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Capacitación de docentes en

de la Química desde la perspectiva de la

Guía de LaboratorioPropiedades Coligativas y

Capacitación de docentes en la enseñanza


Química Verde

Guía de Laboratorio VIPropiedades Coligativas y

Química Verde

Santiago, 2015

la enseñanza


II Propiedades Coligativas y

Centro Interdisciplinario de Líquidos Iónicos Página 1


Tabla de contenidos.

Parte I. Propiedades coligativas de las Soluciones.

1. Introducción.

2. Aumento Ebulloscópico.

3. Descenso crioscópico.

4. Presión Osmótica.

5. Presión de vapor.

Parte II. Propiedades coligativas de las Soluciones y Química Verde.

1. Introducción.

2. Principios de la Química Verde.

3. Compuestos orgánicos volátiles.

4. COV’s y la salud humana.

5. ¿De dónde provienen los COV’s?

6. Proceso de refinación de petróleo.

Parte III. Trabajo Práctico

1. Objetivos de la actividad.

2. Conceptos asociados en la actividad.

3. Materiales y reactivos.

4. Metodología.

Parte IV. Ficha de trabajo.

1. Observaciones sustraídas de la actividad.

2. Explicación de las observaciones.

3. Principio de la Química Verde abordado.

4. Aprendizajes obtenidos. Conclusiones preliminares.

5. Preguntas y Cuestionamientos.

Referencias.


Parte I. Propiedades de las Soluciones.

1. Introducción Las propiedades coligativas

permiten explicar fenómenos que

ocurren en la vida cotidiana. Tal

como cuando se agrega sal al agua

hirviendo, ésta deja de hervir. Pues

bien, este fenómenos se explicar

mediante una de las propiedades

coligativas. La imagen, representa

un vaso de precipitado, que

contiene agua y sal (NaCl), cuando

el cloruro de sodio se disuelve en

agua, modifica las propiedades originales que tiene el agua a una determinada temperatura. En

esta unidad, estudiarás como afecta la presencia de un soluto en las propiedades de las

soluciones. Las propiedades que dependen de la concentración de las partículas de soluto, pero no

de su naturaleza, son las propiedades coligativas.

Año Suceso

1758 Joseph Black formula el concepto de calor latente para explicar fenómenos de cambios de

estado.

1803

Louis Joseph Gay-Lussac, descubre propiedades físicas y químicas del aire y otros gases y

realiza las pruebas experimentales de las leyes de Boyle y de Charles, así como las

relaciones entre la densidad y la composición de los gases.

1848 Lord Kelvin, establece el concepto de cero absoluto, que es la temperatura a la cual

teóricamente todo movimiento molecular se detiene.

1866 James Maxwell construyó la teoría cinética sobre un modelo para los gases.

1883 William Nicol propone teoría de interacción entre las moléculas de soluto y disolvente.

1901

Jacobus Herricus Van`t Hoff, de los países bajos, recibe el premio nobel, por su

descubrimiento sobre las leyes de la dinámica química y de la presión osmótica en

disolución.

1945 Se descubre el fenómeno de resonancia nuclear magnética (RMN), por E.M Purcell y F.

Bloch, quienes lo logran de manera separada.

1948 Se reemplaza el nombre de grado centígrado para la unidad de temperatura y se establece

el grado celcius (°C)

2011 Daniel Shechtman, Israelí, gana el premio nobel de química por su descubrimiento de los

“cuasicristales”


2. Aumento ebulloscópico.

Los autos tienen un motor el que debe ser protegido, sobre todo en la época de verano,

donde se usa una sustancia llamada anticongelante. Su principal ingrediente es una sustancia

llamada etilenglicol. El radiador del auto y su sistema de enfriamiento están sellados para

mantener el anticongelante a presión, de modo que no se evapore a las temperaturas normales de

funcionamiento del motor. Sin embargo, cuando la temperatura atmosférica se eleva en el verano,

el radiador podría “llegar a la ebullición” si no estuviera protegido con “anticongelante”. De esta

manera al agregarle este líquido no volátil, la solución del radiador adquiere un punto de

ebullición más alto que del agua pura.

El punto de ebullición de una disolución es la temperatura a la cual su vapor de presión

iguala a la presión atmosférica externa. Por ejemplo la temperatura de ebullición del agua sobre el

nivel del mar es 100 °C. Debido a la presencia de un soluto no volátil, disminuye la presión de

vapor de una disolución y por lo tanto el punto de ebullición de la disolución se afectado.

Figura 1. Diagrama de fase del agua y los cambios que ocurren en una disolución.

En la figura 1, se presenta el diagrama de fase del agua y los cambios que ocurren en una

disolución. Por consecuencia a que cualquier temperatura la presión de vapor de la disolución es

menor que la del disolvente puro, independientemente de la temperatura, la curva líquido-vapor

para la disolución siempre está por debajo de la del disolvente puro, como consecuencia, la

intersección de la curva punteada líquido-vapor y la línea horizontal que marca P = 1atm ocurre a

una temperatura mayor que el punto de ebullición normal del disolvente puro.


El análisis de esta gráfica muestra que el punto de ebullición de la disolución es mayor

que el del agua. La elevación del punto de ebullición (∆Tb), se define como el punto de ebullición

de la disolución (Tb) menos el punto de ebullición del disolvente puro (Tb0): ΔTb = Tb – T°b

Debido a que ΔTb = (Tb – T°b) > 0, es una cantidad positiva que depende de la cantidad de masa de

soluto, entonces, ΔTb α m. Por lo tanto, ΔTb = Kb*m

El valor de ∆Tb, es proporcional a la disminución de la presión de vapor y también es proporcional

a la concentración (molalidad) de la disolución, es decir, donde m es la molalidad de la disolución y

Kb es la constante molal de elevación del punto de ebullición (Constante ebulloscópica). Las

unidades de Kb son 0C/m. Es importante entender la selección de las unidades de concentración en

este caso, y la razón de optar por la molalidad en vez de la molaridad, es que ésta última depende

de la temperatura, y el sistema con el que se trabaja la temperatura no se mantiene constante.

En la siguiente tabla se encontrará las constantes ebulloscópicas de varios líquidos comunes:

Tabla1. Puntos de ebullición y constante ebulloscópica, de disolventes comunes.

Ejemplo práctico.

Cuál es el asenso ebulloscópico, de una solución formada por 20,1 g de una sustancia cuya masa

molar es 62,0 g, esta cantidad se encuentra en 400 g de agua.

Paso 1. Organizar la información entregada.

Masa de soluto: 20,1 g

Masas molar del soluto: 62 g

Masa del solvente: 400 g (agua)

Determinar: elevación del punto de ebullición


Paso 2. Escoger la expresión matemática

La expresión matemática que permite desarrollar este ejercicio es: ∆Tb = Kb m

La constante ebulloscópica para el agua, la podrás encontrar en la Tabla 1 de esta lección.

Para utilizar esta expresión matemática, se debe determinar la molalidad de la solución, con

los datos que se han entregado.

