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3. Determinar el peso molecular de un soluto mediante las propiedades coligativas de las disoluciones 4. Relacionar la importancia de estas propiedades en la Industria Farmacéutica.
MARCO TEÓRICO
Aumento del punto de ebullición de las disoluciones.
Las disoluciones que contienen solutos no-volátiles presentan puntos de ebullición más elevados que el disolvente puro. La diferencia entre el punto de ebullición de la solución y el disolvente puro para una presión constante establecida, se conoce como elevación del punto de ebullición que depende de la naturaleza del disolvente y la concentración del soluto, pero es independiente, por lo menos en soluciones diluidas, de la naturaleza del soluto en tanto este no se disocie.
Consideremos el diagrama presión de vapor-temperatura que se muestra en la
ilustración 1.
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Ilustración 1. Diagrama Presión - Temperatura (se muestra la línea de Equilibrio - Vapor para el disolvente puro y la disolución)
La curva AB representa la presión de vapor del disolvente puro en función de la temperatura. Como la presión de vapor de la disolución es para todas las temperaturas, menor que la del disolvente, la curva de presión de vapor-temperatura de la disolución debe quedar debajo de la del disolvente puro y está representada en el diagrama por la curva CD. A fin de alcanzar el punto de ebullición correspondiente a cierta presión externa que se ejerce sobre la solución P°, debe calentarse a temperaturas a las cuales las presiones de vapor respectivas igualan la del confinamiento.1
El disolvente puede alcanzar la presión P° a la temperatura To, pero la solución debe elevarse a una temperatura mayor que To antes de que se alcance la misma presión. Por lo tanto, para la misma presión externa, la solución debe hervir a una temperatura más elevada que la del disolvente puro; el ascenso del punto de ebullición será entonces ΔTb=T-To.
Cuando aplicamos la ecuación de Clausius-Clapeyron y la Ley de Raoult, es posible deducir una relación entre el ascenso del punto de ebullición de la solución y su concentración.
Como los puntos E y F quedan sobre la curva de presión de vapor de la solución,
ambos pueden relacionarse mediante la ecuación de Clausius-Clapeyron.2
ln𝑃°
𝑃=
∆𝐻𝑣
𝑅[𝑇 − 𝑇𝑜
𝑇𝑇𝑜]
En donde:
P y P° son las presiones de vapor de la solución a las temperaturas T y To respectivamente.
1 R. Chang, Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos, México 1987, Editorial Continental 2 G. R. Barrow, Química Física, Barcelona 1991, Editorial Reverte
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ΔHv es el calor de vaporización por mol de disolvente de la solución, si la solución
es diluida T es prácticamente igual a To y T•To = To2
ln𝑃
𝑃°= − ln
𝑃
𝑃°=
∆𝐻𝑣
𝑅
∆𝑇𝑏
𝑇𝑜2
Cuando la ley de Raoult se aplica a la solución, tenemos:
𝑃
𝑃°= 𝑥1 = 1 − 𝑥2
X1=fracción mol del disolvente.
X2=fracción mol del soluto.
ln(1 − 𝑥2) = −∆𝐻𝑣
𝑅[∆𝑇𝑏
𝑇𝑜2]
∆𝑇𝑏 =𝑅𝑇𝑜2
∆𝐻𝑣𝑥2
Por costumbre, se expresa la concentración en moles de soluto por 1000 g de disolvente, es decir en molalidad (m).
Si designamos con x1 al número de moles del disolvente en 1000 g tenemos:
𝑥2 =𝑚
𝑛1 + 𝑚=
𝑚
𝑛1
Debido a que es una solución diluida, m es pequeño en relación con n1 y puede
despreciarse quedando la ecuación como sigue:
∆𝑇𝑏 = [𝑅𝑇𝑜2
∆𝐻𝑣𝑛1] 𝑚
Para un disolvente dado, todas las cantidades en el paréntesis de la ecuación
anterior son constantes y podemos simplificar como sigue:
∆𝑇𝑏 = 𝐾𝑏 ∗ 𝑚
La constante Kb se denomina también constante molar de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscopia.
