GUÍA N°2
PROPIEDADES
COLIGATIVAS
2018-I
Laboratorio N°2: Propiedades Coligativas
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA - UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL PERÚ
FISICOQUÍMICA 2018 - I
LABORATORIO N°2
PROPIEDADES COLIGATIVAS
I.
OBJETIVOS
 Reconocer las propiedades del soluto no volátil y del disolvente de una
disolución.
 Determinar la constante ebulloscópica del agua.
II.
FUNDAMENTO TEÓRICO
PROPIEDADES COLIGATIVAS
La presencia de un soluto afecta diversas propiedades del líquido en el que está
disuelto, tales como:
 La presión de vapor del líquido puro es mayor que la de una disolución.
 La temperatura a la que hierve un líquido puro es menor que la de una
disolución.
 La temperatura a la que se congela un líquido puro es mayor que la de una
disolución.
Estas propiedades se conocen como coligativas, es decir que la magnitud de la
modificación de la presión de vapor o de las temperaturas de ebullición o
congelación depende de la cantidad de soluto disuelto.
FIGURA N°1: EFECTO DE LA CANTIDAD DE SOLUTO EN LA PRESIÓN DE VAPOR DE
UN LÍQUIDO PURO.
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Presión de vapor
Cuando una sustancia no electrolito y no volátil se disuelve en un líquido, la presión
de vapor disminuye. La ley de Roault expresa la relación matemática:
𝑷 = 𝑿 𝑷𝟎
Donde:
𝑷: Es la presión de vapor de la disolución.
𝑷𝟎 :Es la presión de vapor del disolvente puro.
𝑿: Fracción molar del disolvente en la disolución.
La disminución de la presión de vapor no se utiliza ampliamente como otras
propiedades coligativas, porque es difícil realizar las medidas de forma precisa.
Temperatura de Ebullición
La temperatura de ebullición es aquella temperatura a la cual es necesaria calentar
un líquido para que la presión de vapor del mismo sea igual a la presión externa que
existe sobre el líquido.
Ahora bien, cuando se le agrega un soluto no electrolito a un solvente y se forma
una solución, se produce una reducción en la presión de vapor en el solvente. Al
aumentar la cantidad de moléculas de soluto presentes en la solución, ésta aumenta
su concentración, y para romper las interacciones entre el soluto y el solvente, es
necesario proporcionarle más energía y por lo tanto, mayores son los puntos de
ebullición de estas.
El aumento en el punto de ebullición de una solución es directamente proporcional
al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente. Por esta
razón, el aumento del punto de ebullición de una solución que contiene un soluto
no electrolito viene dada por la siguiente ecuación:
𝑻𝒆𝒃 − 𝑻𝟎𝒆𝒃 = 𝒌𝒆𝒃 × 𝒎
Para solutos ionizados (disoluciones de electrolitos) usamos el factor de Van´t Hoff:
𝑻𝒆𝒃 − 𝑻𝟎𝒆𝒃 = 𝒊 × 𝒌𝒆𝒃 × 𝒎
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Donde:
𝑻𝒆𝒃 : Temperatura de ebullición de la disolución en grados Celsius (°C).
𝑻𝟎𝒆𝒃 : Temperatura de ebullición del solvente puro en grados Celsius (°C).
𝒌𝒆𝒃 : Constante molal de la elevación del punto de ebullición o constante
ebulloscópica.
𝒎 : Molalidad (número de moles de soluto / kilogramo de solvente).
𝒊: Factor de Van’t Hoff.
La magnitud de Keb, denominada constante molal de elevación del punto de
ebullición o constante ebulloscópica, depende solo del solvente y representa el
aumento del punto de ebullición cuando un mol de un soluto no electrolito no volátil
se disuelve en 1000 g de solvente.
Hay que tomar en cuenta que para el caso del descenso crioscópico y el aumento
ebulloscópico, es necesario trabajar con la molalidad; ya que la misma se
independiza de la temperatura que modificaría los volúmenes y logra la relación
entre los gramos de soluto con los kilogramos de solvente. Cada solvente puro
contiene su propia constante ebulloscópica en específico. Aquí se encuentra una
tabla de solventes con sus constantes ebulloscópicas.