Masa de soluto (g) x 1 mol de soluto = cantidad de soluto (mol)

Masa molar de soluto (g)

Cantidad de soluto (mol) x 1000 g de agua = molalidad

Masa de solvente (g) 1 kg de agua

∆Tb = Kb m

Paso 3. Sustituir los datos en la expresión matemática y resolver el problema:

20, 1 g de soluto x 1 mol de soluto = 0,324 mol de soluto

62, 0 g de soluto

0,324 mol de soluto x 1000 g de agua = 0,810 mol de soluto = 0,810 m

400 g de agua 1 kg de agua kg de agua

∆Tb = Kb m = 0,52 °C/m x 0,810 m = 0,41 °C

El aumento ebulloscópico es de 0,41 °C

3. Descenso crioscópico

Imagina que necesitas mantener frías unas bebidas. Lo normal es meterlas en hielo con agua de

manera que se mantuviesen frías. Pero como la temperatura del agua es mayor que la del hielo,

tenderá a estabilizarse y, por tanto, tardará relativamente poco en calentarse, por lo tanto no se

mantendrán mucho tiempo a la temperatura que deseas. El truco usado es usar agua salada muy

fría con hielos, de esa manera, conseguirás que las bebidas estén en un medio frío durante más

tiempo, ya que los hielos se disolverán por razones coligativas de descenso crioscópico no por

razones relacionadas con la temperatura. El agua salada aguantará temperaturas menores que

cero grados y tardará más en calentarse, manteniéndolas frías más tiempo. Esto lo podrás

entender de mejor manera en la siguiente lección.

La disminución del punto de congelación (∆Tf) se define como el punto de congelación del

disolvente puro (Tf0) menos el punto de congelación de la disolución (Tf): ΔTf = Tf – T°f. Debido a

que ΔTf = (Tf – T°f) > 0, es una cantidad positiva. De nuevo, ∆Tf es proporcional a la concentración

de la disolución: ΔTf α m. Por lo tanto, ΔTf = Kf*m


Donde m es la concentración de soluto en unidades de molalidad y Kf es la constante molal

de la disminución del punto de congelación (Constante crioscópica). Al igual que para Kb (Tabla 1)

las unidades de Kf son 0C/m. La explicación cualitativa de la disminución del punto de congelación,

se debe a que la congelación implica la transición de un estado desordenado a un estado

ordenado. Para que esto ocurra, el sistema debe liberar energía, y debido a que en una disolución

hay mayor desorden que en el disolvente, es necesario que libere más energía para generar orden

que en el caso de un disolvente puro. Por lo tanto, la disolución tiene menor punto de congelación

que el disolvente (Tabla 2).

Tabla 2. Puntos de congelación y constante crioscópica, de disolventes comunes.

Figura 2. Descenso del punto de congelación de una solución compuesta por agua y azúcar.

Ejemplo práctico.

¿Cuál es el descenso crioscópico, de una solución formada por 17,1 g de sucralosa, C12H22O11, en

200 g de agua? ¿Cuál es el punto de ebullición de la disolución?


Paso 1. Organizar la información entregada.

Masa de soluto y fórmula química: 17,1 g C12H22O11

Masa del solvente: 200 g (agua)

Determinar: Descenso del punto de congelación

Punto de congelación de la solución

Paso 2. Escoger la expresión matemática

La expresión matemática que permite desarrollar este ejercicio es: ∆Tf = Kf m

La constante crioscópica para el agua, la podrás encontrar en la Tabla 2 de esta lección.

Para utilizar esta expresión matemática, se debe determinar la molalidad de la solución, con

los datos que se han entregado.

Masa de soluto (g) x 1 mol de soluto = cantidad de soluto (mol)

Masa molar de soluto (g)

Cantidad de soluto (mol) x 1000 g de agua = molalidad

Masa de solvente (g) 1 kg de agua

∆Tf = Kf m

Por otro lado:

Punto de congelación de la solución = Punto de congelación del solvente + ∆Tf


17,1 g C12H22O11 x 1 mol de C12H22O11 = 0,0500 mol de C12H22O11

342, 34 g C12H22O11

0,0500 mol de C12H22O11 x 1000 g de agua = 0,250 mol de C12H22O11= 0,250 m

200 g de agua 1 kg de agua kg de agua

a. ∆Tf = Kf m = (-1,86 °C/m) x 0,250 m = -0,465 °C

b. Punto de congelación de la solución = 0,0 °C + (-0,465 °C) = -0,465 °C


Seres vivos con anticongelantes

Algunos animales evitan la congelación

usando anticongelantes fisiológicos. Se trata de

solutos elaborados o incorporados a sus líquidos

corporales durante las estaciones frías, con los

que incrementan la concentración total de solutos

y reducen la temperatura de congelación. Muchos

insectos, por ejemplo, producen concentraciones

elevadas de glicerol, sorbitol o manitol durante el

invierno. Es el caso, por ejemplo, de las larvas de

invierno de Bracon cephi que tienen una

temperatura de congelación que puede alcanzar

los -17 °C durante el invierno, mientras que los

individuos de verano sólo pueden alcanzar los -1 °C. También los huevos de invierno de la oruga

Malacosoma contienen glicerol en una cantidad del orden del 35% de su peso en seco.

La Rana sylvatica, que vive en la mitad

septentrional de Norteamérica, es capaz de

prosperar en un clima subártico. Este animal puede

hibernar, sobreviviendo a la congelación de entre

el 35 y el 45% de su cuerpo. Para ello se sirve de

proteínas especiales, urea acumulada en los tejidos

y glucosa almacenada en el hígado para limitar la

cantidad de hielo que se forma en su cuerpo y

reducir así la contracción osmótica de las células.

En el océano Antártico viven un centenar de

especies del género Notothenioidea que

sintetizan un tipo de proteínas con

características anticongelantes que se

disuelven en la sangre y que les permiten

sobrevivir a temperaturas de hasta -1,8 °C.

Estas proteínas tienen un mecanismo de

funcionamiento que no se basa en el

descenso crioscópico y una efectividad unas 500 veces mayor. Al parecer, estas se adhieren a los

núcleos de cristalización del hielo que se forman inicialmente e impiden su crecimiento posterior.


¿Por qué no usar sales como anticongelantes?

La disminución de la temperatura de congelación de un disolvente debido a la presencia de

un soluto se usa para evitar la solidificación del agua de refrigeración en los motores de

combustión. En las regiones frías, donde la temperatura puede bajar de los 0 °C, se añaden

sustancias al agua de refrigeración para rebajar su temperatura de congelación y evitar así que

esta se congele, ya que, de producirse, el aumento del volumen del hielo podría romper el sistema

de refrigeración. Las sales muy solubles en agua, como el cloruro de calcio, podrían ser apropiadas,

ya que una disolución con un 30,5 % de CaCl2 se congela a -50 °C. Sin embargo, no pueden usarse

ya que corroen los metales.

