Laboratorio Nº 9

INDICE

I. Objetivos pág. 2

II. Fundamento Teórico pág. 2

III. Parte ExperimentalExperiencia I. SOLUCIONES. PROPIEDADES COLIGATIVAS pág. 4Experiencia II. AGUA POTABLE pág. 6

Experiencia III. COLOIDES pág. 8 Experiencia IV. PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN pág. 8

IV. Cuestionario pág. 9

V. Bibliografía pág. 11

Página 1

Laboratorio Nº 9

I. OBJETIVOS:

Comprobar el efecto del aumento del punto de ebullición de un solvente por la adición de un soluto soluble.

Comprobar el efecto del descenso del punto de congelación de un solvente por la adición de un soluto soluble.

Determinación del peso molecular de un soluto, aprovechando que su presencia baja el punto de congelación de un solvente.

Saber que el agua potable está constituida al menos por algunos iones en disolución.

Comprobar el fenómeno del Efecto Tyndall.

II. FUNDAMENTO TEORICO:

Disolución: mezcla homogénea (composición y propiedades uniformes)de dos o más sustanciasSoluto: son la o las sustancias presentes en cantidades más pequeñas en una disoluciónSolvente: es el componente que esta presente en mayor cantidad o que determina el estado de la materia en la que existe una disolución.Disolución concentrada: es aquella disolución que contiene una cantidad relativamente grande de soluto o solutos disueltosDisolución diluida: es aquella disolución que contiene una pequeña cantidad de soluto o solutos.Disolución saturada: contiene la máxima cantidad de un soluto que se disolverá en un disolvente en particular, a una temperatura específicaDisolución sobresaturada: contiene más soluto que el que puede haber en una disolución saturadaMolaridad: relaciona la cantidad de soluto y el volumen de la disolución.

M

Molalidad: relaciona la cantidad soluto y el volumen del disolvente , esta magnitud es utilizada debido a que no tiene relación con la temperatura como si lo tiene la molaridad debido a que al aumentar la temperatura el volumen tiende a aumentar ligeramente.

m

Fracción molar y porcentaje molar: relaciona la cantidad del componente i y la cantidad total de todos lo componentes.

El porcentaje molar del componente de una disolución es el porcentaje de todas las moléculas en disolución que son un tipo determinado, los porcentajes molares son las fracciones molares multiplicadas por 100.

Página 2

Laboratorio Nº 9

Presión de vapor: es la presión ejercida por un vapor en equilibrio dinámico (implica que dos procesos están ocurriendo en forma simultanea en este caso son la vaporización y la condensación) con su líquido. Propiedades coligativas: son propiedades que dependen sólo del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas del solutoDisminución de la presión de vapor: si la presión ejercida por el vapor del disolvente sobre una disolución ideal es el producto de la fracción molar del disolvente en la disolución y la presión del disolvente puro a la temperatura dada,

Ley de Raoult

Elevación del punto de ebullición: al agregar un soluto a una disolución esta tiende a elevar la temperatura de ebullición y este aumento de temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto , y en el caso de disoluciones diluidas la fracción molar es proporcional a su molalidad

: Es el punto de ebullición del disolvente puro.

: Es el punto de ebullición de la disolución. i m

m : Es la molalidad de la disolución : Es la constante molal de la elevación del punto de ebullición (0C/m)

I : Factor i de Vant Hoff

Disminución del punto de congelación: al agregar un soluto a una disolución esta tiende a disminuir la temperatura de congelación y esta disminución de temperatura de congelación es proporcional a la fracción molar del soluto , y en el caso de disoluciones diluidas la fracción molar es proporcional a su molalidad.

: Es el punto de congelación del disolvente puro : Es el punto de congelación de la disolución

i m

m : Es la molalidad de la disolución : Es la constante molal de la disminución del punto de congelación (0C/m)

i : Factor de Vant Hoff

Coloide: es cuando las partículas que la conforman deben de tener una o más de sus dimensiones, longitud, anchura y espesor en el intervalo aproximado de 1-1000 nmEfecto tyndall: es cuando a un coloide se le hace incidir un has de luz y esta es dispersada en todas las direcciones.

