Informe de laboratorio de Química II
SOLUCIONES IDEALES. LEY DE RAOULT Johan Felipe Navia Pizo (1630554), Natalia Rodríguez Arias (1625767)
[email protected] ,
[email protected] [email protected], 9 de Septiembre de 2016. Departamento de Química, Universidad del Valle, Cali – Colombia.
RESUMEN Se registró el punto de ebullición de una sustancia pura y de una mezcla cloroformo y acetona en un sistema cerrado mediante el calentamiento de estas, el cual se presentó una desviación negativa en la ley de Raoult y se observó un comportamiento azeotropico en los máximos puntos de ebullición de la solución, donde la fracción molar es 0.5M.
Palabras claves: Ley de Raoult, soluciones, desviaciones positivas y negativas. 1. INTRODUCCIÓN Las soluciones son una mezcla de sustancias, que poseen la misma composición química y propiedades físicas idénticas., es decir, forman una sola fase, ya sean en estado sólido, líquido 1 o gaseoso. Si constan de dos constituyentes se le denomina, solución binaria y la sustancia que presenta mayor cantidad, se conoce como solvente, de lo contrario se expresa como soluto, siendo una distinción arbitraria; así para una solución ideal, la presión parcial de un componente en la fase de vapor es proporcional a su fracción molar y a la presión de vapor como liquido puro, la cual se define como ley de Raoult y se expresa con la 3 siguiente ecuación.
=×°
( )
Esta a su vez se ajusta a soluciones reales, solo cuanto más diluida sea la solución, ya que se comporta idealmente cuando la concentración de los solutos se aproxima a un valor de cero, dado a que que estas soluciones presentan desviaciones positivas, en el cual la presión de vapor total de la solución es mayor que la de una ideal, debido al debilitamiento en las atracciones moleculares de las componentes y su proceso de mezcla para formar la solución será endotérmico o presentan desviaciones negativas, que poseen una tendencia baja a escapar de la solución respecto a cada componente y la
fuerzas intermoleculares que se forman, son más fuertes que las que existen en los constituyentes puros, por el cual su proceso 2 de mezcla es exotérmica.
METODOLOGIA En la Practica se realizó un montaje ver fig 1, en el cual se verifico que este no presentara fugas, se utilizó cloroformo (CHCl3) y acetona (C3H6O), se comenzó midiendo 10.0 mL de cloroformo en la pipeta graduada agregando al balón de destilación y calentando hasta el punto de ebullición constante, registrándose esta temperatura, luego se dejó enfriar y se agregó 4.0 mL de acetona calentándose hasta el punto de ebullición constante, registrándose esta, dejándose enfriar y agregando por ultimo 6.0 mL de acetona, calentándose de nuevo, hasta el punto de ebullición contante, de igual forma se realizó el proceso acetonacloroformo.
Fig.1 Montaje experimental
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Tabla.2 cálculos de cloroformo-acetona RESULTADOS Y DISCUSIÓN Tabla.1 Datos de cloroformo y acetona. sustancia
Masa Punto Densida mola ebullició d r n °C ⁄ ⁄
CHCl3(Clorofor mo) C3H6O(Acetona)
119.3 8 58..0 8
61
1.483
56
0.8
XA
XB
Punto de ebullició n °C
0.12 0.12
0 0.05 0.13
0 0.31 4 0.52
58 60
0.12
1 0.68 5 0.48
60
Se calculó los datos con las Eqn (2),(3) y (4) como el anterior procedimiento, el cual se registró. Ver tabla 2.
Tabla.3 cálculos de Acetona- cloroformo
Se halló la masa del cloroformo:
=×
()
Donde m es masa, d, densidad, y v, volumen.
× 10
= 14.83 Se calcula el número de moles:
= ×
Moles B (C3H6 O)
Acetona-cloroformo
Cloroformo-acetona
= 1.43
Moles A ( )
Moles A (C3H6 O)
Moles B ( )
0.137 0.137
0 0.0496
0.137
0.124
XA
XB
Punto de ebullició n °C
1 0.73 4 0.52 4
0 0.26 5 0.47
51 53 56
()
1 119.38 = 0.12
= 14.83 ×
Se calcula la fracción molar de la sustancia pura:
= # #
()
= Se calcula los moles, fracción molar al agregarle los 4 ml y 6 mL de acetona del mismo modo con las Eqn(2),(3) y (4).
