Resumen

En el desarrollo de este proyecto se han investigado las propiedades coligativas de diferentes disoluciones acuosas; en concreto el aumento de la temperatura de ebullición y el descenso de la temperatura de congelación.

Se han medido las temperaturas de ebullición y congelación de disoluciones acuosas con diferente concentración de cloruro de sodio y de etilenglicol, obteniendo los resultados que predicen las leyes de Raoult y de Van’t Hoff para disoluciones diluidas, permitiéndonos calcular la constante ebulloscópica  (Ke =0,50ºC Kg/mol) y crioscópica (Kc=1,82ºC Kg/mol) del agua y comprobar, que estas no dependen de la naturaleza del soluto, sino sólo de la concentración del mismo. Además, para el caso del NaCl, la variación del incremento de temperatura con la molalidad de la disolución, resultó, tanto para la ebullición como para la congelación un valor doble de sus respectivas constantes, debido a que es un electrolito fuerte y que el factor i de  Van´t Hoff, toma el valor 2, para esta sal.

Finalmente, se ha aplicado este fenómeno para analizar la información de dos anticongelantes comerciales, uno de marca blanca y otro de marca conocida, comprobando si coincide con lo indicado en el envase. 

Introducción

Las propiedades coligativas son el conjunto de propiedades físicas de las soluciones líquidas que dependen, exclusivamente, del efecto ocasionado por el número de partículas del soluto no volátil presente sobre las propiedades originales del disolvente líquido, independiente de la naturaleza y/o tamaño de la partícula (átomo, ión o molécula). Es decir, las propiedades coligativas de las disoluciones líquidas preparadas con igual concentración de solutos similares en el mismo disolvente presentarán el mismo valor.

La adición de un soluto no volátil a un disolvente líquido para formar una solución líquida provocará la modificación de algunas de las propiedades originales del disolvente, específicamente aquellas que dependen de la presión de vapor y se observan en el diagrama de fases P-T del disolvente original.

Disminución de la Presión de Vapor

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil, debido a dos factores:

1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre

2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

La presión de vapor de una sustancia en una disolución es proporcional a su fracción molar (Ley de Raoult). Esta ley se cumple sólo en disoluciones ideales, por lo que en las disoluciones reales se producen desviaciones importantes de dicha ley.

Elevación del Punto de Ebullición

La presencia de un soluto no volátil provoca un incremento en la temperatura de ebullición para la solución líquida, con respecto al valor original del disolvente. La magnitud de dicho incremento es directamente proporcional a la concentración (molalidad) del soluto.ΔTe = Ke m ; Ke= constante ebulloscópica

Disminución del Punto de Congelación

La adición de un soluto no volátil provoca una disminución en la temperatura de congelación de la solución, con respecto al valor original del disolvente; la magnitud de la disminución es directamente proporcional a la concentración (molalidad) del soluto.

 ΔTc = Kc m ; Kc= constante crioscópica

Cuando tenemos solutos iónicos la situación varía. Los solutos iónicos se disocian en iones. Teniendo en cuenta que las propiedades coligativas dependen del número de partículas de soluto, un soluto iónico generara varias partículas y se incrementará el efecto coligativo de manera proporcional. Las fórmulas en estos casos son las mismas nada más que agregamos el factor “i” (llamado factor de Van’t Hoff). La fórmula sería ΔTe = K .m. i. El valor de i para el agua es 2.

Sin embargo, Van’t Hoff dedujo que el punto de congelación experimental era menor que el teórico, debido a una disociación parcial (electrolitos débiles) o asociaciones parciales de iones (electrolitos fuertes).

Para finalizar, resulta interesante realizar un análisis de las posibles aplicaciones de las propiedades estudiadas, en especial el descenso del punto de congelación. Destacamos las siguientes:

-Aplicaciones científicas, para determinar la concentración del soluto en un producto y con ello la pureza del mismo, utilizada en la industria agropecuaria para detectar alteraciones de la leche.

-Aplicaciones analíticas para el descenso crioscópico de los líquidos corporales (sangre, orina, lágrimas, etc.). Pudiendo determinarse enfermedades como diabetes, patologías del riñón entre otras.

-Anticongelantes, se añaden sustancias al agua para conseguir disminuir la temperatura de congelación y evitar que esta se congele. Entre ellas, la sal para eliminar las placas de hielo de las carreteras, o el etilenglicol para que el motor de  los vehículos no se caliente en exceso.

De hecho, es conveniente destacar la existencia de anticongelantes en la propia naturaleza:

-El agua marina consigue que en los océanos Ártico y Antártico, el agua que está por debajo de la capa de hielo exterior, se encuentre en estado líquido por debajo de los 0ºC.

-Algunos animales evitan la congelación usando anticongelantes fisiológicos, que incorporan a sus líquidos corporales durante las estaciones frías, como insectos, la Rana sylvatica o númerosas especies del Oceano Antártico del género Notothenioidea que sintetizan un tipo de proteínas con características anticongelantes.