El peso de soluto por 1000 g de disolvente está dado por:
1000𝑤2
𝑤1
w2= peso del soluto en g
w1
= peso del disolvente en g
La molaridad de la disolución es:
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𝑚 =1000 𝑤2
𝑤1𝑀2
Donde M2 es el peso molecular del soluto. Relacionando las ecuaciones anteriores obtenemos:
∆𝑇𝑏 = 𝐾𝑏 (1000 𝑤2
𝑤1𝑀2)
𝑀2 =1000𝑤2𝐾𝑏
𝑤1∆𝑇𝑏
De aquí, es posible determinar el peso molecular del soluto si conocemos el valor
de la constante ebulloscopia del disolvente, así como la variación del punto de
ebullición y la concentración molar de la solución.
Disminución del punto de fusión.
Cuando se disuelve una sustancia en un disolvente líquido, el punto de congelación
de la disolución es menor que el del disolvente puro. El descenso en la temperatura
de congelación depende del número de moles de soluto disueltos en una cantidad
dada de disolvente.
Al igual que el incremento en el punto de ebullición, el descenso en el punto de congelación puede determinarse como3:
ΔTf = K
fm
Con:
Kf = M
0RT
0
2/1000ΔH
f
Donde: K
f = constante crioscópica o constante molar de descenso en el punto de
congelación. m = molaridad de la disolución en moles/kg de disolvente. M
0 = peso molecular del disolvente
R = constante universal de los gases. T
0 = punto de congelación del disolvente puro.
ΔHf = entalpía molar de fusión del disolvente puro.
3 Brown L. T., Química la Ciencia Central, México 2009, Editorial Pearson
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MATERIALES Y REACTIVOS
Tabla 1. Materiales y Reactivos
Materiales Reactivos
2 Soportes universales. Eteliglecol
2 pinzas de tres dedos con nuez. Agua destilada 1 refrigerante liebig. 1 termómetro. 1 matraz balón. 2 Soportes universales. 2 pinzas de tres dedos con nuez. 2 matraces Erlenmeyer 2 pipetas 1 perilla
DIAGRAMA DE FLUJO
Inicio
Propiedades
coligativas
Aumento
del punto
de
ebullicion
Descenso
en el punto
de
congelación
Montar el equipo
Pese el tubo de
ensayo
pequeño
Pese alrededor
de 1 g de urea Determine el
punto de
ebullición del
agua destilada
Añada 10 ml de
agua y pese de
nuevo
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PROCEDIMIENTO
1. Primeramente se pusieron a hervir 100 ml de agua pura en un vaso de
precipitados y se registraron las lecturas de la temperatura de ebullición, como se
observa en la ilustración 2
Ilustración 2. Calentamiento de Agua
Determinar el
punto de
ebullición de
cada disolución
Colocar el agua
destilada y el
etilenglicol (EG) en
un matraz bola
Coloque este tubo
dentro del tubo
grande
Agite el tubo hasta
que se haya disuelto
la urea
Elaborar la curva de
enfriamiento de la disolución
(temperatura vs. tiempo)
FIN
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2. Se realizaron los cálculos necesarios para preparar una solución de sacarosa a
0.4, 0.8 y 1 molar, como se observa en la ilustración 3.
Ilustración 3. Preparación de Soluciones de Sacarosa
3. Se realizó el calentamiento de cada una de las soluciones hasta que hirvieron
posteriormente se registraron las temperaturas de ebullición, como se observa en la
ilustracion 4.
Ilustración 4. Registro de punto de ebullición de soluciones
DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE FUSIÓN.
