente, encontrándose una desviación negativa para el sistema cloroformo-acetona. No se pudo deducir la desviación del sistema cloroformometanol con los datos obtenidos debido a errores humanos, aunque se espera que su desviación sea ligeramente positiva. Palabras clave: Punto de ebullición, ley de
Raoult, desviación positiva, desviación negativa, presión de vapor, solución ideal, fracción molar. Introducción
Una solución binaria es una mezcla homogénea que, como indica su nombre, posee dos componentes: soluto y solvente, llamándose solvente a la fase dispersante, es decir la que está en mayor cantidad, y soluto a la sustancia que se dispersa, aunque está distinción entre soluto y solvente es arbitraria. Al calentar una solución liquida hasta cierta temperatura, los componentes volátiles de esta se transforman en vapor y, por tanto, generan una presión sobre la fase líquida denominada presión de vapor. 1 Dicha presión de vapor puede calcularse usando la ley de Raoult (ecuación 1), ley que establece que la presión de vapor del solvente sobre una solución, es igual a la
presión de vapor del solvente puro, P°, multiplicada por la fracción molar (x) del solvente en la solución. Dicha ley se cumple para toda solución ideal, es decir, aquella en donde la estructura molecular de todos los solutos es semejante a la estructura del solvente y, por ende, la presión de vapor total sobre la solución depende exclusivamente del solvente empleado. 2 Ecuación 1 = °
Una vez calculado la fracción molar del solvente A (ecuación 2), es relativamente simple calcular la presión de vapor de una solución ideal. No obstante, estás condiciones de idealidad se dan en muy contadas ocasiones y, en general, la estructura molecular de los solutos difiere de la del solvente utilizado. En los casos donde el solvente y el soluto tienen un peso molecular muy distinto como consecuencia de las discrepancias en su estructura, las fuerzas intermoleculares en las soluciones aumentan o disminuyen produciendo desviaciones negativas o positivas de la ley de Raoult, respectivamente. 3 Ecuación 2 X A =
ó
Metodología
Al empezar la práctica se montó, de manera adecuada y tomando todas las precauciones necesarias, todo el equipo usado en la determinación del punto de ebullición de una
solución liquida. Las soluciones binarias estudiadas fueron los sistemas CloroformoMetanol y Cloroformo-Acetona, sobrentendiendo que el primer componente hacía el papel de solvente o fase dispersante y el segundo de soluto o fase a dispersar. Luego de haber realizado el montaje, se procedió a calentar 10 ml de cloroformo y se anotó su punto de ebullición. Se dejó enfriar el sistema antes de agregarle 4 ml del reactivo indicado como soluto en cada sistema, y se calentó hasta ebullición registrando el valor de temperatura para la cual la solución inicia el equilibrio liquidovapor, luego se dejó enfriar el sistema y se le agregó 6 ml más de soluto, repitiendo los mismos pasos. El procedimiento descrito anteriormente se realizó de nuevo para dichos sistemas, pero intercambiando los volúmenes de soluto con los volúmenes de solvente enunciados previamente. Resultados y discusión
El valor de temperatura para la cual una sustancia se evapora recibe el nombre de punto ebullición. No obstante, el punto de ebullición varía de sustancia en sustancia porque usualmente la naturaleza de sus fuerzas intermoleculares también varía. Sin embargo, hay que destacar que la temperatura de vaporización de un mismo líquido no es uniforme en todas las partes de la tierra, pues la presión atmosférica tampoco lo es. Se sabe que el punto de ebullición disminuye conforme disminuye la presión a la que está sometido el líquido y, por ende, no es de extrañar que los puntos de ebullición registrados en este experimento sean menores a los datos teóricos registrados en la literatura (tabla 1). Esto no quiere decir que la teoría está mal, simplemente significa que las condiciones bajo las cuales se efectúan las medidas difieren y es que, en efecto, un libro da información sobre el punto de ebullición normal de una sustancia, es decir, el punto de ebullición de dicha sustancia a nivel del mar mientras que en Cali, por otro lado, los compuestos están a una altura de 955 m sobre el nivel de mar, lo que implica un descenso en la densidad del aire y, a su vez, un descenso en la presión atmosférica de aproximadamente 90 mmHg. 4
Tabla 1. Datos generales de las sustancias. Puntos de ebullición normales vs puntos de ebullición experimentales
Pero además de esta curiosa variación con respecto a la presión, los puntos de ebullición de sustancias que se encuentran en solución no ideal también se ven alterados según la estructura molecular de sus componentes. Como el punto de ebullición es una medida indirecta de la facilidad con la que las moléculas de un líquido pasan a fase gaseosa, se pueden extraer conclusiones acerca de la presión de vapor sobre una solución sin necesidad de barómetros, u otro instrumento usado para medir directamente esta propiedad, conociendo únicame el cambio en el punto de ebullición. La argumentación anterior autoriza el método empleado en la práctica para calcular las desviaciones de la ley de Raoult de las soluciones estudiadas. De este modo, se tiene que para un incremento en el punto de ebullición de la solución hay desviaciones negativas y, en el caso contrario, desviaciones positivas; pues habrá un mayor número de moléculas por segundo que pasan a estado gaseoso en comparanción con los constituyentes puros y, en consecuencia, una mayor presión de vapor. Antes de discutir las desviaciones experimentales de los sistemas, se hará una observación con respecto a los resultados obtenidos (tabla 2) en el sistema cloroformometanol. Durante la práctica, se cometieron muchos errores como dejar destapados los basos de precepitado o cerrar las llaves por algunos minutos; incluso hubo fugas de agua (una manguera del condesador se desconectó dos veces). Esta observación se
