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.
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
- Descenso del punto de congelación
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.
- 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
- Aumento del punto de ebullición
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.
- 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.
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:
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 .
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