laboratorio quimica








Practica No.4
PROPIEDADES COLIGATIVAS



















Sumario:
El principal objetivo de la practica fue determinar el efecto de sustancias electrolíticas fuertes y débiles en una solución gracias al aumento del punto de ebullición. También se determino el peso molecular de las sustancias utilizadas. Y gracias a cálculos estequiometricos lograr determinar elcoeficiente de van’t Hoff. La cristalería utilizada fue un balón de fondo plano de 125 mL, una probeta de 250 ± 12.5 mL, un beaker de 250 ± 12.5 mL y una probeta de 10 ± 0.1 mL. Tambien se utilizo una balanza y el mechero. Los compuestos utilizados fueron NaCl (Cloruro de Sodio) y C2H6O2 (Etilglicol). El solvente que se utilizo fue agua destilada (H2O).
Por primera cosa se tomo la temperaturade ebullición de 25 ± 0.5 mL de agua destilada, le agregamos 3 perlas de ebullición, y anotamos la temperatura en el preciso momento en la que el agua empezó a hervir y fue de 92.5 ± 0.5 °C. En seguida repetimos el procedimiento solo que agregamos NaCl a la solución, pesamos una cantidad de 6.00 ± 0.05 g y l solución anotamos que empezó a hervir a 95.5 ± 0.5 °C. Después de repitió otra vez elexperimento con la diferencia que en ves de NaCl como soluto se utilizó etilglicol. La temperatura de ebullición que anotamos fue de 93.00 ± 0.5 °C. obtenidos los datos se procedió a calcular las moles de cada soluto utilizado. Los resultados fueron respectivamente de 0.108578 y 0.107264. Sucesivamente el peso molecular encontrado fue respectivamente de 61.44 g/mol y 61.44 g/mol. Los porcentajes deerrores fueron de 5.10% por el NaCl y de 1.01 % por el etilenglicol.
La principal fuente de error de la práctica fue la toma de las diferentes temperaturas. Si no se prestaba atención de anotar la temperatura en el preciso instante de ebullición la solución hubiera seguir calentándose hasta que el termómetro ya no tocara dicha solución y aportara la temperatura del vapor (mucho mas caliente) de lasolución.












Datos, cálculos y resultados:
Tabla n 1 Mediciones de temperatura
Muestra
Resultado
Volumen de etilenglicol usado
6.00 ± 0.1 mL
Cantidad de NaCl usado
6.30 ± 0.05g
T° de ebullición con etilglicol
93.0 0 ± 0.5°C
T° de ebullición con NaCl
95.00 ± 0.5C°
Moles de etilenglicol
0.108482 moles
Moles de NaCl
0.107135 moles
PM etilenglicol
61.44 g/mol
PMNaCl
61.44 g/mol
% de error de etilenglicol
1.01%
% de error de NaCl
5.10%
Factor de van’t Hoff de NaCl
90.30%
Masa balón
62.15 ± 0.05 g
Punto de ebullición H2O destilada
91.00 ± 0.5°C
Punto de ebullición H2O + NaCl
92.50 ±0.05g
Punto de ebullición H2O + etilenglicol
92.65 ± 0.05g


Tabla n 2 Resultados
Valores
Experimental
Teorica
% Error
PM Etilenglicol
61.44 g/mol62.07 g/mol
1.01 %
PM NaCl
61.44 g/mol
58.44 g/mol
5.10 %
i NaCl
1.9030
Alpha NaCl
90.30%


Cálculo #1 de Moles de Cloruro de Sodio


Cálculo #2 de Moles de Etilenglicol


Cálculo # 3 de Peso Molecular del Cloruro de Sodio



Cálculo #4 de Peso Molecular del Etilenglicol


Cálculo #5 de Porcentaje de Error del Cloruro de Sodio



Cálculo #6 de Porcentaje de Error delEtilenglicol


Cálculo #7 de Factor de Van’t Hoff del Cloruro de Sodio


Cálculo #8 de Porcentaje de disociación del Cloruro de Sodio



Discusión de resultados:
El principal objetivo de la práctica fue lograr determinar cuál y porque sustancias es llamada electrolítica fuerte o débil y lo que esto comporta. También determinamos empíricamente el peso molecular de los solutos utilizados y elfactor de van’t Hoff.
Por primera cosa colocamos 25.0 ± 0.5mL de agua destilada en el balón de fondo plano y lo pusimos a calentar con adentro 3 perlas de ebullición. Las perlas de ebullición son pequeñas bolas que pueden ser de vidrio, cerámica o plexiglás. Estas nos ayudan al momento de una ebullición a que la reacción caliente uniformemente y impiden la excesiva formación de burbujas....