Lab 9 De Quimica.docx

1. OBJETIVO GENERAL En esta práctica de laboratorio de química nuestro objetivo será conocer la preparación de soluciones y coloides, comprobar el aumento en la temperatura de ebullición de un solvente por adición de un soluto soluble, comprobar el descenso de la temperatura de congelación de un solvente por adición de un soluto soluble. Así también determinaremos la masa molar de una sustancia orgánica e identificaremos algunos iones presentes en el agua potable. 2. INTRODUCCION La mayor parte de las reacciones químicas ocurren no entre sólidos, líquidos o gases puros, sino entre iones y moléculas disueltas en agua o en otros disolventes. En esta práctica aprenderemos a preparar soluciones y coloides, también se observará las propiedades coligativas tales como ebulloscopia y crioscopia. Además, se procederá a la identificación de iones presentes en el agua potable. FUNDAMENTO TEORICO SOLUCIONES La solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad. Una disolución puede ser gaseosa (como el aire), solida (como una aleación) o liquida (agua de mar, por ejemplo). CARACTERISTICAS DE LAS SOLUCIONES  Su composición química es variable.  Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.  Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de este.

PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas son propiedades que dependen solo del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Todas estas propiedades tienen un mismo origen, todas dependen del número de partículas de soluto presentes, independientemente de que sean átomos, iones o moléculas. Las propiedades coligativas son la disminución de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. DISMINUCION DE LA PRESION DE VAPOR Si un soluto es no volátil, la presión de vapor de sus disoluciones siempre es menor que la del disolvente puro. Así, la relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente puro depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación se expresa por la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente en una disolución, P1, está dada por la presión de vapor de disolvente puro, P° 1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución, X 1: P1=X1. P°1 El calculo de la presión de vapor se realiza mediante la formula que se muestra a continuación: (PV°-PV)/PV°= n/(n+N) PV°: presión de vapor del solvente puro. PV: presión de vapor de la solución. n: numero de moles del soluto. N: numero de moles del solvente. ELEVACION DEL PUNTO DE EBULLICION El punto de ebullición de una solución es la temperatura a la cual su vapor de presión iguala a la presión atmosférica externa. Debido a que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de una disolución, también debe afectar el punto de ebullición de la misma. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en la temperatura de ebullición ∆Tb = i.Kb.m

de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto presentes en la superficie, disminuyen la evaporación de las moléculas del solvente y por lo tanto disminuyen la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión externa. Para calcular la variación del punto de ebullición del solvente al disolver un soluto, se aplica la siguiente formula:

∆Tb: aumento de la temperatura de ebullición (en °C o Kelvin). i: coeficiente de Van´t Hoff del soluto. Kb: constante ebulloscopica molal del solvente. En el agua el valor de esta constante es 0.52 °C. kg/mol). m: molalidad de la solución. DISMINUCION DEL PUNTO DE CONGELACION Para una persona no científica tal vez pase inadvertido el fenómeno de la elevación del punto de ebullición, pero un observador cuidadoso, que viva en un clima frio, está familiarizado con la disminución del punto de congelación. El hielo, en las carreteras y las banquetas congeladas, se derrite cuando se le espolvorean sales como NaCl o CaCl2. Este método antihielo funciona porque disminuye el punto de congelación del agua. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que la del solvente puro. La disminución del punto de congelación (∆T c) se define como el punto de congelación del disolvente puro (T c) menos el punto de congelación de la disolución (Tc°). ∆Tc = Tc – Tc° Para calcular la variación de la temperatura de congelación (solidificación) del solvente al disolver un soluto, se aplica la siguiente formula: ∆Tc=i.Kc.m ∆Tc: descenso de la temperatura de congelación (en °C o Kelvin). i: coeficiente de Van´t Hoff del soluto. Kc: constante crioscopica molal del solvente. Cuando el solvente es agua el valor de la constante es: 1.86 °C.kg/mol. m: molalidad de la solución.

PRESION OSMOTICA Muchos procesos químicos y biológicos dependen de la osmosis, el paso selectivo de moléculas del disolvente a través de una membrana porosa desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración. La presión osmótica (π) de una disolución es la presión que se requiere para detener la osmosis. Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma concentración. El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca un aumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se presenta con la letra π. π =i. C. R. T π: presión osmótica en atm. i: constante de Van´t Hoff. C: molaridad (moles del soluto/ litro de solución) R: constante molar de los gases= 0,082L. atm/ mol. K T: temperatura expresada en K. Ejemplo para 20 °C, la T=20+273=293 K

COLOIDES Las disoluciones estudiadas hasta aquí son verdaderas mezclas homogéneas. Ahora consideraremos lo que sucede si se adiciona arena a un recipiente con agua y se agita. Al principio, las partículas de arena quedan suspendidas, pero poco a poco se depositan en el fondo. Este es un ejemplo de una mezcla heterogénea. Entre estos dos extremos hay un estado intermedio que se llama suspensión coloidal, o simplemente coloide. Un colide es una dispersión de partículas de una sustancia (la fase dispersa) entre un medio dispersor, formado por otra sustancia. Las partículas coloidales son muchos más grandes que las moléculas de los solutos comunes; miden entre 1X103 pm a 1X106 pm. Una suspensión coloidal también carece de la homogeneidad de una solución común. La fase dispersa y el medio dispersor pueden ser gases, líquidos, solidos o una combinación. Tipos de coloides por su constitución: Gel: constituido por un líquido disperso en un sólido. Ej: jaleas, helado. Emulsión: constituido por un líquido disperso en otro líquido. Ej: mayonesa, mantequilla. Emulsión solida: constituida por un sólido disperso en otro sólido. Ej: ópalo, aleaciones. Espuma: constituida por un gas disperso en un líquido. Ej: nata batida, cerveza. Espuma solida: constituida por un gas disperso en un sólido. Ej: piedra pómez, lava. Aerosol solido: constituido por un sólido en un gas. Ej: polvo volcánico, humo. Sol: constituido por un sólido en un líquido. Ej: pintura, tinta china. Aerosol liquido: constituido por un líquido en un gas. Ej: nubes, brumas.

COLOIDES HIDROFILICOS Y COLOIDES HIDROFOBICOS Entre los colides más importantes se encuentran aquellos en los que el medio dispersor es el agua. Dichos coloides se dividen en dos categorías: hidrofílicos, o con atracción por el agua, e hidrofóbicos, o que son repelidos por el agua. Coloides hidrofílicos: son disoluciones que contienen moléculas muy grandes, como proteínas. Coloides hidrofóbicos: los colides hidrofóbicos no son estables en agua y sus partículas forman conglomerados, como gotas de aceite en agua, que se distribuyen en una película oleosa en la superficie del agua. Sin embargo, pueden estabilizarse por adsorción de iones en su superficie. (La adsorción se refiere a la adherencia a una superficie. Es diferente a la absorción, ya que esta última significa el paso al interior del medio.) Estos iones adsorbidos interactúan con el agua, estabilizando así el coloide. Al mismo tiempo la repulsión electrostática entre las partículas evita que se junten. Las partículas de tierra en ríos y arroyos son partículas hidrofóbicas que se estabilizan de esta manera. EFECTO TYNDALL Es una forma de distinguir una solución de un coloide. Cuando un rayo de luz pasa a través de un coloide es dispersado por el medio. Dicha dispersión no se observa con las soluciones comunes porque las moléculas del soluto son demasiado pequeñas para interactuar con la luz visible. Otra demostración del efecto Tyndall es la dispersión de la luz del sol causada por el polvo o el humo en el ambiente.