realiza debido a que los resultados obtenidos para este sistema presentan demasiadas incosistencias, por ejemplo, el punto de ebullición del cloroformo puro disminuyó en más de 30°C con respecto al punto de ebullición normal, un cambio absurdamente enorme en comparación con el cambio relativamente pequeño en la presión. Además se determinó el punto de ebullición dos veces para una solución de volúmenes iguales de cloroformo y de metanol, y se vió que las medidas diferían en más de 10 °C, un resultado imposible de ocurrir si se tiene en cuenta que las mediciones se tomaron, o deberión de tomarse, bajo las mismas condiciones. Tabla 2. Puntos de ebullición experimentales del Sistema cloroformo-metanol
hubo un incremento en el punto de ebullición, se enfatizá que los resultados ilustrados en la gráfica son erróneos (porque los datos obtenidos en el experimento también lo son) y, por tanto, cualquier conclusión obtenida a partir de ella es inválida. Sin embargo, los datos obtenidos pueden contrastarse al examinar lo que ocurre en la solución cloroformo-metanol a nivel molecular, teniendo en cuenta que si la teoría coincide con la prática no es más que pura coincidencia; aunque si no lo hace, es comprensible, dado los fallos experimentales cometidos. Al analizar la estructura del cloroformo y el metanol, se ve que los compuestos tienen una cadena alifática de igual longitud (un carbono) y, por ende, cualquier desviación generada tendrá una magnitud mínima, pues la estructura de ambos es más o menos semejante y no se forman puentes de hidrógeno ni ocurre un aumento significativo de las fuerzas intermoleculares. De hecho, la desviación teórica del sistema cloroformo-metanol es ligeramente positiva debido a que las fuerzas intermoleculares de la solución son menores que en los líquidos puros. 5
Naturalmente, el sistema cloroformo-acetona no está exento de tales errores, pero como la disminución del punto de ebullición del cloroformo fue, en este caso, de tan sólo 7°C con respecto al punto de ebullición normal y como, en general, los resultados obtenidos (tabla 3) son muchos más razonables que los del sistema cloroformo-metanol, se asume que no se cometieron las equivocaciones previas. Tabla 3.
Puntos de ebullición del sistema cloroformo-
acetona.
G ráfica 1. Temperatura de ebullición en función de la fracción molar. Sistema cloroformo-metanol.
A pesar de que la gráfica del sistema cloroformo-metanol sugiere una desviación negativa de la ley de Raoult (gráfica 1),pues
La gráfica del sistema cloroformo-acetona (gráfica 2) predice una desviación altamente negativa de la ley de Raoult, como consecuencia del elevado incremento en el punto de ebullición de la solución. Al contrastar estos resultados con los indicados por la teoría se ve que, en efecto, la polaridad del cloroformo favorece un aumento en las interacciones dipolo-dipolo así como la formación de puentes de
hidrógeno entre el oxígeno de la acetona y el hidrógeno del cloroformo.
G ráfica 2. Temperatura de ebullición en función de la fracción molar. Sistema cloroformo-acetona.
Los sistemas cloroformo-metanol y cloroformo-acetona estudiados previamente constituyen por sí mismo buenos ejemplos de desviación positiva y desviación negativa de la ley de Raoult, respectivamente. Aunque también existen casos, extremadamente limitados, en donde la estructura y el peso molecular del solvente y el soluto son similares, es decir, cumplen a la perfección dicha ley como en el sistema bencenotolueno o en el sistema heptano-octano. Sin embargo, los casos predominantes son los de desviación positiva como en el sistema propanol- alcohol isopropílico o en el sistema acetona-cloroformo. Las desviaciones negativas de la ley de Raoult, a pesar de no ser tan frecuentes como las desviaciones positivas, siguen siendo mucho más numerosas que los casos de soluciones ideales; algunos sistemas que presentan esta desviación negativa son las soluciones etanol-agua y 1-ciclorohexanonabromoformo-6. Conclusiones
Los resultados obtenidos para el sistema cloroformo-metanol, pese a ser prácticamente inanes, evidencian la importancia de una ejecución rigurosa de las normas experimentales al momento de realizar la práctica. Si se hubieran tapado los vasos y asegurado las mangueras, los datos registrados podrían haberse tomado tan
veraces como los del sistema cloroformoacetona y, probablemente, la teoría habría resultado consistente con el experimento. Para el sistema cloroformo-acetona, la teoría predice una disminución lineal de la presión de vapor a medida que la fracción molar de cetona aumenta. Sin embargo, los resultados de la práctica muestran que la presión de vapor disminuye a medida que la fracción molar de cetona disminuye. De estas incongruencias entre teoría y práctica, no se puede sacar una conclusión exacta. Es necesario estudiar la desviación de la solución para otras fracciones molares de cetona, pues el estudio de sólo tres casos no es suficiente para formular una generalización eficaz. Bibliografía 1. Mortimer, Charle E. Química . Gr, Editorial Iberoamericana, 1990.Mexico D.F. pág. 256-pág. 264. 2.
Chang, R; Goldbsy Kenneth A., Química. Undécima edición. McGraw-Hill, 2013. México D.F.pág. 195. Hepler, Loren G., Principios de química . Editorial Reverté S.A. pág. 135 3.
Ing. Efraín A. Puerto~ Diseñador térmico. https://efrainpuerto.wordpress.com/2011/02/26 4.
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