PM-TEB Agosto 2015

DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLECULAR POR ELEVACIÓN
DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UNA DISOLUCIÓN
OBJETIVO
El alumno determinará la masa molecular de un compuesto puro, por elevación del punto
de ebullición de una disolución con etanol.
CONSIDERACIONES TEÓRICAS
Las soluciones diluidas presentan algunas propiedades que no dependen de la naturaleza
de los solutos, sino del número total de partículas (iones o moléculas) disueltas. Estas
propiedades se denominan coligativas y son: a) el descenso en la presión de vapor, b) el
descenso en el punto de congelación, c) el aumento en el punto de ebullición y d) la presión
osmótica.
El descenso en la presión de vapor (respecto del disolvente puro), debido a la presencia
de un soluto no volátil en el disolvente, se comprende fácilmente si se considera que el
disolvente sigue la Ley de Raoult (lo cual es normal en disoluciones diluidas).
(1)
Donde P es la presión de vapor del disolvente en la disolución,
es la presión de vapor del
disolvente puro y x la fracción molar del disolvente en la disolución.
Si el soluto es no volátil, la presión de vapor de la disolución será la misma que la del
disolvente, y como x  1, se tendrá por la ecuación (1) que
, lo que explica la
disminución de la presión de vapor del disolvente por el soluto disuelto.
Los cambios en los puntos de congelación y ebullición de un solvente puro debido a que
tiene disuelto un soluto no volátil, pueden comprenderse mejor a partir del diagrama de fases de
un disolvente puro (H2O) y de su disolución, como se observa en la Figura 1. En estos diagramas
se muestran todos los posibles equilibrios entre las fases que se pueden presentar a diferentes
presiones. Las tres líneas representan los puntos de estado de los equilibrios de fases; líquidovapor, líquido-sólido y sólido-vapor. La línea curva que se forma entre la región del líquido y el
gas representa el equilibrio de fases líquido-vapor. Como se muestra en el gráfico, el punto
formado por la presión de 1 atm y la temperatura de 100 °C corresponde al punto de ebullición
normal del agua pura (línea continua). Si existe un soluto no volátil disuelto en el agua, entonces
la presión de vapor de la disolución será ahora menor que la del disolvente puro a cualquier
temperatura, como se muestra en la línea punteada. A 100 °C la presión de vapor de la
disolución es menor a 1 atm y por lo tanto no hervirá a 100 °C, es necesario aumentar la
temperatura hasta Te para que la disolución hierva a 1 atm. Esto explica el aumento en el punto
de ebullición del disolvente puro debido al soluto disuelto.
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Figura 1. Diagrama de fases del agua (línea continua) y de una disolución acuosa (línea
discontinua).
Para una disolución líquida en equilibrio con su vapor (disolvente puro), se sabe que los
potenciales químicos del disolvente en ambas fases, son iguales:
µ(T,p,x ) = µvap (T,p)
(2)
donde µ es el potencial químico del disolvente en la disolución líquida y µvap es el potencial
químico del disolvente en el vapor. La forma explícita del potencial químico con la
concentración de la disolución, se expresa como:
µº(T,p) + RT ln x = µvap (T,p)
(3)
En donde x es la fracción molar del disolvente en la disolución. Despejando el ln x de la
ecuación (3), se tiene
 o

 vap   o


 Gvap
(
T
,
p
)


ln x 
RT
(4)
RT
Para observar los cambios de la temperatura de ebullición con cualquier valor de la
concentración se deriva la ecuación (4) con respecto de xa presión constante y posteriormente se
integra, de tal procedimiento se puede obtener:
ln x 
H vap  1
R
1


To
 T



(5)
donde Hvap es la entalpía molar de vaporización del disolvente, To la temperatura de ebullición
del disolvente puro en grados Kelvin, T la temperatura de ebullición de la disolución en grados
Kelvin y R la constante universal de los gases.
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Ahora bien, para evaluar los cambios en la temperatura de ebullición con los cambios de
concentración (molalidad) para disoluciones diluidas, se deriva la ecuación (4) con respecto de
la fracción molar (x) a presión constante, se cambia la concentración de fracción molar a molal y
se considera que la concentración de la disolución tiende a cero. La siguiente expresión se
obtuvo de ese procedimiento matemático:
MRT o2
 T 

K


b
 m  p , m  0 H vap
donde Kb es la constante ebulloscópica o constante de aumento de la temperatura de ebullición,
M es la masa molecular del disolvente puro y m es la molalidad de la disolución. Si el aumento
en la temperatura de ebullición es θb = T - To, el dθb = dT, el cual es reemplazado en la ecuación
anterior, lo que genera:
(6)
  
