Metodo De Rast 2 3343

INFORME LABORATORIO MÉTODO DE RAST INTEGRANTES: Abad Mauro, Campos Cristian, Díaz Jennifer,

Escorcia Rodolfo, Gutiérrez Álvaro

RESUMEN: Se realizo en el laboratorio, la practica correspondiente a las propiedades Coligativas pero, especialmente a la del descenso del punto de congelación, se utilizo alcanfor, naftaleno, aceite mineral, y otras herramientas de laboratorio para realizar la experiencia, que tiene como finalidad determinar el punto de fusión o el punto de congelación de la muestra problema que es una mezcla de alcanfor mas naftaleno. PALABRAS CLAVES: punto de fusión, presión de vapor, fase solida, fase liquida

OBJETIVOS • Determinar el peso molecular de la muestra INTRODUCCIÓN En química se llaman propiedades Coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración. Generalmente expresada como concentración equivalente, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la composición química del soluto. MARCO TEÓRICO Las propiedades Coligativas dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. No guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos. Son función sólo del número de partículas. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de

vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor. Las propiedades Coligativas son: • Disminución de la Presión de vapor • Elevación de la temperatura de ebullición • Reducción de la temperatura de congelación. • Presión osmótica. Disminución de la presión de vapor: La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores: • La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre. • La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor. Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su disolución es menor que la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor y presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación está dado por la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente sobre una disolución está dada por la presión de vapor del disolvente puro, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución. Una fuerza motora en los procesos físicos y químicos es el incremento del desorden: a mayor desorden creado, más favorable es el proceso. La vaporización aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el vapor no están tan cercanamente empacadas y por lo tanto tienen menos orden que las del líquido. Como en una disolución está más desordenada que el disolvente puro, la diferencia en el desorden entre una disolución y un vapor es menor que la que se da entre un disolvente puro y un vapor. Así las moléculas del líquido tienen menor tendencia a abandonar el disolvente para transformarse en vapor. Elevación de la temperatura de ebullición: La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica. Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición. La

elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (DTe) es proporcional a la concentración molal del soluto: DTe = Ke m La constante ebulloscópica (Ke) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C. Descenso del punto de congelación: La presión de vapor más baja de una solución con relación al agua pura, también afecta la temperatura de congelamiento de la solución, esto se explica porque cuando una solución se congela, los cristales del solvente puro generalmente se separan; las moléculas de soluto normalmente no son solubles en la fase sólida del solvente. Por ejemplo cuando soluciones acuosas se congelan parcialmente, el sólido que se separa casi siempre es hielo puro, como resultado la presión de vapor del sólido es la misma que para el agua líquida pura. La temperatura de congelación de congelación de una solución es la temperatura a la cual comienzan a formarse los cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. Debido a que el punto triple de la temperatura de la solución es más bajo que el del líquido puro, la temperatura de congelamiento de la solución también será más bajo que el del agua líquida pura. La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que: DTc = Kc m Siendo Kc la constante crioscópica del disolvente. Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C. Presión osmótica: La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas.

Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable. Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa. La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable. Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy diluidas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff premio Nobel de Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente fórmula: p= m R T Donde p representa la presión osmótica, m es la molalidad de la disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta. MATERIALES REACTIVOS • Espátula Alcanfor • Termómetro Naftaleno • Vidrio de reloj Aceite mineral, • Soporte universal • Malla de asbesto • Mechero • Tubos capilares • Vaso de precipitado • pinzas para bureta • lupa

RESULTADOS: Tubo de ensayo Peso (w) Tubo de ensayo vacio 8g Tubo de ensayo + alcanfor 8.20g Tubo de ensayo + alcanfor + 8.70g naftaleno 1. EVALUAR LA CONSTANTE CRIOSCOPICA DEL ALCANFOR. R/. Kf=RTf2M/HFusion 1000 Donde: R=8.317julio/mol °K Tf= temperatura de fusión M= peso molecular del alcanfor 152,23 g/mol Hfunsion= calor de la función del solvente a su T fusión 19.123 kJ mol-1 Remplazando la ecuación: Kf= 8.317julio/mol °K*(301°K)2*152,23 g/mol*1mol/19.123 kJ mol-1= 5.85 °K g/mol

BIBLIOGRAFIA: 

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ri.bib.udo.edu.ve/bitstream/123456789/3221/1/TESIS_OM.pdf www.geocities.ws/todolostrabajossallo/orgaI_10.pdf Edition 2 fisicoquimica 2012.