Como anticongelantes se usan disoluciones de etanol, etilenglicol o glicerina, ya que sus

disoluciones al 36,5 % en masa, 39 % en volumen y 44,4 % en masa, respectivamente, congelan a

partir de -25 °C. Si se desea disminuir más la temperatura de congelación se usan disoluciones de

glicerina al 58 % que congelan a -50 °C. El más usado es el etilenglicol. En los circuitos de

refrigeración de paneles de energía solar el anticongelante que se utiliza es el propilenglicol.

El descenso crioscópico también se aprovecha para eliminar capas de hielo de las carreteras,

autopistas y pistas de aeropuertos. Para ellos se lanza cloruro de sodio (NaCl) o de calcio (CaCl2)

sobre las placas de hielo, con lo que se disminuye la temperatura de congelación y se funden las

placas de hielo. Una ventaja del cloruro de calcio es que, cuando este se disuelve, libera gran

cantidad de calor que ayuda a fundir más el hielo. Para eliminar las capas de hielo que se forman

sobre los aviones también se usa el etilenglicol.

En la construcción se usan anticongelantes para los hormigones en lugares donde las

temperaturas son muy bajas y se congelaría el agua. No es posible usar grandes cantidades de

anticongelante ya que provocaría problemas de corrosión. Los anticongelantes que se usan son

sales, normalmente cloruro de calcio, CaCl2, que en una proporción del 2 % reduce la temperatura

de congelación a -5 °C.


4. Presión Osmótica.

Osmosis

Existen muchos procesos químicos y biológicos que dependen de la osmosis, ¿pero qué es la

osmosis?, se entiende por osmosis, al paso selectivo de las moléculas del disolvente a través de

una membrana porosa desde una disolución diluida hacia una de mayor concentración. La difusión

del líquido de un medio a otro, a través de membranas, fue observada por primera vez en 1758

por el padre francés Jean Antoine Nollet. La figura 1 muestra el proceso de la osmosis.

Figura 3. Las esferas amarillas representan moléculas

de soluto, y las esferas celestes, moléculas de agua. La

osmosis (paso selectivo de las moléculas del disolvente

a través de una membrana porosa desde una disolución

diluida hacia una de mayor concentración) es el paso de

moléculas de solvente, a través de una membrana

semipermeable, desde una zona diluida hacia una zona

concentrada.

La ósmosis es realizada con el auxilio de una membrana semipermeable que permite el paso del

solvente y no permite el paso del soluto. Existen muchos tipos de esas membranas. Como

ejemplo, podemos citar el papel celofán, la vejiga animal, pared de las células, porcelana,

zanahoria hueca, etc. El flujo de agua es más intenso en el sentido de la solución. Cuando los flujos

se igualan, no existirán alteraciones en los niveles de los líquidos.

Presión osmótica

Si quisiéramos interrumpir la ósmosis, basta ejercer sobre el sistema formado por dos soluciones o

una solución y un solvente, separados por una membrana semipermeable, una presión en el

sentido inverso al de la ósmosis, con la misma intensidad de aquella presión que ejerce el solvente

para atravesar la membrana semipermeable. A esa presión, capaz de impedir el fenómeno de la

ósmosis, damos el nombre de presión osmótica. O sea, es definida como el equivalente a la

presión que es necesaria aplicar sobre un recipiente conteniendo solvente puro de modo de

impedir la ósmosis. Lo anterior se puede esquematizar en la figura 4.


Figura 4. Se muestra un experimento donde se

sumerge una solución concentrada en solvente puro,

separados por una semipermeable al solvente. La

solución comienza a ascender por el tubo, lo que

genera una diferencia de altura, esto es generado por

la presión ejercida por el solvente para ingresar a la

solución concentrada, presión que se conoce como

presión osmótica (A mayor presión osmótica, mayor es

la tendencia del solvente para entrar en la solución).

Fenómenos relacionados con la presión osmótica

Es muy importante conocer la naturaleza de las soluciones que se ponen en contacto a través

de membranas semipermeables al solvente, ya que si hay diferencias de concentración, el

solvente migrará de una solución a la otra de acuerdo a lo explicado en los párrafos anteriores.

¿Existirá diferencia si dejamos en contacto disoluciones de diferente concentración entre sí, y

cuando ponemos en contacto soluciones de igual concentración? Esta respuesta es de suma

importancia en los seres vivos, ya que gracias a eso podemos realizar la migración de solvente

en los diferentes sistemas de los organismos. Para esto revisemos tres situaciones, las cuales

se resumen en la figura 5. Si ponemos en contacto a través de una membrana semipermeable

al solvente, dos disoluciones con igual concentración, no existirá migración de solvente ya que

existirá un equilibrio osmótico. A esta solución de igual concentración a la estudiada se

llamara solución isotónica (iso: igual - tónica: tensión), es decir, ambas soluciones provocan la

misma presión del solvente por lo que existe un equilibrio de las fuerzas por unidad de área.

En el caso de tener una disolución dada, la cual se pone en contacto con una disolución

externa de mayor concentración, el solvente migrará de la disolución hacia el exterior. Esta

solución externa se llamara solución hipertónica porque posee mayor concentración que la

solución en estudio. En el caso de la disolución más diluida se llamará disolución hipotónica.

Figura 5. Una solución en

contacto con otra en estudio,

puede tener una

concentración igual (solución

isotónica), mayor (solución

hipertónica) o menor

(solución hipotónica) que la

solución estudiada.


Estos conceptos se aplican en medicina,

ya que a las personas enfermas deben

agregar suero que sea isotónico a la

presión osmótica ejercida por lo glóbulos

de la sangre. Lo mismo ocurre en las

plantas, ya que las vacuolas pueden

llenarse o vaciarse de agua dependiendo

del medio externo que se agregue. Esto se

puede ilustrar de mejor forma en la figura

del lado.

Conexión con el lenguaje. Investiga los

nombres de los fenómenos ocurridos

entre soluciones isotónicas, hipertónicas e

hipotónicas en células animales y

vegetales, confecciona un tríptico y

preséntalo a tu curso.

A continuación, trabajaremos los

conceptos necesarios para calcular la

presión osmótica en un sistema.

Cálculos de presión osmótica

Es muy importante cuantificar la presión osmótica, ya que debemos saber si estamos en

presencia de soluciones isotónicas, hipertónicas o hipotónicas.

Para esto debemos hacer uso de la ecuación de Van´t Hoff, quien recibió el premio nobel de

Química en 1901 por su descubrimiento de las leyes de la dinámica química y de la presión

osmótica en disoluciones.

La presión osmótica (π), de una disolución es la presión que se requiere para detener la

osmosis. La presión osmótica de una disolución está dada por: π = M R T

Donde M corresponde a la molaridad de la disolución, R es la constante de los gases (0,082 L

atm/mol K) y T la temperatura absoluta (K). La presión osmótica, π se expresa en atm. En el

caso de esta propiedad, se trabaja con molaridad, ya que las mediciones se realizan a

temperatura constante, por lo que no es necesario utilizar la molalidad. La presión osmótica

puede ser medida aplicándose una presión externa que bloquee la ósmosis.