Fig. 2 Comportamiento cloroformo-acetona y acetona-cloroformo.
Las interacciones entre acetona y cloroformo, cloroformo y acetona conducen a desviaciones negativas de la ley de Raoult, ya
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que al ser mayor la energía de interacción entre ellas la tendencia de cada componente para pasar a la fase de vapor se reduce puesto que al ser mayor el punto de ebullición, menor es la presión de vapor, es decir, son inversamente proporcionales, el cual se expresa en la toma de temperatura de ebullición. Ver tabla 1 y 2. La presión de vapor a su vez, es una propiedad coligativa, el cual dependen solamente del número de partículas de soluto en la disolución y no de las naturalezas de las partículas del soluto, si este es volátil como en el caso del cloroformo, la presión de vapor de sus disoluciones siempre es mayor que la del solvente puro, así la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor de disolvente puro depende de la concentración del soluto en la disolución, en el que si se acerca a cero se asemeja a una solución ideal de lo contrario posee las desviaciones anteriormente mencionadas, es decir, la interacción entre acetona cloroformo puesto conducen a desviaciones negativas de la ley de Raoult, ya que se debe a la formación de un puente de hidrogeno muy débil entre el oxígeno de la acetona y el hidrogeno del 3 cloroformo Ver fig1. Se observó también un comportamiento azeotropico, cuando la solución alcanzo una fracción de 0.5 en cada componente, esto se presenta dado que la solución se comporta como si estuviera formada por un solo 3 componente.
PREGUNTAS 1- Según lo presentado en el documento, ¿Cómo puede usted explicar cualitativamente el aumento en el punto de ebullición cuando el soluto de la mezcla tiene una tamaño molecular mucho mayor que el solvente? Se puede explicar que a medida que el soluto aumenta, el número de moléculas de solvente en cualquier volumen pequeño, independiente de la región, disminuye y consecuentemente lo hace la probabilidad de que una molécula
del solvente escape a la fase gaseosa, es decir se evaporice.
2- Presente las razones dadas por el autor para justificar la introducción del efecto del tamaño molecular sobre la ley de Raoult en los primeros años de enseñanza de la química. La conexión entre la ley de Raoult y la ecuación para solutos de moléculas grandes, puede esclarecerse o justificarse si se mira la entropía de la mezcla para los dos sistemas y la discusión de los tamaños en la ley de Raoult da a conocer las propiedades únicas de las moléculas grandes tan naturalmente como una extensión de comportamiento de las moléculas pequeñas.
3- Explique cualitativamente el “lattice model” para el caso en que las moléculas de soluto son mucho mayores que las moléculas del solvente. Es un modelo para entender de una forma más practica la entropía de dos componentes binarios de moléculas pequeñas, está dividido en celdas pequeñas equivalentes a la suma del número de moles del soluto y del solvente, el cual pueden ser posicionadas en el enrejado que se relaciona con el número de configuraciones de la entropía, si las del el soluto se vuelven significativamente más grandes que las del solvente, entonces el soluto no se ajusta a una celda del enrejado.
CONCLUSIONES En la solución binaria analizada de cloroformoacetona se observó una desviación negativa a la Ley de Roault, respecto a la presión de vapor, la cual muestra una inclinación a que los componentes no escapen de la solución, confirmándose que las interacciones intermoleculares que se forman en esta son fuertes, también se analizo el comportamiento azeotropico en el punto medio de la concentración de los componentes de la solución, cuando alcanza el punto máximo de ebullición, el cual posee un comportamiento como si fuera una sola solución.
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BIBLIOGRAFIA 1. Chang, R. Química. (2013) Capítulo 11. En: Química General Undécima edición. México: McGraw-Hill, pág. 496-497. 2. Levine, Físico Química. Capítulo 1: Físico química. Pag 13- Pag 80 3. Farrinton Daniels , Físico Química. (1961) Capitulo 1: Termoquímica. Editorial, Continental. Pág 159- Pag 217
