PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES

 Los estudios teóricos y experimentales han

permitido establecer, que los líquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Propiedades para las cuales cada líquido presenta valores característicos (constantes).

 Cuando un soluto y un solvente dan origen a

una solución, la presencia del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro. Modificaciones conocidas como propiedades de una solución.

 Las propiedades de las soluciones se

clasifican en dos grandes grupos:  1. Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.

2. Propiedades Coligativas o colectivas  son aquellas que dependen del número de

partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente y no de la naturaleza de estas partículas. Corresponden a:  a. Descenso en la presión de vapor del solvente,  b. Aumento del punto de ebullición,  c. Disminución del punto de congelación,  d. Presión osmótica.

 Las propiedades Coligativas tienen tanta

importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, entre otras cosas permite:  • Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación fraccionada.  • Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes, como por ejemplo las que se emplean en los radiadores de los automóviles.

• Determinar masas molares de solutos desconocidos.  • Formular sueros o soluciones fisiológicas

que no provoquen desequilibrio hidrocálido en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.  • Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.  • Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.

Presión de vapor  Una de las características mas importantes

de los líquidos es su capacidad para evaporarse, es decir, la tendencia de las partículas de la superficie del liquido, a salir de la fase líquida en forma de vapor. Importante también es notar que no todas las partículas del líquido tienen la misma energía cinética, es decir, no todas se mueven a igual velocidad sino que se mueven a diferentes velocidades.

 Así, solo las partículas con mayor energía

pueden escaparse de la superficie del liquido a la fase gaseosa.  En la evaporación de líquidos, hay ciertas moléculas próximas a la superficie con suficiente energía como para vencer las fuerzas de atracción del resto y así formar la fase gaseosa.

 Si un líquido esta en un recipiente sellado

puede parecer que no existiera evaporación, pero es sabido que las moléculas continúan abandonando el líquido y algunas moléculas de vapor regresan a la fase liquida, ya que a medida que aumenta la cantidad de moléculas de fase gaseosa aumenta la probabilidad de que una molécula choque con la superficie del líquido y se adhiera a el.

 A medida que pasa el tiempo, la cantidad de

moléculas que regresan al líquido iguala exactamente a las que escapan a la fase de vapor. Entonces, el número de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor uniforme.

Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase líquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se denomina presión de vapor, que se define como la “presión ejercida por un vapor puro sobre su fase líquida cuando ambos se encuentran en equilibrio dinámico”. Respecto a ella se ha demostrado experimentalmente que depende la temperatura y de la naturaleza del líquido.

Observa con atención el siguiente grafico:

A partir de los datos representados en el, se puede establecer que: 1. Para un mismo líquido por ejemplo el agua, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura. 2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.

1. AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN  Un solvente en solución tiene menor número

de partículas que se convierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie.  Esto provoca el ascenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualara a la presión atmosférica a mayor temperatura.

  TEb. solución > Tº Eb. solvente puro

Te = Ke • m Donde:

Te = Aumento del punto de ebullición Ke = Constante ebulloscopica 0,52ºCKg/mol m = molalidad de la solución

Te = Te solución - Te solvente

Ejemplo:  ¿Cuál será el punto de ebullición de una

solución que se prepara disolviendo 150 g de sacarosa en 250 de agua .(Ke agua= 0,52ºCKg/mol)

 Determine la masa molar de un compuesto

no electrolito sabiendo que al disolver 384 g de este compuesto en 500 g de benceno, se observó una temperatura de ebullición de la disolución de 85,1 °C. (Benceno: Keb = 2,53 °C/m y punto de ebullición 80,1 °C)

 Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180

g/mol) son necesarios disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52 °C/m)

2. DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el punto de congelación de éste disminuye. T Congelación solución < Tº Congelación Solvente puro

Tc = Kc • m Donde: Tc = Disminución del punto de congelación Kc = Constante Crioscópica 1,86ºCkg/mol. m =

molalidad de la solución

Ejercicio. 1. Se tiene una mezcla de 150 g de sacarosa en 250 de agua .¿Hasta qué temperatura se podría enfriar la mezcla sin que se llegue a congelar? Kc agua= 1,86ºCKg/mol)t

2. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa al 1,26 % m/m de un compuesto no electrolito. (agua: Kc = 1,86 °C/m y T°c = 0 °C; masa molar de soluto 51g/mol)