Solvente
Keb [°C.kg/mol]
Agua
0,52
Benceno
2,53
Ciclohexano
2,79
Fenol
3,04
FACTOR DE VAN'T HOFF
El factor de Van't Hoff es un parámetro que indica la cantidad de especies presentes
que provienen de un soluto tras la disolución del mismo en un solvente dado. Se le
denota con “𝒊”.
Por ejemplo:




𝒊 = 1 para azúcar en agua.
𝒊 = 2 para NaCl en agua (un ion cloruro y un ion sodio).
𝒊 = 3 para CaCl2 en agua (dos iones cloruro y un ion calcio).
𝒊 = 2 para HCl en agua (se disocia completamente).
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III.
PARTE EXPERIMENTAL
a) Materiales:
- 1 Bagueta.
- 1 Pinza para vaso de precipitado.
- 1 Probeta graduada de 50 ml.
- 1 Rejilla de asbesto.
- 1 Termómetro.
- 2 Vasos de precipitado de 100 ml.
b) Equipos:
- 1 Plancha de calentamiento.
c) Reactivos:
- Cloruro de sodio.
- Agua destilada.
d) Procedimiento:
 Determinación del punto de ebullición del disolvente puro:
- Medir en la probeta 50 ml de agua destilada la cual equivaldrá a 50 gramos,
verter el agua en el vaso de precipitado y colocar este sobre la plancha de
calentamiento para determinar el punto de ebullición del disolvente puro con
un termómetro, una vez terminado retirar el vaso de la plancha de
calentamiento con ayuda de la pinza y dejar enfriar sobre la rejilla de asbesto.
 Determinación de la constante ebulloscópica
- Verter los 15 gramos de cloruro de sodio, contenidos en el sobre brindado por el
asistente, en el vaso de precipitado.
- Medir en la probeta 50 ml de agua destilada la cual equivaldrá a 50 gramos,
verter el agua en el vaso de precipitado, disolver con ayuda de la bagueta, con
los valores del volumen de agua y la masa del cloruro de sodio podremos calcular
la concentración molal de esta disolución.
- Colocar el vaso sobre la plancha de calentamiento para determinar el punto de
ebullición de la disolución con un termómetro.
IV.
BIBLIOGRAFÍA
1. Dominguez Reboiras, M. A. (2006). Química, La Ciencia Básica (1 ed.). (T. E.
Paraninfo, Ed.) Madrid, España.
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REPORTE DE LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA
PRÁCTICA N°2: PROPIEDADES COLIGATIVAS
PROFESOR:
FECHA:
HORARIO:
INTEGRANTES:
Apellidos y Nombres
I.
Apellidos y Nombres
1
5
2
6
3
7
4
8
CÁLCULOS Y RESULTADOS: Complete las tablas, responda las preguntas.
TABLA 1. TEMPERATURAS DE EBULLICIÓN.
Muestra
T (°C) de ebullición
Agua destilada
Disolución salina
TABLA 2. DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE EBULLOSCÓPICA
Molalidad de la
disolución
𝒎𝒐𝒍𝒂𝒍𝒊𝒅𝒂𝒅 =
Constante ebulloscópica
Teórica
Experimental
% Error
𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐(𝑵𝒂𝑪𝒍)
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒗𝒆𝒏𝒕𝒆 (𝑯𝟐 𝑶) 𝒆𝒏 𝑲𝒈
𝑻𝒆𝒃 − 𝑻𝟎𝒆𝒃 = 𝒊 × 𝒌𝒆𝒃 × 𝒎
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II.
CONCLUSIONES
1.
2.
3.
III.
CUESTIONARIO
a. La constante molal ebulloscópica es diferente para cada disolvente. ¿A qué se deberá
este comportamiento?
b. Mencionar 3 aplicaciones de la ebulloscopía en la vida cotidiana.
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HOJA DE CÁLCULOS
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