Las propiedades coligativas son propiedades
físicas que van a depender del número de
partículas de soluto (sustancia
que se disuelve un compuesto químico determinado)
en una cantidad determinada de disolvente o solvente(sustancia en la cual se
disuelve un soluto).
Propiedades Coligativas
La presión de vapor:
Esta propiedad esta reflejada en la Ley de
Raoult, un científico francés, Francois Raoult
quien enunció el siguiente principio: “La
disminución de la presión del disolvente es
proporcional a la fracción molar de soluto
disuelto”.
Este principio ha sido demostrado mediante
experimentos en los que se observa que las
soluciones que contienen líquidos no volátiles o
solutos sólidos, siempre tienen presiones más
bajas que los solventes puros.
El cálculo de la presión se realiza mediante la
fórmula que se muestra a la derecha.
Las soluciones que obedecen a esta relación
exacta se conocen como soluciones ideales. Las
presiones de vapor de muchas soluciones no se
comportan idealmente.
Pasos para calcular la
presión de vapor de una solución:
El planteamiento del problema puede ser el
siguiente: Calcule la presión de vapor de una
solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea
disuelta en 200 gr. de agua.
Masa molecular de la urea: 60 g/mol
Masa molecular del agua: 18 g/mol
Paso 1: Calcular
el número de moles del soluto y del
solvente.
Paso 3:
Aplicar la expresión matemática de la
Ley de Raoult
Se busca en la
tabla la presión del agua a 26ºC que
corresponde a Po y se sustituye en la
fórmula.
Temperatura (°C)
Presión (mmHg)
Temperatura (°C)
Presión (mmHg)
0
4,6
21
18,5
5
6,3
22
19,7
8
8,0
23
20,9
9
8,6
24
22,2
10
9,2
25
23,4
11
9,8
26
25,0
12
10,5
27
26,5
13
11,2
28
28,1
14
11,9
29
29,8
15
12,7
30
31,5
16
13,5
31
33,4
17
14,4
32
35,4
18
15,4
33
37,4
19
16,3
34
39,6
20
17,4
100
760,0
Presión de vapor
de agua a 28ºC = 25 mmHg
Punto de ebullición y de
congelación:
El punto de ebullición de un líquido es la
temperatura a la cual la presión de vapor se
iguala a la presión aplicada en su superficie.
Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta
es la presión atmosférica.La presencia de
moléculas de un soluto no volátil en una
solución ocasiona la elevación en el punto de
ebullición de la solución. Esto debido a que las
moléculas de soluto al retardar la evaporación
de las moléculas del disolvente hacen disminuir
la presión de vapor y en consecuencia la
solución requiere de mayor temperatura para que
su presión de vapor se eleve o iguale a la
presión atmosférica. La temperatura de
ebullición del agua pura es 100 ºC.
El agua pura hierve a 100°C y la presión del
vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una
solución de urea 1 molar, ésta solución no
hierve a 100°C y la presión de vapor desciende
por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución
de urea hierva hay que aumentar la temperatura a
100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El
punto de ebullición de cualquier disolvente en
una solución siempre es mayor que el punto de
ebullición del disolvente puro.
Para calcular la variación del punto de
ebullición se aplica la siguiente fórmula:
Cálculo del punto de ebullición:
Te: diferencia entre los puntos de ebullición de
una solución y del disolvente puro.
Ke: constante molal de ebullición. Cuando el
disolvente es agua el valor de la constante
es: 0,52 ºC Kg/mol
m: molalidad
El punto de congelación de un líquido es la
temperatura a la cual la presión de vapor del
líquido y del sólido se igualan.
El punto de congelación se alcanza en una
solución cuando la energía cinética de las
moléculas se hace menor a medida que la
temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas
intermoleculares de atracción y el descenso de
la energía cinética son las causas de que los
líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se
congelan a menor temperatura que el disolvente
puro. La temperatura de congelación del agua
pura es 0ºC.
Cálculo del punto de congelación:
Tc: diferencia entre los puntos de congelación
de una solución y del disolvente puro.
Kc: constante molal de congelación. Cuando el
disolvente es agua el valor de la constante es:
1,86 ºC Kg/mol
m: molalidad
Aplicación de las
fórmulas:
En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de
caña (sacarosa). Determinar el punto de
ebullición y el de congelación de la solución
resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342
g/mol.
Paso 1:
determinar la molalidad de la solución:
Paso 2:
Determinar el punto de ebullición y de
congelación
Punto de ebullición:
Como el agua hierve a los 100°C, se suma el
valor obtenido a 100°C:
100°C + 0,329 = 100,329°C
Punto de congelación:
Como el agua se congela por debajo de los 0ºC
0ºC– 1,179 = - 1,179°C.
Presión osmótica:Esta
propiedad se basa en el fenómeno de la ósmosis
en el cual se selecciona el paso de sustancias a
través de una membrana semipermeable que tiene
poros muy pequeños que sólo permiten el paso de
las moléculas del disolvente pero no del soluto.
Esto permite que dos soluciones de diferentes
concentraciones separadas mediante una membrana
semipermeable igualen sus concentraciones,
debido al paso de las moléculas de solvente de
la solución más diluida a la solución más
concentrada, hasta alcanzar ambas la misma
concentración.
El paso del disolvente desde la solución diluida
hacia la solución concentrada provoca un aumento
de la presión de la solución. Este incremento de
la presión que se suma a la presión de vapor de
la solución, se conoce como presión osmótica y
se representa con la letra
Cálculo de la presión osmótica
C: molaridad o
molalidad
R: valor
constante 0,082 L atm/°K x mol
T: temperatura
expresada en °K. Si el valor de la temperatura
está expresado en ºC, se suma a este valor 273.
Ejemplo: Temperatura: 20 ºC, 20ºC + 273 = 293ºK
A continuación se presenta un problema tipo de
presión osmótica:
Halle la presión osmótica de una solución
de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia
en 500 ml de solución a una temperatura de
298ºK.
Masa molecular de la glucosa = (MM): 180 g/mol
Paso 1:
Cálculo de la molalidad o molaridad:
Paso 2:
Cálculo de la presión osmótica
= C x
R x T
= 0,13
g/mol x 0,082
x
298°K
=
3,176 atm
REFERENCIAS:
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química.
Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química.
Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo
Interamenricano.
x
298°K