sábado, 28 de marzo de 2015

Propiedades coligativas - urea

Objetivos

·         Definir e identificar la importancia de las propiedades coligativas.
·         Ejemplificar experimentalmente la variación del punto de ebullición y del punto de fusión de una disolución.
·         Determinar el peso molecular de un soluto mediante las propiedades coligativas de las disoluciones.
·         Relacionar la importancia de estas propiedades en la industria farmacéutica.

Introducción

En química, las propiedades coligativas de las soluciones son aquellas que dependen sólo de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto.
Propiedades coligativas:
  • Descenso de la Presión de Vapor
Cuando se prepara una solución con un solvente ¨puro¨ y un soluto NO VOLÁTIL (que no se transformará en gas -vapor-) y se mide su Presión de vapor, al compararla con la Presión de vapor de su solvente puro, se observa que la presión de vapor de la solución es MENOR que la presión de vapor del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando compara las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, veremos que aquella solución más concentrada tiene menor Presión de vapor.
Descenso de Pvapor = Pvapor solvente - Pvapor solución

Ya que el soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, como por ejemplo el liquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura, a presión atmosférica se congelaría a 0 °C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Entonces se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
Ecuación: ΔTf = Kf m
- m es mol/kg
- ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a T - Tf, donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del solvente puro.
- Kf, es una constante de congelación del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC/m
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 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.
Ecuación: ΔTb = Kb · m
- m es mol/kg
- ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb, donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb es el punto de ebullición del solvente puro.
- Kb, es una constante de ebullición del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 0,52 ºC/m
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 de líquido transformarse en gas.
  • Presión osmótica
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.
Ecuación: π = (nRT) / V
en donde:
- n es el número de moles de partículas en la solución.
- R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 · mol-1
- T es la temperatura en kelvins
Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:
Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.


Desarrollo experimental


Resultados

Tabla 1. Temperaturas de ebullición de las diferentes soluciones de etilenglicol-agua para la determinación del peso molecular de etilenglicol.
Masa de etilenglicol (g)
Masa de agua (g)
Molalidad (mol/kg)
Temperatura de ebullición (ºC)
Temperatura de ebullición (K)
2.5
22.5
1.7901
95-95.5
368.15-368.65
5.0
20.0
4.0277
95.5-96
368.65-369.15
10.0
15.0
10.7406
98-99.5
371.15-372.65
*Temperatura de ebullición del agua pura=92.5-94ºC

Tabla 2. Pesos moleculares de etilenglicol calculados a partir del ∆tb. Se consideró sólo las temperaturas de ebullición medidas en la región constante y no las de la primera burbuja (véase Discusión).
Molalidad
mol/kg
∆tb
(ºC)
Peso molecular medido
(g/mol)
Error experimental
(%)
1.7901
1.5
38.51
37.9
4.0277
2.0
65
4.7
10.7406
5.5
63.03
1.6


Tabla 3. Datos de temperatura de enfriamiento para una solución de 1.0 gramo de urea disuelto en 10 mL de agua y puesto en baño agua/hielo-sal
Tiempo
(min)
Temperatura
(ºC)
Tiempo
(min)
Temperatura
(ºC)
0
2
13
-1
1
1
14
-1
2
1
15
-2
3
1
16
-2
4
1
17
-3
5
-1
18
-3.5
6
-1
19
-4
7
-1
20
-4
8
-1
21
-3
9
-1
22
-4
10
-1
23
-4
11
-1
24
-4
12
-2
25
-4

Tabla 4. Datos de temperatura de enfriamiento para una solución de 2.0 gramos de urea disueltos en 10 mL de agua y puestos en baño agua/hielo-sal
Tiempo
(min)
Temperatura
(ºC)
Tiempo
(min)
Temperatura
(ºC)
0
4
10
-5
1
4
11
-5
2
4
12
-5
3
2
13
-6
4
1.5
14
-7
5
1
15
-8
6
0
16
-8
7
-1
17
-8
8
-2
18
-8
9
-3
19
-8
-Gráfica: del descenso de punto de congelación utilizando un gramo de urea con agua.


-Gráfica: del descenso de punto de congelación utilizando dos gramos de urea con agua.




Tabla 5. Pesos moleculares de urea
Urea
Temperatura de congelación
ºC
Peso molecular medido
g/mol
Error relativo %
1.0 gramos
-4
46.63
22.4
2.0 gramos
-8
46.63
22.4

Discusión

En la  Tabla 1 se observan los puntos de ebullición medidos para el agua que contenía etilenglicol como soluto no volátil. Se supone que el etilenglicol no toma lugar en la ebullición, pues su punto de ebullición es de 197.3ºC.  Según la fórmula de Crafts el punto de ebullición del agua en la ciudad de México debía de ser de 93.5 ºC, valor cercano al obtenido de 94ºC. Como se ve, se tomaron dos valores de punto de ebullición, el primero corresponde al punto de formación de la primera burbuja y el segundo a la temperatura de ebullición cuando se desprenden las burbujas de toda la masa del líquido (rosario de burbujas) y se mantiene constante.

Nosotros consideraremos como puntos de ebullición los correspondientes a la región constante de la medición, no a la temperatura de la primera burbuja, esto porque según Geankoplis, (1998) en la medición del punto de ebullición influye la velocidad de transferencia de calor tanto del vidrio del matraz hacia la superficie de líquido en contacto como la transferencia de calor por las fuerzas convectivas del líquido. Por tanto, la medición de temperatura que registra el termómetro en el seno del líquido puede ser diferente a la que tiene la zona del líquido donde se presenta la primera burbuja. Conforme transcurre el tiempo la velocidad de formación de burbujas aumenta, incrementándose la velocidad de circulación del líquido y con ello la velocidad de transferencia de calor.

