 ) ( 

Para el disolvente A puro el potencial químico es: A ()
Para el disolvente A (en presencia del soluto B) el potencial químico es:
PRACTICA 8
PROPIEDADES COLIGATIVAS
ELEVACION DEL PUNTO DE EBULLICION DE UN LIQUIDO EN
PRESENCIA DE UN SOLUTO NO VOLATIL
Material
Productos
1 probeta de 100 mL
Acetona
2 matraces esféricos 50 mL
Acetanilida
3 tapones de goma
Sustancia X
2 bases de corcho
Cloruro de sodio
2 vasos de precipitados de 100 mL
Sulfato de sodio
Perlas de vidrio
Cloruro de aluminio
Agitador magnético
Baño para refrigerar matraces
Embudo para sólidos
Aparato de destilación con controlador Cobra
 A ()  A ()  RT ln x A
xA es la fracción molar del disolvente. Como ln x A < 0 => A  A
El potencial químico de A para la fase vapor y sólida permanecen inalterados por
la presencia del soluto no volátil. Fig.1.


 A (s)
 A (l)


 A (g)

 A (l)

Objetivos
1 Determinación de la constante ebulloscópica de la acetona.
2 Determinación de masas moleculares por ebulloscopía.
3 Determinación de coeficientes de Van`t Hoff
Fundamentos
Se denominan propiedades coligativas a las propiedades físicas de las disoluciones
que dependen del número y no de la naturaleza de las partículas de soluto no
volátil, disuelto en una cantidad de disolvente.
Las propiedades coligativas son cuatro:
 Descenso de la presión de vapor.
 Elevación de la temperatura de ebullición.
 Descenso de la temperatura de fusión.
 Generación de una presión osmótica.
En esta práctica vamos a estudiar el efecto de un soluto no volátil sobre la
temperatura de ebullición de un disolvente.
Supondremos: a) que el soluto es no volátil, de forma que no contribuye al vapor,
b) que el soluto no se disuelve en el disolvente sólido y c) la disolución es ideal.
Una característica común de las propiedades coligativas es la disminución del
potencial químico del disolvente líquido como consecuencia de la presencia del
soluto.
1

T
Tf (A)
Tf*(A)
*
Teb
(A)
Teb (A)
Fig 1.
Esto implica que el equilibrio líquido-vapor se produce a una temperatura de


ebullición Teb
(A) > Teb*(A) 
Análisis de la Elevación del punto de ebullición del disolvente.
proceso(vap) :   g
g
El equilibrio de interés es entre el disolvente en la fase vapor, A(g),
y el
disolvente de la disolución, A() , tal como se muestra en la figura.
Lab QF-I P8
suponemos H*A (vap)  f (T), en el intervalo (Te-Te*)
El equilibrio implicado en el cálculo del ascenso
del pto de ebullición es entre A en el vapor puro y
A en la mezcla, siendo A el disolvente y B un
soluto no volátil.


* (g)  *A () G *A (g )  G *A () G *A ( vap)
ln x A  A


RT
RT
RT
donde
G*A (vap),
  G 
H
ec. Gibbs  Helmholtz 
    2
T
 T  T p

d(ln x A ) 
H *A (vap)




 dT p
RT 2

Si ahora integramos esta ecuación entre (xA = 1, Te*, disolvente puro) y una
fracción molar cualquiera en la disolución, (xA, Te).
xA
 d(lnxA )  
1
2

T
H*A (vap) e dT
 2
R
T* T
TeTe* R
H *A (vap)
ln x A
como x A  1 y H *A (vap)  0 )
 Te*  Te  0  Te  Te*
La ecuación que nos dá la Teb de la disolución en función de la concentración es:
H *A (vap)  1
R ln x A
1 
1
1


  *  
*
R
H A (vap) Te Te*
Te Te 
1
1
R


ln x A
Te T * H * (vap)
e
A
es la función de Gibbs de vaporización del disolvente puro.
 G * (vap) 
A
d

T


d(ln x A ) 
1  

 

R 
dT
 dT p





p
Te*  Te 
ln x A 
Dado que G*A (vap) depende de la T, derivamos respecto a T, a P cte.

H *A (vap)  1
1  H *A (vap) Te*  Te 
  *  


R
R
Te Te 
 TeTe* 
es decir, la temperatura de ebullición de la disolución es mayor que la temperatura
de ebullición del disolvente puro.
El equilibrio a una T, viene dado por:
*A (g)   A ()  *A ()  RT ln x A
ln x A 

Todo lo que hemos obtenido es consecuencia de aplicar la ley de Raoult que se
cumple para disoluciones muy diluidas, xA ≈ 1.

