Punto de ebullición del disolvente conociendo la temperatura de ebullición de una disolución de urea (5254)

, por F_y_Q

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La urea es un compuesto que se utiliza como fuente de nitrógeno para las plantas. Se estima que un 91\ \% de lo producido a nivel mundial se direcciona a ser fertilizante. Si disolvemos 12 g de urea \ce {CO(NH2)2} en 100 g de disolvente, la temperatura a la que ebulle es 94\ ^oC. Determina el punto de ebullición del disolvente puro si la constante ebulloscópica es 0.69\ ^oC\cdot kg\cdot \text{mol}^{-1} .

Masas atómicas: C = 12; N = 14; H = 1; O = 16.

P.-S.

Puedes obtener el aumento ebulloscópico de una disolución a partir de la ecuación:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{\Delta T_{eb} = i\cdot k_{eb}\cdot m}}
siendo «i» el factor de Van’t Hoff, que es uno para la urea, k_{eb} es la constante ebulloscópica y «m» es la molalidad de la disolución.

Calculas la molalidad de la disolución si conviertes la masa de urea en moles y la divides por la masa del disolvente, expresada en kg. El primer paso es la conversión a moles:

12\ \cancel{g}\ \ce{CO(NH2)2}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{60\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.2 mol \ce{CO(NH2)2}}}

El segundo paso es el cálculo de la molalidad:

m = \frac{0.2\ \text{mol}}{0.1\ kg} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{2\ {\bf mol}\cdot kg^{-1}}}

Aplicas la primera ecuación para calcular la variación de la temperatura que experimenta la disolución con respecto al disolvente puro:

\Delta T_{eb} = 1\cdot 0.69\ \frac{^oC\cdot \cancel{kg}}{\cancel{\text{mol}}}\cdot 2\ \frac{\cancel{\text{mol}}}{\cancel{kg}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{1.38\ ^oC}}

Como se trata de un aumento ebulloscópico quiere decir que la temperatura de ebullición del disolvente debe ser menor que la de la disolución. La temperatura de ebullición del disolvente será:

T_{eb}^{\prime} = (94 - 1.38)\ ^oC = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{92.62\ ^oC}}}