Ejercicio práctico.

Presión osmótica en la sangre.

La presión osmótica en la sangre es de 7,7 atm a 25 ºC. ¿Qué concentración de glucosa será

isotónica a la sangre?

Paso 1. Organizar la información entregada. Como nos dan la presión osmótica y la

temperatura, podemos despejar la concentración de la ecuación de Van´t Hoff.

Paso 2. Escoger la expresión matemática. π = M R T


M = π / R T = 7,7 atm /(0,082 L atm K-1 mol-1) (298 K) = 0,31 M

Comentario: En situaciones clínicas, las concentraciones de las disoluciones generalmente se

expresan en términos de porcentaje en masa. El porcentaje en masa de una disolución 0,31 M

de glucosa es 5,3 % m/m.

5. Presión de vapor

Si tienes un líquido al aire libre podrías observar dos fenómenos, por un lado el líquido podría

evaporarse hasta pasar todo al estado gaseoso, o bien, se mantiene en el estado líquido. Esto

se puede observar claramente con los siguientes líquidos a temperatura ambiente, si derramas

acetona, ésta se evaporará luego de un tiempo, pero si derramas bencina, ésta se mantendrá

sin evaporarse. ¿A qué se deben estas diferencias?

Se plantea que algunos líquidos, llamados volátiles, sufren un fenómeno en la superficie de

éstos. Este fenómeno consiste en establecer un equilibrio entre el estado líquido y gaseoso, es

decir, algunas moléculas se evaporan y otras se condensan. Esto ocurre ya que las moléculas

de la superficie ejercen una presión para pasar al estado gaseoso, esta presión se llama

presión de vapor (presión a la cual un líquido en estado puro y su vapor están en equilibrio a

una determinada temperatura. Se incrementa cuando la temperatura aumenta, y viceversa).

La presión de vapor es una medida del número de moléculas que escapan de la superficie del

líquido por unidad de área. Por lo tanto, diferentes líquidos con distintas fuerzas de atracción

entre sus moléculas, tendrán una presión de vapor característica.

De acuerdo a la presión de vapor, se habla de líquidos volátiles y no volátiles. Los líquidos

volátiles pasan con facilidad al estado de vapor debido a que las fuerzas de atracción entre sus

moléculas son muy débiles; por lo tanto, estos tienen una alta presión de vapor. Ejemplos de

líquidos volátiles son el alcohol y la acetona. De esta información deducimos que la presión de

vapor de un líquido es inversamente proporcional a la fuerza de atracción entre las moléculas

que conforman. En la figura 6, se muestra un diagrama de la presión de vapor de un líquido

volátil.


Figura 6. Las moléculas de un líquido en la superficie tienden

a escapar al estado gaseoso. Mientras mayor sea la presión

de vapor de un líquido, mayor tendencia a evaporarse tendrá.

La presión de vapor tiene directa relación con la temperatura, ya que al aumentar la

temperatura, aumentamos la energía cinética de las moléculas, por lo tanto la cantidad de

colisiones, entonces la presión de vapor aumenta. Cuando la presión de vapor de un líquido

alcanza la presión atmosférica, se establece que el líquido comienza a ebullir, es decir, todas

las moléculas del líquido, las de la superficie y del seno del líquido, pasan al estado gaseoso.

La presión de vapor se mide en unidades de presión, es decir, en atm, mmHg, torr o Pa, donde

la equivalencia entre cada una de estas unidades es la siguiente: 1 atm = 760 mmHg = 760 torr

= 101.325 Pa

Disminución de la presión de vapor

¿Qué ocurre si se agrega un soluto no

volátil a este líquido volátil?

Figura 7. En la imagen de la izquierda

se muestra el equilibrio entre el

estado líquido-gaseoso del solvente

puro, y a la derecha se observa el

mismo solvente pero ahora con un

soluto disuelto.

Al observar la figura 7, podemos ver que la diferencia entre ambas imágenes es el número de

moléculas del solvente por unidad de área en la superficie. Es lógico pensar que, a una misma

temperatura, un solvente puro deja escapar mayor número de moléculas por unidad de área

que una disolución formada por este solvente y un soluto no volátil, tal como se muestra en la

figura 6.

Por lo tanto una menor cantidad de moléculas de solvente podrá pasar al estado gaseoso, en

presencia de un soluto. Entonces, la presión de vapor de un líquido puro es siempre mayor

que la de su disolución, con un soluto no volátil, ambos a la misma temperatura.


Ley de Raoult

Cuando se habla de un soluto cuya presión de vapor no se puede medir, es decir, es no volátil, la

presión de vapor de sus disoluciones siempre es menor que la del disolvente puro, por lo que la

relación entre la presión de vapor de la disolución y la presión de vapor del disolvente puro

depende de la concentración del soluto de la disolución. La relación que se genera se expresa

mediante la Ley de Raoult, planteada por Francois Raoult en 1866, la que establece lo siguiente:

“La presión parcial de un disolvente puro, P0

1, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la

disolución, X1”: P1 = X1 P0

1

En una disolución que contenga sólo un soluto X1 = 1 – X2, donde X2 es la fracción molar del soluto.

Por lo tanto, la ecuación anterior se puede reescribir como: P1 = (1 - X2) P0

1

o bien, P1 = P0

1 - X2 P0

1

Se tiene finalmente: P0

1 - P1 = ∆P =X2 P0

1

De la última ecuación se puede observar que la disminución de la presión de vapor, ∆P, es

directamente proporcional a la concentración del soluto (la que es medida en fracción molar).

Si ambos componentes de una disolución son volátiles (es decir sus presiones de vapor se pueden

medir), la presión de vapor de la disolución es la suma de las presiones parciales individuales. La

ley de Raoult, también se cumple en este caso:

PA = XA P0

A

PB = XB P0

B

Recordar que por definición:

Donde n1 y n2 son los números de moles del disolvente y del soluto, respectivamente.

Debido a que la fracción molar de la urea en esta disolución es sólo de 0,033, la disolución

es diluida y se supone que n1 es mucho mayor que n2, por tanto se escribe:


Donde PA y PB son las presiones parciales de los componentes A y B de la disolución; P0

A y P0

B son

las presiones de vapor de las sustancias puras XA y XB son sus fracciones molares. La presión total

está dada por la Ley de Dalton de las presiones parciales:

PT = PA + PB

PT = XA P0

A + XB P0

B

La Historia de la Osmosis Inversa

El fenómeno de la ósmosis inversa fue descrito por vez primera por Sir Charles E. Reid en el año

1953 para obtener agua potable procedente del agua del mar y constituir una fuente de agua

potable. La propuesta de Sir Reid fue sometida a consideración por la Oficina de Aguas Salinas de

EEUU y aparecieron algunas objeciones a la idea. En una de ellas se consideraba a la ósmosis

inversa como un proceso no práctico o de difícil logro y que en caso de funcionar, sería tan solo

una curiosidad a modo de experimento didáctico de laboratorio.