Página 3

Laboratorio Nº 9

III. PARTE EXPERIMENTAL

Experiencia I. SOLUCIONES. PROPIEDADES COLIGATIVAS

1.1 Ebullioscopía

DATOS:

Solvente : AguaSoluto : Cloruro de sodio NaCl

Muestra Temperatura de ebulliciónSolvente puro: Agua 99,0 ºC

Solución: NaCl(ac)

Concentración: 0,8 M 101,0 ºC

CALCULOS Y RESULTADOS:

Según la formula:

: Es el punto de ebullición del disolvente puro.

: Es el punto de ebullición de la disolución.

i m

m : Es la molalidad de la disolución : Es la constante molal de la elevación del punto de ebullición (0C/m)

I : Factor i de Vant Hoff

De la reacción:NaCl + H2O NaOH + HCl

Se tiene que: i = 2

Reemplazando en la fórmula:

∆Teb = Teb NaCl - Teb agua = i . Kb . m

∆Teb = (2)( 0,52)(0,8) = 0,832 ºC ………………….Valor teórico

En la experiencia se obtuvo un ∆Tebn = 2,0 ºC

Calculando el porcentaje de error:

% error = (Valor medido – Valor real) x 100 = ( 2 – 0,832 ) x 100 = 140,38 %

Página 4

Laboratorio Nº 9

Valor real 0,832

CONCLUSIONES:

Con esta experiencia se comprueba que al añadir un soluto soluble el punto de ebullición de la solución aumenta con respecto al solvente puro.

1.2 Crioscopía

DATOS:

Sustancia Masa (g)Solvente: NaftalenoSoluto: Desconocido

8,02,0

Muestra Temperatura de solidificaciónSolvente: NaftalenoSolución:

80,3 ºC72,4 ºC

CALCULOS Y RESULTADOS:

Según la formula:

: Es el punto de congelación del disolvente puro : Es el punto de congelación de la disolución

i m

m : Es la molalidad de la disolución : Es la constante molal de la disminución del punto de congelación (0C/m)

i : Factor de Vant Hoff

Reemplazando en la ecuación:

= 7,9 ºC

i m7,9 = (1)(6,9)(2 x 1000)

M x 8

M = 218,35 g/mol

CONCLUSIONES:

Se comprueba que al añadir un soluto soluble para este caso afecta en la solución de manera que disminuye la temperatura de fusión.

Con los cálculos anteriores se sabe que el soluto utilizado fue :

Página 5

Laboratorio Nº 9

Experiencia II. AGUA POTABLE

2.1 Ión sulfato SO42-

OBSERVACIONES:

Después de añadir tres gotas de HCl (1:1) al agua no se observó ningún cambio.

Después de agregar 20 gotas de BaCl2 0,1M se nota que la solución toma un color blanquecino debido a que BaSO4(s).

Luego de agregar 3 ml de agua tiende a recuperar su coloración anterior.

REACCIONES:

SO42-

(ac) + BaCl2(ac) BaSO4(s)

CONCLUSIONES:

La presencia de HCl (1:1) indica que el agua toma un carácter acido. La solución toma un color blanquecino debido a la precipitación de BaSO4(s)

según la reacción anterior. Con este experimento se comprueba la presencia del ion sulfato SO4

2-

2.2 Ión cloruro Cl-

OBSERVACIONES:

Después de añadir dos gotas de HNO3 6M al agua no se nota cambio alguno.

Después de agregar 2 gotas de AgNO3 0,1M el sistema se vuelve blanco y forma precipitado del mismo color.

Una vez agregado el NH4OH 15M se observan dos fases, una liquida incolora y un precipitado blanco.

REACCIONES:

Cl-(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NO3

-

AgCl(s) + NH4OH(ac) Ag(NH3)+ (ac) + Cl- CONCLUSIONES:

La presencia del HNO3 produce que el medio adquiera una característica ácida.

Al entrar en contacto con el NH4OH(ac) en la solución se formó (AgNH3)+ (ac) que es la fase incolora que se observa al final del proceso.

Con esta experiencia se comprueba la presencia del ion cloruro Cl-.

2.3 Ión calcio y magnesio Ca2+ , Mg2+

Página 6

Laboratorio Nº 9

OBSERVACIONES:

Después de agregar 10 gotas de (NH4)2CO3 1,5M se observa una mínima tendencia blanquecina.

Después de llevar la solucion a la centrifugadora se observó un precipitado blanco.

