PRÁCTICA DE LABORATORIO: Determinación de la masa molecular por elevación del punto de ebullición

 

Determinación de la masa molecular por elevación del punto de ebullición

1. Introducción

La elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa de las disoluciones. Cuando un soluto no volátil se disuelve en un disolvente, disminuye la presión de vapor del disolvente y, como consecuencia, se requiere una temperatura mayor para que la presión de vapor de la disolución iguale la presión externa. La diferencia entre el punto de ebullición de la disolución y el del disolvente puro se denomina c (ΔTb).

Para disoluciones diluidas de un soluto no electrolito, la elevación del punto de ebullición es proporcional a la molalidad. Esta relación permite estimar la masa molar de un soluto a partir de la masa de soluto empleada, la masa de disolvente y el aumento experimental de la temperatura de ebullición.

En esta práctica se utilizará agua destilada como disolvente y sacarosa como soluto no volátil. El punto de ebullición del agua pura se determinará experimentalmente bajo las mismas condiciones de presión que la disolución, evitando asumir un valor fijo de 100 °C.

2. Objetivos

2.1 Objetivo general

Determinar experimentalmente la masa molar de la sacarosa mediante la elevación del punto de ebullición de una disolución acuosa.

2.2 Objetivos específicos

·        Determinar el punto de ebullición del agua destilada bajo las condiciones del laboratorio.

·        Medir el punto de ebullición de una disolución acuosa de sacarosa de composición conocida.

·        Calcular la elevación del punto de ebullición, ΔTb.

·        Determinar la molalidad de la disolución a partir de la constante ebulloscópica del agua.

·        Calcular la masa molar experimental de la sacarosa y comparar el valor obtenido con el valor de referencia.

3. Fundamentos teóricos

3.1 Elevación del punto de ebullición

La elevación ebulloscópica se define como la diferencia entre la temperatura de ebullición de la disolución (Tb,disolución) y la temperatura de ebullición del disolvente puro (Tb,disolvente):

Para un soluto no electrolito, como la sacarosa, el factor de van ’t Hoff es aproximadamente i = 1. En disoluciones suficientemente diluidas se cumple:

donde Kb es la constante ebulloscópica del disolvente y m es la molalidad. Para el agua se utilizará Kb = 0.512 °C·kg·mol⁻¹.

3.2 Relación entre molalidad y masa molar

La molalidad se define como:

Como el número de moles del soluto es:

 

al combinar las expresiones anteriores se obtiene:

En esta ecuación, MM es la masa molar del soluto en g·mol⁻¹, masa del soluto en gramos, ΔTb se expresa en °C y la masa del disolvente debe expresarse en kilogramos.

3.3 Consideraciones experimentales

La temperatura de ebullición depende de la presión atmosférica; por ello se determina primero el punto de ebullición del agua pura y se usa ese valor como referencia. Debe evitarse una evaporación excesiva del agua, ya que modificaría la masa real del disolvente y, por tanto, la concentración de la disolución. También es importante que el bulbo del termómetro quede inmerso en el líquido sin tocar el fondo ni las paredes del recipiente.

4. Parte experimental

4.1 Materiales y equipos

·        Balanza analítica o balanza con sensibilidad de al menos 0.01 g.

·        Vaso de precipitados de 150–250 mL o matraz Erlenmeyer de 125–250 mL.

·        Probeta graduada de 50 o 100 mL.

·        Termómetro con resolución de 0.1 °C o sonda digital de temperatura.

·        Placa calefactora.

·        Soporte universal, pinza y nuez para sujetar el termómetro.

·        Varilla de agitación.

·        Vidrio de reloj o recipiente para pesar.

·        Espátula.

·        Piedras de ebullición o perlas de vidrio, si están disponibles.

 

4.2 Reactivos

·        Agua destilada.

·        Sacarosa (sucrosa).

 

4.3 Preparación y cantidades de trabajo

Para cada determinación se recomienda utilizar aproximadamente 50.00 g de agua destilada y 20.00 g de sacarosa. Las masas exactas deben registrarse y emplearse en los cálculos. Estas cantidades producen una elevación del punto de ebullición suficientemente apreciable para fines didácticos sin requerir grandes volúmenes de reactivos.

4.4 Determinación del punto de ebullición del agua

1.     Pesar el recipiente limpio y seco que se utilizará para el calentamiento y registrar su masa.

2.     Añadir aproximadamente 50 mL de agua destilada y pesar nuevamente. Determinar por diferencia la masa exacta de agua utilizada.

3.     Colocar una o dos perlas de ebullición, si están disponibles.

4.     Introducir el termómetro de modo que el bulbo quede dentro del líquido, sin tocar el fondo ni las paredes del recipiente.

5.     Calentar gradualmente en la placa calefactora. No utilizar llama abierta.

6.     Cuando la ebullición sea uniforme, registrar la temperatura cada 20–30 segundos durante al menos 2 minutos.

7.     Considerar como Tb,agua el promedio de al menos tres lecturas consecutivas que permanezcan prácticamente constantes.