Objetivos e hipótesis

Objetivos:

1.  Estudiar el impacto que tienen los solutos no volátiles en las propiedades coligativas de las soluciones acuosas.

2.  Realizar la determinación experimental de Ke y Kc en disoluciones acuosas con diferentes solutos.

3.  Conocer aplicaciones prácticas de estos fenómenos.

Hipótesis:

1.  El punto de congelación y el de ebullición de una disolución acuosa varían con la concentración del soluto disuelto.

2.  El aumento ebulloscópico y el descenso crioscópico, para un mismo disolvente, dependen de la naturaleza del soluto.

3.  Para una misma disolución, la magnitud del descenso crioscópico es diferente a la del aumento ebulloscópico.

Metodología

Se han estudiado, mediante dos montajes experimentales, la temperatura de ebullición y la temperatura de congelación de disoluciones acuosas con diferente concentración y se ha comparado con las correspondientes al disolvente puro. Una con cloruro de sodio y otra con etilenglicol.

4.1.- Cálculo de temperaturas de ebullición

Para calcular la temperatura de ebullición realizamos el siguiente montaje. La disolución contenida en un matraz, se tapa con un corcho al que se le adapta un refrigerante, el cual tiene la función de evitar que la disolución se reconcentre, y un sensor de temperatura.

Preparamos disoluciones con una concentración entre 0,25 molal y 4 molal, de cloruro de sodio y de etilenglicol. La elección de estos solutos se fundamentó en tener un electrolito fuerte y otro no, y así poder constatar su diferente comportamiento.

4.2.- Cálculo de temperaturas de congelación

Tras varios intentos fallidos, pudimos llegar a las temperaturas necesarias al adquirir hielo seco (CO2 sólido que sublima a -78ºC) realizando el siguiente montaje. Introducimos la disolución en un tubo de ensayo con un sensor de temperatura y éste, dentro de un vaso de precipitados, en el que hemos vertido hielo seco Se agita la disolución para que no se formen cristales antes de llegar al punto de congelación y para que la temperatura sea uniforme.

4.3 Cálculo de la conductividad

Con el fin de estudiar el grado de disociación en las disoluciones, medimos la conductividad de las mismas con un sensor de conductividad. 

4.4. Aplicación

Partiendo del hecho, que en Castilla y León se alcanzan temperaturas que bajan de 0ºC en invierno, nos ha parecido interesante investigar sobre las aplicaciones de estas propiedades como anticongelantes.

Así, con el montaje utilizado anteriormente con hielo seco, calculamos la temperatura de congelación de dos anticongelantes comerciales, uno de marca blanca y otro de marca conocida, comprobando si la temperatura de congelación era la indicada en el envase. Además, como el primero tenía un porcentaje de 10% en masa de etilenglicol, preparamos una disolución de la  misma concentración  y calculamos su temperatura de congelación para ver si coincidía con la señalada la muestra blanca.

Resultado

Los resultados de la medida del incremento de la temperatura de ebullición frente a la molalidad de la disolución acuosa de etilenglicol y de cloruro de sodio están recogidos en las siguientes gráficas.

Los datos experimentales muestran que, en ambos casos, la temperatura de ebullición de la disolución asciende al aumentar la concentración de la misma, aproximándose a una recta de pendiente 0,51 para el caso del etilenglicol y 1 para el del cloruro de sodio, lo que coincide prácticamente, en el primer caso, con el valor de la constante ebulloscópica del agua (0,512 ºCKg/mol), mientras que para el cloruro de sodio, resulta ser casi el doble de dicha constante, lo cual corrobora las anomalías descubiertas por Van´t Hoff, para electrolitos fuertes. De ahí que tengamos que introducir en la Ley de Raoult el factor de corrección “i”, cuyo valor es 2 para el NaCl. Este valor 2 indica que esta sal se disocia completamente en iones Na+ y Cl- , duplicando el número de partículas presentes en la disolución, resultando para la misma, la ecuación que relaciona la ΔTe y la molalidad ΔTe= 2x0,512x m. Este dato concuerda con las medidas de la conductividad, que han resultado altas en el caso del cloruro de sodio, con valores comprendidos entre 23.700s/m y 90.500s/m, e indectables para las del etilenglicol.

Tales datos, indican, por un lado, que el aumento ebulloscópico no depende de la naturaleza del soluto, sólo del número de partículas disueltas, y por otro,  que mientras el etilenglicol es un electrolito muy débil, el cloruro de sodio es uno muy fuerte. 

Los resultados de la medida del descenso de la temperatura de congelación frente a la molalidad de la disolución acuosa de etilenglicol y de cloruro  de sodio están recogidos en las siguientes gráficas.