La controversia más dura a la propuesta de Reid fue cuando se demostró que se carecía, por aquel

entonces, de una membrana de características y calidad adecuada para efectuar de forma

eficiente el proceso de ósmosis inversa tal como se había descrito. Efectivamente, al aprobarse el

proyecto de Sir Reid se determinó que era un problema enorme el hecho de conseguir una

membrana osmótica que tuviera las capacidades físicas y químicas de realizar ese proceso sin

sufrir alteraciones en su naturaleza ni interferir químicamente con el disolvente. Las dificultades

técnicas aludidas y las objeciones básicamente fueron las siguientes:


1) La carencia de una membrana lograda que resistiera de manera estable químicamente las

soluciones salinas sin degradarse.

2) Las membranas logradas en la época eran muy poco porosas o inconsistentes como para

permitir el tránsito del solvente, que se trataba de agua pura y demasiado abierta en el poro para

tener un bajo rechazo de sales disueltas.

3) La rápida saturación de la membrana osmótica requería de una limpieza constante o lavado

tangencial periódico o lo que resultaba más grave, su sustitución.

La solución al problema de la separación del agua pura a partir de agua marina o aguas salobres,

fue resuelta con éxito por el descubrimiento de una membrana de acetato de celulosa en el año

1959 y su subsiguiente producción en serie.

Uno de los mayores logros en el terreno de los polímeros de la década de los años sesenta, fue

hacer económica y rentable la aplicación de la ósmosis inversa en la obtención de agua potable a

partir de aguas salobres o para mejorar el agua potable doméstica y entrar en competencia con

otros sistemas de purificación como era la destilación y otras filtraciones mecánicas. Esta

posibilidad fue consecuencia directa del perfeccionamiento de la membrana de acetato de

celulosa y una comprensión más clara de los procesos físicos en una solución salina con presencia

de dichas membranas.

Uso de solventes orgánicos en adhesivos

El uso de adhesivos en base disolvente orgánico en la industria del calzado, a pesar de los

beneficios que aporta, conlleva una serie de riesgos, entre los que se pueden destacar sus

repercusiones medioambientales y los efectos perniciosos para la salud humana. Los

inconvenientes más importantes que presentan estos adhesivos derivan de la inflamabilidad y

nocividad de los disolventes orgánicos, fundamentalmente el n-hexano, causante de una

polineuropatía desmielinizante, la cual ha llegado a la opinión pública creando una fuerte alarma

social.

Dicha polineuropatía ha sido considerada enfermedad profesional y se caracteriza por una pérdida

de fuerza progresiva en las extremidades. Entre los factores que favorecen la aparición de esta

enfermedad destaca la ausencia de medidas de protección en el lugar de trabajo, ni individual

(mascarillas, guantes, etc.), ni colectiva (cabinas de extracción), alta temperatura en el local de

trabajo, mala ventilación y posiblemente exceso de fuentes de emisión de disolventes orgánicos

nocivos.


El uso de adhesivos con disolventes orgánicos no sólo origina problemas para la salud humana sino

que también repercute en el medio ambiente. Los compuestos orgánicos volátiles (COVs)

presentes en la atmósfera intervienen en el proceso de formación de niebla contaminante (smog),

procediendo algunos de ellos de la emisión de disolventes orgánicos al medio ambiente en

determinadas actividades industriales.

En la actualidad, los adhesivos en base acuosa junto con los adhesivos 100% sólidos o

termofusibles, son las principales alternativas a la tecnología de los adhesivos basados en

disolventes orgánicos.


Parte II. Propiedades Coligativas y Química Verde.

1. Introducción.

Alrededor del 70% de las fuentes de los compuestos orgánicos volátiles (COV) es natural, siendo la

mayor parte alcanos naturales. El resto es producido por el hombre, correspondiendo las mayores

proporciones a productos aromáticos y alcanos antropogénicos.

El tratamiento apropiado de las emisiones de COV es crucial para comprender las reacciones

químicas en la atmósfera. Por ejemplo, los COV contribuyen a la formación de ozono fotoquímico

en escala regional y urbana. Ellos también juegan un rol en la depositación ácida, ya que

contribuyen a la generación de los radicales responsables de la conversión de los óxidos de azufre

en ácido sulfúrico. Similar situación se da con respecto a los óxidos de nitrógeno y el ácido nítrico,

así como en la formación de peróxidos que influyen en las formaciones ácidas de las nubes.

Algunos COV llegan incluso a fases de transformación en aerosoles, con su consiguiente

disminución de visibilidad.

Los COV más frecuentes son el metano, etano, propano, acetileno, alcanos, bencenos y solventes,

entre otros. El hombre es responsable de las emisiones de COV cuando produce, refina o

distribuye masivamente el petróleo y el gas natural. También genera emisiones cuando utiliza

carbón o leña, solventes, transportes y quema basura.

Las fuentes de emisión de amoníaco son los suelos naturales, los animales salvajes y domésticos,

la quema de biomasa, la combustión de carbón, la aplicación y producción de fertilizantes, los

océanos y mares, así como la excreta humana, el lodo de basural, los automóviles y los cultivos

agrícolas.

2. Principios de la Química Verde.

La Química Verde o Sostenible corresponde al diseño de productos químicos y procesos

que reducen o eliminan el uso y generación de sustancias nocivas o contaminantes. Este término

introducido por Anastas (Anastas, 1998) describe los esfuerzos de los químicos para desarrollar

procesos y productos que prevengan la contaminación y que sean seguros tanto para los seres

humanos como para el medio ambiente. El diseño de productos amigables con el medioambiente

se guía por los doce principios de la química sostenible enunciados por Anastas y Warner.


Los 12 Principios de la Química Verde.

1. Es mejor prevenir la formación de residuos que limpiarlos una vez formados. (Prevención).

2. Los métodos sintéticos deben diseñarse para maximizar la incorporación en el producto

final de todos los materiales usados en el proceso. (Economía atómica).

3. Siempre que sea posible, deben diseñarse metodologías sintéticas que usen y generen

sustancias que no sean tóxicas para la salud y el medio ambiente. (Métodos de síntesis

menos peligrosos).

4. Los productos químicos deben diseñarse para mantener la eficacia de su función, pero

reduciendo la toxicidad. (Diseño de productos más seguros).

5. El uso de sustancias auxiliares (por ejemplo, disolventes, agentes de separación, etc)

debería ser innecesario en la medida de lo posible e inocuo cuando sean necesarios.

(Disolventes y auxiliares más seguros).

6. Los requerimientos energéticos deben ser tenidos en cuenta debido a su impacto

medioambiental y económico, y deben ser minimizados. Los métodos sintéticos deben

realizarse a temperatura ambiente cuando sea posible. (Eficacia energética).

7. Las materias primas deben ser renovables cuando sea posible técnica y económicamente.

(Uso de materias primas renovables).

8. Debe evitarse el uso y generación de derivados (grupos bloqueantes,

protección/desprotección, modificación temporal de las condiciones físicas/químicas)

cuando sea posible. (Reducir el uso de derivados).