8.     Suspender el calentamiento y dejar enfriar el sistema antes de añadir el soluto.

 

4.5 Determinación del punto de ebullición de la disolución

1.     Pesar aproximadamente 20 g de sacarosa y registrar la masa exacta.

2.     Añadir la sacarosa al agua utilizada en la determinación anterior una vez que el sistema se haya enfriado lo suficiente.

3.     Agitar hasta disolver completamente la sacarosa. Si se ha perdido una cantidad apreciable de agua por evaporación, repetir el ensayo con una nueva porción de agua y registrar nuevamente su masa.

4.     Calentar gradualmente la disolución en la placa calefactora.

5.     Al alcanzar una ebullición uniforme, registrar la temperatura cada 20–30 segundos durante al menos 2 minutos.

6.     Considerar como Tb,disolución el promedio de al menos tres lecturas consecutivas estables.

7.     Apagar la placa calefactora y dejar enfriar antes de manipular el recipiente.

5. Cálculos y tratamiento de datos

5.1 Elevación del punto de ebullición

ΔTb = Tb,disolución − Tb,agua

 

5.2 Molalidad experimental

m = ΔTb / Kb

Para el agua: Kb = 0.512 °C·kg·mol⁻¹.

5.3 Masa molar experimental del soluto

Mexperimental = msoluto / (m · kg de agua)

De forma equivalente:

Mexperimental = (Kb · msoluto) / (ΔTb · kg de agua)

5.4 Porcentaje de error

Para la sacarosa puede utilizarse como valor de referencia una masa molar de 342.30 g·mol⁻¹.

% error = |Mexperimental − Mreferencia| / Mreferencia × 100

6. Observaciones y resultados

Fecha: ____________________

Integrantes: ______________________________________________________________

Presión atmosférica, si está disponible: ____________________

Tabla A. Masas utilizadas

Masa recipiente (g)	Masa recipiente + agua (g)	Masa de agua (g)	Masa de sacarosa (g)

 

Tabla B. Registro de temperatura del agua pura

Lectura	Tiempo (s)	Temperatura (°C)
1
2
3
4
5
6

Tb,agua promedio (°C): ____________________

Tabla C. Registro de temperatura de la disolución

Lectura	Tiempo (s)	Temperatura (°C)
1
2
3
4
5
6

Tb,disolución promedio (°C): ____________________

Tabla D. Resultados calculados

ΔTb (°C)	Molalidad (mol·kg⁻¹)	M experimental (g·mol⁻¹)	M referencia (g·mol⁻¹)	% error

 

7. Precauciones y seguridad

·        Utilizar bata, gafas de seguridad y zapatos cerrados durante toda la práctica.

·        Realizar el calentamiento exclusivamente con placa calefactora; no utilizar llama abierta.

·        Evitar tocar el recipiente, la placa calefactora y el termómetro inmediatamente después del calentamiento.

·        No cerrar herméticamente ningún recipiente mientras se calienta.

·        Mantener el termómetro sujeto con pinza y evitar que toque el fondo del recipiente.

·        Agregar la sacarosa solamente cuando el sistema haya dejado de hervir y se haya enfriado suficientemente.

·        Evitar una ebullición violenta, ya que puede producir salpicaduras y pérdidas de disolvente.

·        No ingerir los reactivos, aunque la sacarosa sea una sustancia de uso alimentario; los reactivos de laboratorio no deben considerarse aptos para consumo.

·        Dejar enfriar los residuos acuosos antes de su disposición de acuerdo con las normas institucionales.

8. Cuestionario

1. ¿Qué es una propiedad coligativa y por qué depende del número de partículas de soluto presentes en la disolución?

2. Explique por qué la presencia de un soluto no volátil eleva el punto de ebullición del disolvente.

3. ¿Por qué se determina experimentalmente el punto de ebullición del agua en lugar de asumir exactamente 100 °C?

4. Calcule ΔTb a partir de los valores experimentales obtenidos.

5. Calcule la molalidad de la disolución utilizando la constante ebulloscópica del agua.

6. Determine la masa molar experimental de la sacarosa mostrando las unidades en cada etapa del cálculo.

7. Compare la masa molar experimental con 342.30 g·mol⁻¹ y calcule el porcentaje de error.

8. ¿Qué efecto tendría sobre la masa molar calculada una pérdida importante de agua por evaporación antes de medir el punto de ebullición de la disolución?

9. ¿Por qué la sacarosa es adecuada para esta determinación y qué problema presentaría utilizar un electrolito como NaCl sin considerar el factor de van ’t Hoff?

10. Mencione tres fuentes de error experimental que puedan afectar la determinación de ΔTb.

9. Referencias bibliográficas

Atkins, P., de Paula, J., & Keeler, J. (2018). Atkins’ Physical Chemistry (11th ed.). Oxford University Press.

Chang, R., & Goldsby, K. A. (2016). Chemistry (12th ed.). McGraw-Hill Education.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Pearson.