Después de agregar 10 gotas de Na2HPO4 0,5N se observa también un precipitado blanco.

REACCIONES:

Ca2+ + Mg2+ + (NH4)2CO3 + Na2HPO4 MgHPO4(s) + CaCO3 (s)

CONCLUSIONES:

Al agregar el (NH4)2CO3 se obtiene un medio básico Se concluye que el agua potable contiene iones de Ca2+ y Mg2+ debido a la

aparición de los precipitados de MgHPO4(s) y CaCO3 (s) .

2.4 Ión calcio Ca2+

OBSERVACIONES:

Una vez agregada las cinco gotas de NH4OH 15N no presente cambio alguno, es decir, continua incoloro.

Luego de agregar tres gotas de (NH4)2C2O4 0,5N también se observa que se forman dos fases, una blanca en la parte superior y otra incolora en la inferior, formándose también un precipitado blanco en esta parte.

REACCIONES:

Ca2+(ac) + (NH4)2C2O4(ac) CaC2O4 (s) + 2NH4

+ (ac)

CONCLUSIONES:

Al agregar NH4OH 15N se torna un medio básico.

Después de agregar (NH4)2C2O4

0,5N se llevó a cabo la reacción mencionada en el ítem anterior.

La fase incolora es la de NH42+ y el

precipitado es el Oxalato de Calcio CaC2O4(s).

Con esta experiencia se demuestra la presencia del ion calcio en el agua potable.

Experiencia III. COLOIDES

OBSERVACIONES:

Página 7

Laboratorio Nº 9

En el tubo A, después de agregar 4 gotas de FeCl3(sat) al agua destilada se observa que el sistema forma una fase de color amarillento según la reacción:

FeCl3(ac) + 3H2O(ac) Fe(OH)3(ac) + 3HCl(ac)

En el tubo B que contiene agua destilada en ebullición, al momento de agregarle otras cuatro gotas de FeCl3(sat), en esta ocasión se observa una coloración marrón rojiza.

Al someter el sistema A a un haz de luz no se aprecia que la luz atraviese el sistema.

Al someter el sistema B a un haz de luz se aprecia que la luz atraviesa el sistema.

CONCLUSIONES:

Con esta experiencia se comprueba el efecto Tyndall en los coloides.

Para la formación de coloide se puede trabajar con temperaturas altas, y en estas condiciones hacer las reacciones necesarias para la obtención de este.

Experiencia IV. PREPARACIÓN DE SOLUCIÓN

Preparación de 250 mL de solución de NaOH 6N

OBSERVACIONES:

Al agregar NaOH 6N al agua desionizada la temperatura aumenta debido a que se trata de una reacción exotérmica.

Al entrar en contacto las sustancias ya mencionadas se observa que cambia de incoloro a una blanquecina y al pasar el tiempo, agitándolo, vuelve a su condición inicial.

Una vez añadido todo el NaOH se debe de bajar la temperatura hasta las condición que observamos en el instrumento con el cual vamos a trabajar, en este caso es una fiola que indica una temperatura de 20ºC.

DATOS:

Componente Masa (g)Solvente: Agua DesionizadaSoluto: NaOH

≈250,060,0

CONCLUSIONES:

Se observa experimentalmente que al agregar un soluto como el NaOH en una solución se puede modificar tanto su punto de ebullición y congelación.

Hacer reaccionar de manera lenta, es decir, agregar poco a poco el soluto para evitar elevadas temperaturas.

Página 8

Laboratorio Nº 9

Tener en cuenta las indicaciones que se muestran en los instrumentos para así obtener unos datos más exactos de nuestra investigación.

IV. CUESTIONARIO

1. La mezcla de hielo con cloruro de sodio permite tener un medio con temperaturas menores que cero grados Celsius. Explicar la razón de este hecho e indicar dos ejemplos de su aplicación.

Para la explicación de este hecho tomemos como por ejemplo la adición de sal (cuyo componente mayoritario es el cloruro de sodio) al hielo:

Al inicio hay un equilibrio entre las moléculas de agua líquida y las de hielo, de modo que las velocidades de congelación y fusión se igualan.

Luego al adicionar sal origina la presencia de iones Na+ y Cl- haciendo que algunas moléculas de agua, debido al carácter dipolar que tienen se unan a ellos formando un agregado (iones solvatados)

Este compuesto brinda calor al hielo, para que después este empiece a fundirse, dando lugar a la disolución de la sal, en el agua producida.