4. Se pesaron los tubos de ensayo y registraron las lecturas respectivamente, como
se observa en la ilustración 5
Ilustración 5. Peso de tubos de ensaye
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5. Posteriormente pesar un gramo de urea contenida en cada uno, registrar los pesos
respectivamente, como se observa en la ilustración 6
Ilustración 6. Pesado de tubos de ensaye con urea
6. Se añadieron 10 ml de agua al tubo de ensaye con urea y se pesó de nuevo, se
agito vigorosamente hasta obtener una solución uniforme y transparente, como se
observa en la ilustración 7
Ilustración 7. Solución transparente (urea totalmente disuelta)
7. Registrar la temperatura de la solución en un rango de 1 minuto para obtener los
datos que posteriormente se usaran para determinar la curva de enfriamiento, como
se observa en la ilustración 8
Ilustración 8. Registro de Temperaturas de Solución
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8. Finalmente se preparó una mezcla refrigerante de hielo con sal para realizar de
nuevo el experimento, añadiendo nuevamente un gramo más de urea a la solución
y se registraron las lecturas en cuanto al descenso de temperatura en el sistema,
como se observa en la ilustracion 9
Ilustración 9. Preparación de la mezcla refrigerante
CÁLCULOS Y RESULTADOS
Datos obtenidos de la práctica
- Para la primera parte aumento del punto de ebullición
T ebullición del agua = 80ºC
Tabla 2. Datos obtenidos en la práctica
g Sacarosa/ mL de agua mL Agua/ g Concentración T ebullición
1.368 10 0.4 77
2.736 10 0.8 75
3.42 10 1.0 73
El cálculo de la elevación del punto de ebullición, el valor de ΔTb es directamente
proporcional a la concentración de la disolución expresada por su molalidad, m:
∆𝑇𝑏 = 𝐾𝑏𝑚
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La magnitud de Kb, la cual se conoce como constante molal de elevación del punto
de ebullición, sólo depende del disolvente. El valor de Kb es igual a 0.51 °C/m para
el caso del agua (Brown, 2009)
El cálculo de la molalidad se realiza a partir de la siguiente ecuación;
𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 = 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎
𝐿 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
𝑛𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎 =𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑝𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛 = 𝑎𝑓𝑜𝑟𝑜
𝑛𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎 =1.368 𝑔
342 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 0.004 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎 =2.736 𝑔
342 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 0.008 𝑚𝑜𝑙
𝑛𝑠𝑎𝑐𝑎𝑟𝑜𝑠𝑎 =3.42 𝑔
342 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 0.01 𝑚𝑜𝑙
Calculo de molalidad a diferentes concentraciones de sacarosa
𝑚 =0.004 𝑚𝑜𝑙
10 𝑚𝐿∗
1000 𝑚𝐿
1𝐿= 0.4
𝑚 =0.008 𝑚𝑜𝑙
10 𝑚𝐿∗
1000 𝑚𝐿
1𝐿= 0.8
𝑚 =0.01 𝑚𝑜𝑙
10 𝑚𝐿∗
1000 𝑚𝐿
1𝐿= 1.0
Calculo de ∆𝑇𝑏 = 𝐾𝑏𝑚 a diferentes concentraciones de sacarosa
∆𝑇𝑏 = 0.51 ℃𝑚⁄ ∗ 0.4 𝑚 = 0.204 °𝐶
∆𝑇𝑏 = 0.51 ℃𝑚⁄ ∗ 0.8 𝑚 = 0.408 °𝐶
∆𝑇𝑏 = 0.51 ℃𝑚⁄ ∗ 1.0 𝑚 = 0.51 °𝐶
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Por lo tanto en punto de ebullición se calcula de la siguiente manera
𝑃𝑢𝑛𝑡𝑜𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛 = 𝑇𝑒𝑏 𝑛𝑜𝑟𝑚𝑎𝑙 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 + ∆𝑇𝑏
𝑃𝑢𝑛𝑡𝑜𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛 = 80℃ + 0.204℃ = 80.204℃
𝑃𝑢𝑛𝑡𝑜𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛 = 80℃ + 0.408℃ = 80.408℃
𝑃𝑢𝑛𝑡𝑜𝑒𝑏𝑢𝑙𝑙𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛 = 80℃ + 0.51℃ = 80.51℃
ANÁLISIS DE RESULTADOS
CÁLCULOS
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REFERENCIAS
G.R. Barrow. Química Física. Ed. Reverté. Barcelona. 1991 R. Chang, Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos, Compañía Editorial Continental, S. A. De C. V. México, 1987.
MÉTODOS O TÉCNICAS DE NEUTRALIZACIÓN
ANEXOS
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