 Kb


 m  p , m  0
integrando la ecuación (6) para disoluciones diluidas, se obtiene:
θb = Kb m
(7)
En la determinación de masas moleculares por aumento en la temperatura de ebullición,
se mide experimentalmente el aumento en el punto de ebullición θb y por la ecuación (7) se
calcula la molalidad de la disolución, la cual sirve para calcular la masa molecular del soluto si
se conocen las masas de soluto y disolvente empleadas al formar la disolución.
En esta práctica, para la determinación de la masa molecular de un compuesto se requiere
obtener el punto de ebullición del etanol puro y el de una disolución del compuesto en etanol. El
soluto puede ser urea, ácido benzoico, ácido salicílico, etc.
GUÍA DE ESTUDIOS
1. ¿Qué son las propiedades coligativas?
2. ¿Cuáles son las propiedades coligativas?
3. ¿Por qué aumenta el punto de ebullición de un solvente cuando contiene disuelto un soluto
no volátil?
4. ¿Cómo determinaría experimentalmente la constante ebulloscópica del etanol?
5. ¿Cuál es la relación funcional existente entre la constante ebulloscópica y la entalpía de
vaporización de un solvente?, ¿Cómo depende ésta constante con la entalpía antes
mencionada?
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6. Calcule los gramos de ácido salicílico necesarios para obtener una disolución 2 molal a 25
ºC, utilizando como solvente 10 mL de etanol absoluto. Repita el cálculo para el ácido
benzóico.
7. Investigue en la referencia bibliográfica la constante ebulloscópica del etanol y calcule el
aumento en el punto de ebullición esperado para una disolución 2 molal. Reporte este
resultado con dos cifras significativas, ¿Qué resolución debe tener el termómetro que
recomendaría utilizar para medir el aumento del punto de ebullición?
8. Mencione tres aplicaciones en donde se presentan las propiedades coligativas
MATERIAL
Barra de agitación (1), cerillos o encendedor (1), espátula (1), mechero (1), placa de
calentamiento con agitación (1), pipeta volumétrica de 10 mL (2), pipeteador (1), tapón de hule
del No. 4 bihoradado (1), termómetro de 0 °C a 110 °C (2), termómetro de 60 °C a 90 °C con
divisiones de 0.1 °C (1), tubo capilar (1), tubo de ensaye de 150 mm x 23 mm (3), tubo de vidrio
de 50 cm de largo y 3 mm de diámetro (1), vaso de precipitado de 600 mL (1), vaso de
precipitado de 50 mL (1).
REACTIVOS
Etanol absoluto, sustancia en estudio.
PROCEDIMIENTO
1. En el vaso de 600 mL, prepare un baño maría a 80 °C y mantenga constante esa temperatura
durante todo el experimento.
2. Con la flama de un mechero, selle un tubo capilar por uno de sus extremos.
3. En el tubo de ensaye vierta 10 mL de etanol absoluto medidos con pipeta volumétrica.
4. Introduzca el tubo capilar previamente sellado con la parte abierta hacia abajo. El capilar
sirve de manómetro indicador del instante en que se igualan la presión de vapor del líquido y
la presión atmosférica.
5. Tape el tubo de ensaye con el tapón bihoradado que tiene el termómetro de 60 °C a 90 °C
con divisiones de 0.1 °C y el tubo de vidrio. Debe introducir el bulbo del termómetro dentro
del etanol y el tubo de vidrio debe quedar como 14 cm arriba del nivel del etanol.
6. Fije con unas pinzas el tubo de ensaye dentro del baño maría de tal manera que el nivel del
etanol coincida con el nivel del agua.
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7. Anote la temperatura de ebullición del etanol cuando esta permanezca constante y se forme
una columna de burbujas desde el capilar (la presión atmosférica y la presión de vapor del
líquido se igualan a la temperatura que indica el termómetro sumergido en el etanol, y que
corresponde a su punto de ebullición).
8. Saque el tubo de ensaye del baño maría y deje enfriar por unos minutos.
9. Pese en la balanza analítica la cantidad de sustancia problema necesario para obtener una
disolución 2 molal, anotando el peso exacto.
10. Remueva cuidadosamente el tapón del tubo de ensaye y añada la sustancia problema, tape y
agite ligeramente para que se disuelva totalmente el soluto. (Si se considera necesario, se
puede introducir otro tubo capilar como se indica en el punto 4)
11. Regrese el tubo de ensaye al baño maría de acuerdo a lo descrito en el punto 6.
12. Repita el paso 7 para la disolución formada.
13. Lea y anote la presión atmosférica y la temperatura ambiente.
14. Recolecte el residuo obtenido del experimento en un contenedor debidamente rotulado.
NOTA: Maneje con cuidado el etanol, ya que es flamable.
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