En estas condiciones:
ln x A  ln(1  x B )   x B ya que x B  1
2
Te  Te*  Te Te*  Te*
Suposición1
Suposición 2
por tanto
2
RTe*
H *A ( vap)  Te*  Te 
*
 xB 
 * 2   Te  (Te  Te )  H * ( vap) x B
R
A
 Te

La fórmula que se acaba de deducir no hace referencia a la identidad del soluto,
solamente a su fracción molar. Esto caracteriza la elevación del punto de
ebullición como una propiedad coligativa.
El valor de T depende de las propiedades del disolvente y los mayores cambios
se producen con disolventes que tienen un punto de ebullición alto, pero una
entalpía molar de vaporización baja.
e
Lab QF-I P8
El aumento de T se expresa normalmente en función de mB, la molalidad del
soluto:
w
nA  A  wA  nAMA
MA
nB
nB

si M A (moles/ g)
wA
(n A M A ) / 1000
m B (n A M A )
nB
nB 
si xB 
y (n A  n B )  n A
1000
n A  nB
mB 
n
xB  B 
nA

Sup. 3
m B (n A M A )
m MA
1000
 B
nA
1000
Te  (Te  Te* ) 
2
RTe*
xB
H *A ( vap)
m  y mV. Se añade aproximadamente 1 grs de soluto (acetanilida), y se
 RT *2
e
 
 H *A ( vap)

M A 
mB
1000

cte  K e
Ke 
RTe*
2
H *A ( vap)
MA
1000
Te  K e m B
unidades K e 
K e cte ebulloscópica del disolvente
(J / mol K ) K 2 kg
 K kg mol1
J / mol
mol
Ke está relacionado únicamente con las propiedades del disolvente. Una vez
determinada se utiliza para hallar la masa molecular del soluto a partir del
aumento en Te (Ebulloscopía).
Metodo experimental.
OBTENCIÓN DE LA CONSTANTE EBULLOSCÓPICA DE LA ACETONA
1. En primer lugar, se limpia el matraz tapado con un poco de acetona, el imán
y las perlas para eliminar restos. Una vez limpio el matraz de fondo redondo
se pesa con el imán, 8 ó 9 perlas de ebullición y tapado con dos tapones. Este
peso constituye mV. Añadir unos 40 mL de acetona y colocarlo en sistema
de reflujo adaptando el tapón roscado con la sonda de temperatura.
3
2. Iniciar el progama Measure y hacer click sobre el botón,
. Encender la
placa calefactora y el agitador ambos en la posición 1 y mantener la
ebullición hasta que la temperatura se mantenga constante durante al menos
un cuadrante.
3. Presionar el botón "finalizar la medida". En este instante aparecerá en
pantalla la gráfica reescalada. Como en la práctica anterior, se calibra el
aparato pero a la temperatura de ebullición de la acetona pura, 56 ºC. Volver
a iniciar la medida, dejar el sistema durante al menos un cuadrante y obtener
T*eb
4. Retirar el matraz de la placa y del reflujo, quitar la sonda y tapar
inmediatamente. Enfriar en el baño unos segundos, secar y pesar. Este peso
constituye m  . La masa de acetona presente, mace, será la diferencia entre
vuelve a pesar el matraz, m '. La masa de soluto añadida es m '- m  .
Volver a colocar el matraz en el sistema de reflujo. Cuando la temperatura se
mantenga constante durante al menos un cuadrante, presionar “finalizar la
medida”. Seleccionar la zona de temperatura constante con el botón
y
obtener la temperatura de ebullición con el botón
. Repetir los pasos 2, 3
y 4, con otras cinco masas de soluto, ahora sin calibrar teniendo en cuenta
que la masa de acetona será: m -mv-msto total
Donde:
msto es la masa de cada adición de soluto
msto total es la masa total de soluto
nsto total es el número de moles totales de soluto
m y m ' son la masa total del matraz, acetona y soluto
mace es la masa de acetona
mace = m - mv -msto total
mB es la molalidad de la disolución
molalidad: mB =
n sto
1000
m ace (kg)
∆T es el incremento de temperatura de la disolución con respecto al
disolvente puro ∆Teb =Teb -T*eb