9. Los reactivos catalíticos (tan selectivos como sea posible) son mejores que los reactivos

estequiométricos. (Catálisis).

10. Los productos químicos deben diseñarse de manera que su función no persista en el

medio ambiente y degradarse a productos inocuos. (Diseño para la degradación).

11. Necesidad de desarrollo de metodologías analíticas que permitan analizar, monitorear y

controlar previamente a la formación de sustancias peligrosas. (Análisis en tiempo real).

12. Deben escogerse las sustancias y la forma de una sustancia utilizada en un proceso

químico de manera que se minimice el potencial de accidentes químicos, incluyendo

escapes, explosiones e incendios. (Síntesis químicas más seguras).


De los principios de la Química Verde, se observa que el N° 5 sugiere evaluar el uso de

sustancias auxiliares (disolventes, reactivos de separación, agentes secantes, etc.) que se emplean

en las reacciones y las síntesis. De la experiencia empírica, se ha visto que los residuos generados

por estas sustancias auxiliares son significativos y en ocasiones supera la cantidad de desperdicio

generado directamente por la reacción. Es por ello que se sugiere no usar sustancias auxiliares.

Muchas reacciones orgánicas utilizan grandes cantidades de disolventes que con

frecuencia son tóxicos. Muchos de ellos finalizan en el agua, suelo y aire dando como resultado

una contaminación significativa del medio ambiente. En ese sentido, los esfuerzos se dirigen a

reemplazar los disolventes orgánicos por otros menos peligrosos, o definitivamente, no utilizar

disolventes sino que reemplazar “el medio” por otro, por ejemplo, energía.

El principio 6 considera las necesidades energéticas de una reacción. Es preferible llevar a

cabo reacciones a presión y temperatura ambientes, aunque muchas reacciones químicas

requieren calor y/o frío y presiones distintas a las ambientales. Esto supone el uso de una fuente

de energía y la mayoría de las veces esta energía procede de un combustible fósil.

El principio 9, los reactivos usados en cantidades catalíticas son preferibles a los usados en

cantidades estequiométricas. Sin embargo, aunque se usen cantidades estequiométricas, siempre

que sea posible, se deben realizar procesos de recuperación, reciclado y reutilización de los

productos no deseados. En ese sentido, recientemente se han logrado grandes progresos

desarrollando reacciones que son promovidas por catalizadores no tóxicos y recuperables.

Muchos de los principios antes destacados están en directa relación con los conceptos que

se tratarán a continuación, Principalmente el uso de sustancias auxiliares como solventes,

incremento de presión o temperatura.

3. Compuestos Orgánicos Volátiles (COV)

Los compuestos orgánicos volátiles (COV) son todos aquellos hidrocarburos que se presentan en

estado gaseoso a la temperatura ambiente normal o que son muy volátiles a dicha temperatura.

Se puede considerar como COV aquel compuesto orgánico que a 20ºC tenga una presión de vapor

de 0.01 kPa o más, o una volatilidad equivalente en las condiciones particulares de uso.

Suelen presentar una cadena con un número de carbonos inferior a doce y contienen otros

elementos como oxígeno, flúor, cloro, bromo, azufre o nitrógeno. Su número supera el millar, pero

los más abundantes en el aire son metano, tolueno, n-butano, i-pentano, etano, benceno, n-

pentano, propano y etileno. Tienen un origen tanto natural (COV biogénicos) como antropogénico

(debido a la evaporación de disolventes orgánicos, a la quema de combustibles, al transporte,

etc.).


Con respecto a su peligrosidad los COV pueden clasificarse en 3 grupos:

Compuestos extremadamente peligrosos para la salud: Benceno, cloruro de vinilo y 1,2

dicloroetano.

Compuestos clase A: los que pueden causar daños significativos al medio ambiente, como por

ejemplo: acetaldehído, anilina, tricloroetileno, etc.

Compuestos clase B: tienen menor impacto en el medio ambiente. Pertenecen a este grupo, entre

otros, acetona y etanol.

La presencia de los COV está fundamentalmente influenciada por actividades en las que se

empleen disolventes orgánicos. Algunas de las actividades donde es posible que se den emisiones

de COV son:

Pinturas y barnices (e industrias donde se usen éstos)

Industria siderúrgica

Industria de la madera

Industria cosmética

Industria farmacéutica

Los COV afectan tanto de manera medioambiental como directamente sobre la salud del ser

humano. En primer lugar, algunos COV son destructores del ozono, como el tetracloruro de

carbono, por tanto son compuestos que afectan al fenómeno de disminución de la capa de ozono.

Además, los COV en conjunto con los óxidos de nitrógeno y la luz solar, son precursores del ozono

a nivel de suelo (ozono tropósferico) que es perjudicial para la salud provocando daños

respiratorios. Se puede producir el llamado smog fotoquímico que es una niebla de color marrón-

rojizo.

Con respecto a daños directos sobre la salud, estos se producen principalmente por vía

respiratoria aunque también pueden entrar a través de la piel. Además estos compuestos son

liposolubles por lo que se bioacumulan en las grasas de los organismos vivos.

Como efectos que pueden producir están problemas respiratorios, irritación de ojos y garganta,

mareos, etc. También se pueden dar efectos psiquiátricos (irritabilidad, dificultad de

concentración, etc.). Además a largo plazo pueden causar daños renales, al hígado o al sistema

nervioso central o algunos COV tienen efecto cancerígeno como por ejemplo el benceno.


4. ¿Qué efectos pueden provocar los COV en la Salud humana?

Los disolventes clorados se absorben fácilmente a través del tracto digestivo (por ingestión) y los

pulmones (por inhalación). Una vez absorbidos, se mueven por todo el organismo a través de la

sangre. Durante un corto periodo de tiempo, pueden acumularse en el hígado, los riñones, el

cerebro y los tejidos adiposos. En el hígado, los disolventes clorados se transforman en otras

sustancias y finalmente se eliminan del organismo. Generalmente, la mayoría de estas sustancias

se eliminan del organismo en pocos días tras el fin de la exposición.

Se comprobó que niveles elevados de disolventes clorados provocan mareos, disminuyen la

capacidad de concentrarse y recordar, dañan el sistema nervioso, y producen un pulso irregular en

las personas que están expuestas a estas sustancias en el lugar de trabajo y en los animales de

laboratorio. Algunos disolventes clorados (tricloroetileno, tetracloroetileno, cloruro de metileno,

tetracloruro de carbono, cloruro de vinilo y 1,2-dicloroetano) han provocado cáncer en animales

de laboratorio expuestos a dosis elevadas. El cloruro de vinilo también ha provocado cáncer de

hígado en personas que han utilizado esta sustancia química en el trabajo.

Los componentes de combustibles se absorben fácilmente a través de los pulmones (por

inhalación) y del tracto digestivo (por ingestión). Estas sustancias químicas se transportan

rápidamente por todo el organismo a través de la sangre, principalmente al cerebro y al sistema

nervioso. Los componentes de combustibles también pueden acumularse temporalmente en los

tejidos adiposos, la médula ósea, el hígado y los riñones. El hígado transforma estas sustancias

químicas en otras sustancias (por ejemplo, el benceno se transforma en fenol) para que puedan

eliminarse mediante la orina.

