Punto de ebullición del disolvente conociendo la temperatura de ebullición de una disolución de urea

, 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\ \textstyle{^oC\over molal} .

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

P.-S.

El aumento ebulloscópico de una disolución se puede obtener a partir de la ecuación:

\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).

La molalidad de la disolución se puede obtener si convertimos a moles la masa de urea y dividimos por la masa del disolvente expresada en kg:

12\ \cancel{g}\ \ce{CO(NH2)2}\cdot \frac{1\ mol}{60\ \cancel{g}} = 0.2\ mol\ \ce{CO(NH2)2}

m = \frac{0.2\ mol}{0.1\ kg} = \color[RGB]{2,112,20}{\bm{2\ \frac{mol}{kg}}}
Calculamos ahora la variación de la temperatura que experimenta la disolución con respecto al disolvente puro:

\Delta T_{eb} = 1\cdot 0.69\ \frac{^oC}{\cancel{m}}\cdot 2\ \cancel{m} = 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 será:

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

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