Lab QF-I P8
DETERMINACION DE MASAS MOLECULARES POR EBULLOSCOPÍA
Cálculos
1.
1. Se pesa un matraz limpio (limpiar como anteriormente) con el imán, 8 ó 9
perlas de ebullición y dos tapones (mV), y se añaden 40 mL de acetona.
Colocar el matraz en el sistema de reflujo y obtener la temperatura de
ebullición de la acetona pura.
2. Retirar el matraz, dejar enfriar y pesar ( m ). Introducir un peso
2.
3.
aproximado de 3.5 grs de la sustancia X y volver a pesar, ( m '). Volver a
tapar y colocar en sistema de reflujo para obtener la nueva temperatura de
ebullición.
3. Repetir los pasos 1 y 2 para y rellenar la tabla 2.
ln x A  ln(1  x B )   x B
Te  Te*  Te Te*  Te*
DETERMINACIÓN DE COEFICIENTES DE VAN´T HOFF
Como se indicó anteriormente, las propiedades coligativas dependen del
número de partículas de soluto en una masa dada de disolvente. Una disolución de
un electrolito 1:1 que se disocia totalmente, genera el doble de partículas en la
disolución, por lo que el aumento del punto de ebullición de la disolución debería
ser el doble que el de una disolución de no electrolito. Realmente esto sucede si la
disolución es infinitamente diluida. En cualquier otro caso la propiedad coligativa
no es exactamente el doble, sino algo menor debido a la existencia de “asociación
iónica” que reduce el número total de partículas de soluto.
Una medida de la disociación del electrolito la da el “factor de Van´t
Hoff” que se define como el cociente entre la propiedad coligativa real y la que se
observaría si no hubiera disociación. En el caso del aumento de la temperatura de
ebullición, el factor de Van´t Hoff (i) será:
i
Treal
Tnoelec
1. Se pesa limpio y seco (limpiar con agua agitando el matraz con el imán y
las perlas dentro) un matraz de fondo redondo con el imán y dos tapones y
perlas de ebullición (mv), se añaden 30 mL de agua y se coloca en el
sistema de calefacción para obtener su temperatura de ebullición. Cambiar
la placa calefactora a la posición 2.
2. Se retira el matraz con el agua ( Cuidado ¡Quema!) y se refrigera durante
dos o tres minutos, en el baño de agua manteniendo las bocas tapadas. Una
vez enfriado se pesa ( m ).
3. Se añade un peso de electrolito adecuado para obtener una disolución 0.5
molal, se tapa y se vuelve a pesar ( m ').
4. Se coloca el matraz en el sistema de calefacción para obtener la nueva
temperatura de ebullición.
5. Completar la Tabla 3.
4
Representar ∆Te en función de mB y determinar la constante ebulloscópica
de la acetona
Representar ∆Te en función de la fracción molar de soluto xB y obtener la
constante ebulloscópica de la acetona. Comparar ambas constantes.
Demostrar las suposiciones 1, 2 y 3 que se han realizado para llegar a la
expresión ∆Te = Ke mB, para la molalidad más alta.
nA  nB  nA
4.
5.
6.
2
Suposición1
Suposición 2
Suposición 3
Calcular la constante ebulloscópica “teórica” y compararla con la
experimental.
Sabiendo que la composición centesimal de la sustancia X es 79.2% de C,
15.1 % de O y 5.7 % de H y que Mmolecular = Mempírica X n, determinar la
fórmula empírica de la sustancia X. Determinar n y la fórmula molecular de
X.
Calcular el coeficiente de Van´t Hoff mediante la expresión 3. Comparar y
discutir las diferencias entre los coeficientes de varias parejas.
Cuestiones
1.
El ácido esteárico C18H36O2 y el ácido palmítico C16H36O2, son ácidos
grasos comunes. Los ácidos esteáricos comerciales, contienen también ácido
palmítico. Una muestra de 1.115 grs de un ácido esteárico comercial se
disolvió en 50 ml de benceno (d = 0.879 grs/mL). El punto de congelación
del benceno puro es de 5.533 ºC y el punto de congelación de la disolución
resultó ser 5.072 ºC. La constante crioscópica del benceno es K= 5.12 ºC/m.
Calcular el porcentaje de ácido palmítico en la muestra de ácido esteárico
comercial.
2.
La disolución de 5.25 g de una sustancia en 565 g de benceno a 298 K
aumenta el punto de ebullición en 0.625 ºC. Sabiendo que K e = 5.12 K
kg/mol, Ke = 2.53 K kg/mol y la densidad del benceno es 876.6 kg/m3.
Calcular la disminución del punto de congelación, la razón de la presión de
vapor sobre la disolución con respecto al componente puro, la presión
osmótica y el peso molecular del soluto. P*(benceno) = 103 Torr a 298 K.
Lab QF-I P8
Teb* (ºC) =
mV (g)=
Tabla 1.
Adiciones
de soluto
m (g)
macet(g)
m ´(g)
msto(g)
msto total (g)
nsto total(g)
mB (mol/kg) Teb (ºC)
T (ºC)
1
2
3
4
5
6
Tabla 2.
experiencia
mV(g)
m (g)
macet(g)
m ´(g)
msto(g)
Teb*(ºC)
Teb (ºC)
T (ºC)
1ª
2ª
Tabla 3.
mV(g)
5
m (g)
magua(g)
m ´(g)
msto(g)
nsto (g)
*
mB(mol/kg) Teb (ºC)
Teb (ºC)
T (ºC)
Lab QF-I P8