En dosis elevadas, los componentes de combustibles pueden provocar somnolencia, mareos y

cefaleas. La exposición durante un largo periodo de tiempo a niveles elevados de tolueno o xileno

puede provocar daños en el hígado y los riñones. El benceno es el componente de combustible

más tóxico y puede afectar gravemente a los glóbulos rojos. Los trabajadores industriales

expuestos a niveles elevados de benceno en el aire corrían un mayor riesgo de padecer anemia y

de tener una cantidad inferior de leucocitos que otros trabajadores que no estaban expuestos.

Los trabajadores industriales tenían más probabilidades de padecer leucemia, un tipo de cáncer de

los leucocitos, en comparación con otros trabajadores. También se dispone de información

limitada que sugiere que el benceno puede dañar los fetos o provocar un aborto. Algunas

personas expuestas a niveles elevados de MTBE en el aire han reportado irritación en la nariz y la

garganta. Se detectaron daños en los riñones y el hígado en animales de laboratorio expuestos a

niveles elevados de MTBE. La exposición de animales a niveles muy elevados de MTBE ha

provocado tumores en diversos órganos del cuerpo.


Puesto que muchas de estas sustancias químicas aún no se han testeado adecuadamente en

niveles de exposición bajos, no se dispone de información suficiente acerca de los efectos

perjudiciales de los COV en el agua potable y en el aire. Normalmente, la exposición a los COV en

el agua potable contaminada ha sido muy inferior a las cantidades a las que se han expuesto los

trabajadores y los animales de laboratorio.

Según cifras entregadas por la Organización Internacional del Trabajo (OIT) se estima que el 22%

de los 2 millones de muertes laborales que ocurren al año en el mundo se produce por la

exposición de trabajadores a productos químicos. Una clase de estos son los Compuestos

Orgánicos Volátiles (COVs), los cuales son incorporados por los trabajadores a través de las vías

aéreas, es decir, el aparato respiratorio. En Chile el Decreto Supremo Nº 594 regula la

concentración ambiental de 213 compuestos químicos en ambientes laborales, de los cuales el

30% corresponden a COVs. Estos compuestos presentan un alto nivel de riesgo para la salud, y se

les ha asociado como precursores de enfermedades neurotóxicas, nefrotóxicas y hepatotóxicas,

así como de la aparición de cáncer en las personas expuestas.

Diversos estudios indican que entre un 4 y un 40% de los casos de cáncer detectados tienen su

origen en las condiciones laborales del enfermo (por ejemplo la asociación entre exposición a

benceno y leucemia) y entre un 15 a 30% de las licencias médicas que se presentan en Chile

pueden ser asociadas a distintos niveles de intoxicación por compuestos químicos, incluidos COVs.

Respecto del problema de la exposición de COV en ambientes laborales, científicos indican que en

las empresas se hacen algunas mediciones, pero los métodos utilizados son caros, las técnicas de

monitoreo son rudimentarias, poco específicas y la periodicidad es muy espaciada (una vez al

año), por lo que la información que se puede obtener de eso es bastante pobre y no permite

realizar las medidas de prevención y mucho menos de mitigación necesarias para proteger la salud

de los trabajadores.

5. ¿De dónde se producen los COV?

Los Compuestos orgánicos volátiles, al ser principalmente cadenas hidrocarbonadas, el origen de

estos se debe principalmente a la industria del petróleo. Razón por la cual se hace necesario

comprender el proceso por medio del cual es posible obtener diversos compuestos a partir de la

destilación de los distintos componentes del petróleo.

La destilación del petróleo se realiza mediante las llamadas, torres de fraccionamiento. En esta, el

petróleo asciende por la torre aumentando su temperatura, obteniéndose los derivados de este

en el siguiente orden:

1. Residuos sólidos / 2. Aceites y lubricantes / 3. Gasóleo y fuel / 4. Querosen / 5. Naftas /

6. Gasolinas / 7. Disolventes / 8. GLP (Gases licuados del petróleo)


Si hay un excedente de un derivado del petróleo de alto peso molecular, pueden romperse las

cadenas de hidrocarburos para obtener hidrocarburos más ligeros mediante un proceso

denominado craqueo.

6. Proceso de refinación del Petróleo

El petróleo finalmente llega a las refinerías en su estado natural para su procesamiento. Aquí

prácticamente lo que se hace es cocinarlo. Por tal razón es que al petróleo también se le denomina

"crudo".

Una refinería es un enorme complejo donde ese petróleo crudo se somete en primer lugar a un

proceso de destilación o separación física y luego a procesos químicos que permiten extraerle

buena parte de la gran variedad de componentes que contiene. El petróleo tiene una gran

variedad de compuestos, al punto que de él se pueden obtener por encima de los 2.000

productos. El petróleo se puede igualmente clasificar en cuatro categorías: parafínico, nafténico,

asfáltico o mixto y aromático.

Los productos que se sacan del proceso de refinación se llaman derivados y los hay de dos tipos:

los combustibles, como la gasolina, ACPM, etc.; y los petroquímicos, tales como polietileno,

benceno, etc. Las refinerías son muy distintas unas de otras, según las tecnologías y los esquemas

de proceso que se utilicen, así como su capacidad. Las hay para procesar petróleos suaves,

petróleos pesados o mezclas de ambos. Por consiguiente, los productos que se obtienen varían de

una a otra.

La refinación se cumple en varias etapas. Es por esto que una refinería tiene numerosas torres,

unidades, equipos y tuberías. Es algo así como una ciudad de plantas de proceso. En términos

sencillos, el funcionamiento de una refinería se cumple de la siguiente manera: El primer paso de

la refinación del petróleo crudo se cumple en las torres de "destilación primaria" o "destilación

atmosférica". En su interior, estas torres operan a una presión cercana a la atmosférica y están

divididas en numerosos compartimientos a los que se denominan "bandejas" o "platos". Cada

bandeja tiene una temperatura diferente y cumple la función de fraccionar los componentes del

petróleo. El crudo llega a estas torres después de pasar por un horno, donde se "cocina" a

temperaturas de hasta 400 grados centígrados que lo convierten en vapor. Esos vapores entran

por la parte inferior de la torre de destilación y ascienden por entre las bandejas.

A medida que suben pierden calor y se enfrían. Cuando cada componente vaporizado encuentra

su propia temperatura, se condensa y se deposita en su respectiva bandeja, a la cual están

conectados ductos por los que se recogen las distintas corrientes que se separaron en esta etapa.

Al fondo de la torre cae el "crudo reducido", es decir, aquel que no alcanzó a evaporarse en esta

primera etapa. Se cumple así el primer paso de la refinación.