La Tabla 2 muestra que es un error bastante significativo del peso molecular medido al conocido para el etilenglicol. Sin embargo para concentraciones molales más grandes dicho error disminuye. Esto se debe a que ∆tb aumenta conforme aumenta la concentración de soluto, y con ello la aplicabilidad del termómetro usado cuya escala sólo permitía medir de 0.5 en 0.5ºC. Por tanto, se debió usar un termómetro más preciso para la realización de éste experimento, al menos para el primer valor, donde la diferencia de temperatura de ebullición esperada era de 0.93ºC, dato imposible de medir con un termómetro que sólo tiene escala en 0.5ºC.

Las Tablas 3 y 4 muestran los puntos de congelación de las muestras de 1.0 y 2.0 gramos de urea, respectivamente, disueltos con 10 ml de agua destilada. Los tiempos marcados con amarillo corresponden a cuando la muestra se solidificó. En las Figuras 1 y 2 se grafican los datos de las tablas 3 y 4, y se muestra la tendencia descendente de la temperatura conforme transcurre el tiempo hasta llegar a la región constante.

La Tabla 5 muestra los pesos moleculares medidos de urea (46.63 g/mol en cada caso respecto a los 60.06 g/mol esperados) y el error relativo (22.4%). Los valores obtenidos están lejos del valor esperado, y no se puede discutir otro efecto más que al debido al error experimental al usar termómetros calibrados de 1 en 1 ºC y el no haber medido el punto de congelación del agua destilada usada en la determinación, de ésta forma se habría mantenido el error instrumenta, de calibración o humano en ambas mediciones.

Al igual que la constante ebulloscópica (Keb), la constante crioscópica (Kc) representa el descenso en el punto de congelación para soluciones de concentración 1 molal.  Por lo que debemos concluir que la magnitud de ∆Tc no sólo depende de la concentración molal de la solución, sino también de la naturaleza del solvente, ya que el valor de la constante es diferente para cada uno de ellos.

Aplicaciones en la Industria Farmacéutica

-El descenso crioscópico puede ser usado para determinar la actividad de un soluto en solución o su grado de disociación en un solvente dado.
-Es gracias al descenso crioscópico que se puede usar sal común para fundir nieve, hielo o escarcha simplemente espolvoreandolo.
-Para la determinación de la adulteración de la leche con agua, para la preparación de disoluciones en la industria farmacéutica, para análisis clínicos de orina.
- Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.
-Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.
-Se emplea para controlar la calidad de los líquidos: la magnitud del descenso crioscópico es una medida directa de la cantidad total de impurezas que puede tener un producto: a mayor descenso crioscópico, más impurezas contiene la muestra analizada.

-La presión osmótica en la industria farmacéutica se utiliza, para la separación de proteínas, eliminación de virus, etc.

Conclusiones

·         Los termómetros usados en la experimentación no eran los adecuados en cuanto a la precisión en la escala.
·         Además de las perlas de ebullición se debe agitar el matraz para la medición del punto de ebullición con el fin de mejorar la transferencia de calor.
·         Se debe medir la temperatura de ebullición cuando ésta deja de subir y no en la primera burbuja.
·         Se cumplieron los objetivos establecidos mediante el cálculo de las masas moleculares a partir de las propiedades coligativas de disoluciones, comprendiendo la relación que existe entre dichas propiedades la masa molecular de cualquier compuesto, haciendo confiables los dos métodos que se emplearon en la práctica (aumento del punto de ebullición y descenso del punto de fusión), haciendo más preciso este cálculo por medio del descenso del punto de fusión, ya que tenemos una temperatura ambiente y la segunda lectura se toma hasta que se vuelve constante, haciendo que disminuya el error en las
·         Se ha podido demostrar que el descenso del punto de congelación es proporcional a la concentración molal del soluto mediciones.

Bibliografía

-Adamson, A. y Gast, A. (1997). Physical Chemistry of Surfaces (6ª ed.). Nueva York, E.U.A.: Jonh Wiley & Sons. ISBN: 0-471-14873-3
-Castellan, G. (1987). Fisicoquímica (2a ed). México: Addison Wesley Iberoamericana
-Chang, R. (2008). Fisicoquímica (3ª ed.). E. U. A.: McGraw-Hill
-Geankoplis, C. (1998). Procesos de transporte y operaciones unitarias (3ª ed.). México: Compañía Editorial Continental.
-McCabe, W., Smith, J. y Harriot, P. (2007). Operaciones unitarias en ingeniería química (7ª ed.).  España: McGraw-Hill Interamericana. ISBN: 0-07-284823-5.
- Theodore L. Brown,H. Eugene LeMay, Jr.,Bruce E. Bursten,Julia R. Burdge,(2004) Química La Ciencia central, 9° edición, editorial Pearson, México .

Anexos

Memoria de cálculo

Aumento del punto de ebullición


Despejando PM2

Primera lectura de temperatura:

Masa del agua: 0.0225 kg

Sustituyendo valores:


Segunda lectura de temperatura:

Tercera lectura de temperatura:

Descenso en el punto de congelación.


Despejando PM2
Sustituyendo valores:       
Para 1 g de urea:
Para 2 g de urea:

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