Cada vez se funde más hielo, porque la disolución concentrada tiende a diluirse, y el hielo al fundirse absorbe calor de la disolución, en una proporción equivalente al calor latente de fusión del hielo (80 calorías por gramo fundido). Al perder esta energía la disolución saturada se enfría y su temperatura va descendiendo por debajo de 0 ºC.

Finalmente se alcanza el equilibrio entre el hielo, la sustancia sólida en exceso y la disolución saturada, que en unas condiciones de presión dadas y para cada sal, queda perfectamente determinada.

Ejemplos:Un ejemplo seria la mezcla de hielo y NaCl utilizada para congelar el helado en una preparación casera, puesto que esta mezcla esta a una temperatura menor de 0ºC es fácil congelar la mezcla de azúcar y leche con la que se fabrica el helado.Otro ejemplo seria en la utilización de NaCl en las carreteras eliminando el hielo que contienen.

2. ¿Por qué el patín sobre hielo, permite el fácil desplazamiento de una persona cualquiera?

Página 9

Laboratorio Nº 9

La explicación más usual que se le da es argumentando que las cuchillas de los patines ejercen presión sobre el hielo ocasionando la disminución de la temperatura de fusión, de la capa superior del hielo, este se derrite y luego la cuchilla se desliza sobre un delgado estrato de agua que vuelve a congelarse en cuanto ha pasado el patín. Sin embargo el efecto de derretimiento provocado por la presión es pequeño y también se comprueba que cuando una persona con unos zapatos planos con una mayor área (menor presión) este resbala. Por lo cual ha surgido dos nuevas explicaciones: Una que se basa en la fricción en donde el frotamiento de la cuchilla de un patín contra el hielo lo calienta y lo funde, generando así una capa resbaladiza, y la otra argumenta en que simplemente la superficie del hielo es resbaladiza debido a que las moléculas de agua de la superficie del hielo vibran más, ya que sobre ellas no hay partículas que las ayuden a mantenerse en su posición y por lo tanto siguen siendo un líquido no helado incluso a temperaturas muy por debajo del punto de congelación.

Superficies en contacto Coeficiente dinámico  k

Acero sobre hielo (patines) 0.02-0.03

3. Explique el origen y formación de las estalactitas

Una estalactita es una acumulación de carbonato de calcio que cuelga del techo o en los interiores de las cavernas de piedra caliza.Se forma a lo largo de miles de años por precipitación de los minerales contenidos en las aguas subterráneas que se filtran a través del techo de la cueva.

El agua en circulación en el suelo, adquiere bicarbonato de calcio al pasar por la cueva de caliza. Cuando el agua se filtra gota a gota hasta el techo de la cueva, tiende a adherirse a éste y a formar gotitas; cuando éstas pierden parte del agua y del dióxido de carbono, el carbonato de calcio precipita. Al circular más agua por el techo, la caída de carbonato de calcio continúa y los depósitos crecen en longitud y anchura constituyendo estalactitas.

Puede alcanzar longitudes de 6 m y el diámetro varía entre 2 y 9 cm y el grosor de la pared entre 0,1 y 0,5 mm, por lo tanto son muy frágiles.

Página 10

Laboratorio Nº 9

4. Hacer un breve resumen de la lectura “Desalinización”

Para aumentar la despensa de agua potable que tenemos, surgió la idea de eliminar las sales de agua de mar (desalinización) pero este proceso es muy costoso. Entre los métodos mas conocidos están: Destilación, implica la evaporación del agua de mar y la condensación del agua pura utilizando energía calorífica; Congelación, enfriamiento del agua de mar obteniendo cristales de hielo (agua casi pura) para luego ser decantado y derretido; Osmosis inversa, paso de agua de una solución concentrada a una menos concentrada a través de una membrana sometiendo gran presión.

BIBLIOGRAFÍA

1. Petrucci, Harwood; Química General; Editorial Prentice Hall 8ª edición, ISBN 84-205-3533-8

2. Whitten, Gurley, Davis; Químicas General; Editorial Mc Graw Hill 8ª edición

3. Brown, H.E. Le May Jr Química, la ciencia central Editorial Prentice Hall 8ª edición

Página 11