De abajo hacia arriba se han obtenido, en su orden: gasóleos, acpm, queroseno, turbosina, nafta y

gases ricos en butano y propano. Algunos de estos, como la turbosina, queroseno y acpm, son

productos ya finales. Las demás corrientes se envían a otras torres y unidades para someterlas a

nuevos procesos, al final de los cuales se obtendrán los demás derivados del petróleo.

Así, por ejemplo, la torre de "destilación al vacío" recibe el crudo reducido de la primera etapa y

saca gasóleos pesados, bases parafínicas y residuos. La Unidad de Craqueo Catalítico o Cracking

recibe gasóleos y crudos reducidos para producir fundamentalmente gasolina y gas propano. Las

unidades de Recuperación de Vapores reciben los gases ricos de las demás plantas y sacan gas

combustible, gas propano, propileno y butanos.

La planta de mezclas es en últimas la que recibe las distintas corrientes de naftas para obtener la

gasolina motor, extra y corriente. La unidad de aromáticos produce a partir de la nafta: tolueno,

xilenos, benceno, ciclohexano y otros petroquímicos. La de Parafinas recibe destilados parafínicos

y nafténicos para sacar parafinas y bases lubricantes.

De todo este proceso también se obtienen azufre y combustóleo. El combustóleo es lo último que

sale del petróleo. Es algo así como el fondo del barril. En resumen, el principal producto que sale

de la refinación del petróleo es la gasolina motor. El volumen de gasolina que cada refinería

obtiene es el resultado del esquema que utilice. En promedio, por cada barril de petróleo que

entra a una refinería se obtiene 40 y 50 por ciento de gasolina. El gas natural rico en gases

petroquímicos también se puede procesar en las refinerías para obtener diversos productos de

uso en la industria petroquímica.

La destilación del petróleo se realiza mediante las llamadas, torres de fraccionamiento. En esta, el

petróleo asciende por la torre aumentando su temperatura, obteniéndose los derivados de este

en el siguiente orden:

1. Residuos sólidos

2. Aceites y lubricantes

3. Gasóleo y fuel

4. Querosen

5. Naftas

6. Gasolinas

7. Disolventes

8. GLP (Gases licuados del petróleo)


Parte III. Trabajo Práctico.

1. Objetivos de la actividad.

• Verificar experimentalmente las relaciones existentes entre la temperatura y la

concentración de las soluciones.

• Analizar la relación de la temperatura y la concentración de las soluciones,

contrastándolos con problemas cotidianos.

• Comprender las relaciones existentes las interacciones moleculares y la presión de vapor.

2. Conceptos asociados en la actividad.

• Concentración molal de Soluciones.

• Propiedades coligativas de Soluciones y la Química Verde.

3. Materiales y reactivos.

Este trabajo práctico se debe realizar en grupos de 3 ó 4 personas. Cada uno de los cuales

contará con una bandeja de materiales necesarios para el desarrollo de la experiencia. Los

reactivos e insumos serán entregados por los docentes, esto con el fin de que dentro de lo posible

que no se generen gastos excesivos para no tener mayores desechos.

Es conveniente tener un mesón con todos los reactivos e insumos, y con los materiales

necesarios para que puedan retirar los insumos del práctico. A su vez, es necesario recalcar que

este trabajo práctico cuenta con tres partes independientes entre sí, razón por la cual se sugiere

comenzar por la que reviste mayor tiempo de preparación inicial.

Materiales y Reactivos.

Bandejas 1 y 2.

- 1 vaso de precipitados de 250 mL.

- 1 Probeta de 100 mL

- Trípode, rejilla y mechero.

- Balanza granataria.

- Bagueta.


Bandejas 3, 4 y 5.

- Sistema de destilación simple.

- 1 Probeta de 100 mL.

Materiales.

- AlK(SO4)3.

- NaCl

- Agua Destilada.

- Metanol.

4. Metodología.

Experimento 1. Preparando una curva de Temperatura v/s de la molalidad.

En este capítulo has estudiado la relación existente entre la temperatura y la concentración de las

disoluciones. Es así como aprendiste en qué consiste la temperatura de fusión y ebullición de un

solvente. Estos temas son importantes en nuestra vida cotidiana. En este laboratorio, deberás

aplicar lo aprendido para verificar experimentalmente la relación entre la temperatura y la

concentración de las disoluciones.

Experimento 1 y 2. Temperatura de ebullición de una disolución.

1. Agregue la cantidad de NaCl sólido que se detalla en la siguiente tabla, en un vaso de

precipitado.

2. En una probeta agregue 100 mL de agua destilada y viértalo en el vaso de precipitado.

3. Comience a calentar el agua destilada del punto 2 hasta la ebullición. Registre la

temperatura cuando esté en ebullición.

4. Repita el mismo procedimiento del punto 3 con cada una de las cantidades mostradas en

la tabla. Tanto para el NaCl y el ALK(SO4)3.

Molalidad Masa de NaCl Masa de AlK(SO4)3

0.0 0 0

0.6 3.51 28.5

0.8 4.68 38.0

1.0 5.58 47.4

1.2 7.02 57.0

2.4 14.0 113.9


Experimento 2. Separación de mezclas puras.

1. Instale el sistema de destilación simple.

2. Agregue 100 mL de agua destilada al balón de destilación.

3. Agregue 100 mL de metanol al balón de destilación.

4. Agregue perlas de ebullición.

5. Comience a calentar la mezcla.

6. Cuando llegue a 50° C, registre la temperatura cada 3 minutos.

Experimento 4. Separación de soluciones.




4. Agregue 7 g de NaCl a la mezcla del balón.




Experimento 5. Separación de soluciones.




4. Agregue 57 g de ALK(SO4)3 a la mezcla del balón.




Analiza los resultados

Experimento 1 y 2.

Analizar observaciones. Compara los resultados obtenidos en las disoluciones de NaCl, y el agua

pura. Ordena los datos en una tabla.

Tratar datos. Con los datos obtenidos experimentalmente, elabore una grafica de temperatura de

ebullición de la disolución de NaCl en función de la molalidad. A partir de la gráfica y la ecuación


de la recta verifique el valor de la constante de ebullición del agua y la temperatura de ebullición

del agua pura. Recuerde dividir por 2 (para el NaCl) ó 5 (para el ALK(SO4)3) la pendiente de la

gráfica.

Saca conclusiones

Evaluar resultados. ¿Cómo varía la temperatura de ebullición y fusión del solvente, al agregar un

soluto?

Analiza los resultados

Experimento 3, 4 y 5.

Analizar observaciones. Compara los resultados obtenidos entre las tres experiencias de

destilación. Ordena los datos en una tabla.

Tratar datos. Con los datos obtenidos experimentalmente, elabore una grafica de temperatura en

función del tiempo.

Saca conclusiones

Evaluar resultados. ¿Cómo varía la temperatura de ebullición y fusión del solvente, al agregar un

soluto?


Parte IV. Ficha de trabajo.

1. Observaciones sustraídas de la actividad.

2. Explicación de las observaciones.

3. Principio de la Química Verde abordado.

4. Aprendizajes obtenidos. Conclusiones preliminares.

5. Preguntas y Cuestionamientos.


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