... aplicación 3. Una solución acuosa de glucosa es 0.0222 ¿cuáles son el punto de ebullición y el punto congelación de esta solución? (100,011 ºC y – 0,041 ºC) 4. ¿Cuántos gramos de etilenglicol, CH2OHCH2OH, deben adicionar a 37.8 g de agua para dar un punto congelación de -0.150°C? (0,189 g)

m de se de

6. ¿Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son necesarios disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52 °C/m)

7. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa al 1,26 % m/m de un compuesto no electrolito. (agua: Kc = 1,86 °C/m y Tc = 0 °C; masa molar de soluto 51g/mol)

8. Si se disuelven 3,96 g de ácido benzoico en 80,6 g de benceno y la disolución se congela a –4,47 °C. Determine la masa molecular aproximada del ácido benzoico. (Benceno: temperatura de congelación 5,5 °C y constante crioscópica 5,12 °C/m)

9. Un químico preparó 1000 g de una disolución para automóviles a partir de etilenglicol y agua (M.M =62 g mol) ¿Cuál será el punto de ebullición y el punto de congelación de la solución si su concentración es de 25 % m/m?  Datos: Kb = 0,52 °C; Kc = 1,86 °C 

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 3. Descenso de la presión de vapor.  Un líquido puro posee una presión de vapor

determinada, que depende solo de el y de la temperatura a la que se presenta. Valor que se altera si agregamos al líquido (solvente) un soluto cualquiera.

 Este fenómeno fue estudiado por el químico

francés Francois Marie Raoult. Quien estableció una relación para la disminución de vapor de una solución a la que se llama Ley de Raoult.  Esta ley establece que la presión parcial de un solvente en una solución esta dada por la presión de vapor del solvente puro, multiplicada por la fracción molar.





 De esta expresión se deduce que al

aumentar la fracción molar de las partículas de soluto no volátil en la solución, la presión de vapor sobre esta disminuirá, es decir, la disminución de la presión de vapor depende de l fracción molar de las partículas de soluto.



Ejercicio 1  Determina cuál será la presión de vapor de

una solución que resulta al mezclar 218g de glucosa (M.M 180 g/mol) con 460 g de agua a 30º C .La presión de vapor del agua a  30º C es de 31,82 mmHg.

Ejercicio 2  Calcula la presión de vapor de una solución

que resulta al mezclar 30 g de glicerina ( M.M= 92g/mol) con 80 g de agua.Presión de vapor del agua 760 mm Hg.

Ejercicio 3: Calcule el descenso de la presión de vapor de agua, cuando se disuelven 5.67 g de glucosa, C6H12O6, en 25.2 g de agua a 25°C. La presión de vapor de agua a 25°C es 23.8 mm Hg

Ejercicio 4:  En un laboratorio se preparó una solución

disolviendo 68,45 g de sacarosa (C12H22O11) en 194 g de agua. ¿Cuál será la presión de vapor de la solución a 30ºC? PH2O = 31,82 mmHg a 30ºC

PRESIÓN OSMÓTICA Al poner en contacto dos soluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del solvente desde la solución más diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como osmosis.

La presión osmótica se entiende como aquella que establece el equilibrio dinámico entre el paso del solvente desde la solución diluida hacia la más concentrada y viceversa.

La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales. Van't Hoff fue el primer científico que analizó estos hechos, los cuales se expresan en la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van't Hoff:

Ejercicio 1  ¿Cuál es la presión osmótica producida por

una solución de 75 g de glucosa disueltos en 250 ml de solución a 27ºC?

Ejercicio 2  Una disolución contiene 1 g de hemoglobina disuelto

en suficiente agua para formar 100 mL de disolución. La presión osmótica a 20ºC es 2.72 mm Hg. Calcular: a) La molaridad de la hemoglobina.(1,488x10-4 M) b) La masa molecular de la hemoglobina.(67165,8 g/mol)

Solución Hipotónica

Solución isotónica

Solución hipertónica

En el caso de dos soluciones que presentan diferente presión osmótica, la solución más diluida se llama hipotónica

Si do soluciones tienen la misma concentración, entonces poseen la misma presión osmótica y se dice que son isotónicas

En el caso de dos soluciones que presentan diferente presión osmótica, aquella de mayor concentración se denomina hipertónica.