Los datos experimentales muestran que, en ambos casos, se produce un descenso lineal de la temperatura al aumentar la concentración de la disolución. Para el caso del etilenglicol, la pendiente es, -1,82, lo que se aproxima mucho a la constante crioscópica del agua (-1,86 ºCKg/mol), Sin embargo, para el cloruro de sodio, al igual que en la gráfica de la ebullición de esta misma sal, vemos como dicha pendiente  (-3,72), resulta ser casi el doble de la constante ebulloscópica del agua, por eso, también es necesario utilizar el factor de corrección “i” propuesto por Van´t Hoff. Así, la ecuación que relaciona la ΔTc y la molalidad para el caso del cloruro de sodio es

ΔTc= 2x1,86x m. Tales datos, al igual que en la ebulloscopia, señalan, que este descenso no depende de la naturaleza del soluto, sólo del número de partículas disueltas,

Si comparamos estas gráficas con las de la ebullición, vemos como la magnitud del descenso crioscópico es mayor que la del aumento ebulloscópico. De ahí que para el caso del agua la Kc sea 1,86 ºCKg/mol y la Ke sea 0,512 ºCKg/mol.

Para confirmar la naturaleza electrolítica de ambos solutos hemos medido la conductividad de disoluciones de ambos solutos con distinta concentración. De los datos podemos deducir como la conductividad es alta, lo cual corresponde con un electrolito fuerte y, también, como aunque esta aumenta con la concentración no lo hace de un modo lineal, sino que, como era de esperar, al aumentar la concentración aumenta menos de lo que cabría esperar. Tal hecho se justifica entendiendo que se producen asociaciones parciales de iones o a una disociación parcial.

Al medir la conductividad de las disoluciones de etilenglicol,obtuvimos valores prácticamente igual que para el agua destilada, esto explica el que esta disolución se comporte como un electrolito débil.

Para finalizar, resulta interesante reflexionar sobre los resultados obtenidos al medir la temperatura de congelación de los dos anticongelantes comerciales.

Al medir la temperatura de anticongelante de marca blanca, disolución al 10% en etilenglicol, nos dio -1,1ºC, en vez de los -4ºC que marcaban en su etiqueta, lo que corresponde a una concentración de 3,53%. Este dato significa que la cantidad de etilenglicol es inferior a la indicada. Así que debemos reconocer la existencia de un fraude por parte del fabricante.

Al medir la temperatura de congelación de la disolución preparada de etilenglicol al 10% nos dio -3ºC, muy próxima a los -3,3ºC que daría según la Ley de Raoult. Estos datos indican que la utilización de esta marca blanca es  muy peligrosa, pues en nuestra comunidad se alcanzan temperaturas inferiores muchos días de invierno, lo cual podría generar daños y averías en los vehículos.

Al medir la temperatura del anticongelante de marca conocida, la temperatura de congelación nos dio -68,3ºC, muy cerca de los -70ºC que señalaba la etiqueta, sobre todo, sabiendo que el envase llevaba abierto un año.

Conclusiones

a-Se han investigado las propiedades coligativas (aumento ebulloscópico y descenco crioscópico) en disoluciones acuosas de etilenglicol y de cloruro de sodio obteniendo las leyes que las rigen a través de la investigación y realizado aplicaciones prácticas de las mismas.

b-Se han medido las relaciones entre los aumentos de temperatura de ebullición y los descensos crioscópicos frente a la molalidad de las disoluciones de un electrolito débil, etilenglicol, obteniendo relaciones lineales como predice la Ley de Raoult para disoluciones diluidas.

c-Se han medido las relaciones entre los aumentos de temperatura de ebullición y los descensos crioscópicos frente a la molalidad de las disoluciones de un electrolito fuerte, cloruro de sodio, obteniendo los resultados que predice Van´t Hoff; de ahí que tengamos que introducir en la Ley de Raoult el factor de corrección “i”.

d-Se ha comprobado experimentalmente que para el caso del cloruro de sodio el factor de Van´t Hoff es 2 para disoluciones diluidas y para el caso del etilenglicol es 1.

e- Se ha confirmado que el aumento ebulloscópico y el descenso crioscópico no dependen de la naturaleza del soluto, sólo del número de partículas disueltas, por lo que si influye el grado de disociación de las mismas..

f- Se ha calculado experimentalmente para distintas disoluciones el valor de Ke y de la Kc del agua obteniéndose prácticamente los mismos valores que los de referencia. La Ke es 0,512 ºCKg/mol y la Kc = 1,86 ºCKg/mol.

g-Se ha aplicado el descenso del punto de congelación a dos anticongelantes comerciales y el resultado ha sido, que el anticongelante de marca blanca es peligroso, pues no cumple lo indicado en la etiqueta, mientras que el de marca conocida es muy fiable.

Referencias bibliográficas

-http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/propiedades-coligativas-quimica/propiedades-coligativas

-http://quimica2medio.blogspot.com.es/p/propiedades-coligativas.html

-http://lacienciadelfuturo.galeon.com/contenido13.htm.

Agradecimientos

Este trabajo de investigación, no habría llegado a su fin sin la colaboración de otra mucha gente, la cual queremos reconocer. Por eso, agradecemos la colaboración del Servicio de Farmacia del Hospital General de Segovia, por cedernos el hielo seco. A los profesores del instituto, en especial a los compañeros del departamento de Física y Química, por su ayuda y aportaciones.