Muchas de las propiedades importantes de las disoluciones dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se denominan propiedades coligativas porque tienen un mismo origen; esto es, todas ellas dependen del número de partículas sean átomos, moléculas o iones.

Disminución de la presión de vapor

Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su disolución es menor que la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor y presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación está dada por la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente sobre una disolución está dada por la presión de vapor deldisolvente puro, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución.

una fuerza motora en los procesos físicos y químicos es el incremento del desorden: a mayor desorden creado, más favorable es el proceso. La vaporización aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el vapor no están tan cercanamente empacadas y por lo tanto tienen menos orden que las del líquido. Como en una disolución está mas desordenada que el disolvente puro, la diferencia en el desorden entre una disolución y un vapor es menor que la que se da entre un disolvente puro y un vapor. Así las moléculas del líquido tienen menor tendencia a abandonar el disolvente para transformarse en vapor.

Elevación del punto de ebullición

El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica externa. Como difieren los puntos de ebullición y de congelación de una solución hídrica de los del agua pura? La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la solución. Como se ve en la Fig la curva de presión de vapor de la solución cambiará hacia abajo relativo a la curva de presión de vapor del agua líquida pura; a cualquier temperatura dada, la presión de vapor de la solución es más baja que la del agua pura líquida. Teniendo en cuenta que el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm., al punto de ebullición normal del agua líquida, la presión de vapor de la solución será menor de 1 atm. Por consiguiente se necesitará una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor de 1 atm. Así el punto de ebullición es mayor que el del agua líquida.

Para incrementar el punto de ebullición relativo al del solvente puro, T, es directamente proporcional al número de partículas del soluto por mol de moléculas de solvente. Dado que la molalidad expresa el número de moles de soluto por 1000 g de solvente, lo cual representa un número fijo de moles del solvente. Así Tes proporcional a la molalidad.

Kb = constante de elevación del punto de ebullición normal, solo depende del solvente. Para el agua es 0.52 °C / m, por consiguiente una solución acuosa 1 m de sacarosa o cualquier otra solución acuosa que sea 1 m de partículas de soluto no volátil ebullirá a una temperatura 0.52 °C más alta que el agua pura.

Reducción del punto de congelación

La presión de vapor más baja de una solución con relación al agua pura, también afecta el punto de congelamiento de la solución, esto se explica porque cuando una solución se congela, los cristales del solvente puro generalmente se separan; las moléculas de soluto normalmente no son solubles en la fase sólida del solvente. Por ejemplo cuando soluciones acuosas se congelan parcialmente, el sólido que se separa casí siempre es hielo puro, como resultado la parte del diagrama de fase en la Fig que representa la presión de vapor del sólido es la misma que para el agua líquida pura. En esta misma figura puede verse que el

punto triple de la solución a una temperatura menor que el del agua pura líquida debido a que la presión de vapor más baja de la solución comparada con la del agua líquida pura.

El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual comienzan a formarse los cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. Debido a que el punto triple de la temperatura de la solución es más bajo que el del líquido puro, el punto de congelamiento de la solución también será más bajo que el del agua líquida pura.

Presión osmótica y Ósmosis

Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas de los sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán son semipermeables. Cuando se ponen en contacto con una solución, ellas permiten el paso de algunas moléculas pero no de otras. Generalmente permiten el paso de las moléculas pequeñas de solvente como el agua pero bloquean el paso de solutos más grandes o iones. El carácter semipermeable, se debe a la red de poros diminutos de la membrana.

Consideremos una situación en la cual solamente las moléculas de solvente pueden pasar a través de la membrana. Si esa membrana se coloca entre dos soluciones de diferente concentración, las moléculas de solvente se moverán en ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo la concentración del solvente es mayor en la solución que contiene menos soluto que en la más concentrada. Por consiguiente la tasa de paso del solvente desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada es mayor que la velocidad en la dirección opuesta. Así hay un movimiento neto de las moléculas de solvente desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada, este proceso se llama osmosis. Recuerde: el movimiento neto del solvente es siempre hacia la solución con la concentración de solutos más alta.

La presión necesaria para evitar la ósmosis se conoce como presión osmótica, Π, de la solución. Se encuentra que la presión osmótica obedece una ley de forma similar a la de los gases ideales:

donde V = volumen de la soluciónn = número de moles de solutoR = la constante ideal de los gases = 0.08206 L-atm /mol-KT = temperatura en la escala Kelvin.

Propiedades Coligativas

26 agosto, 2008

Written by Juan José

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Introducción

Propiedades coligativas

Las soluciones presentan propiedades particulares llamadas propiedades coligativas (o colectivas) que solo dependen del número de partículas de soluto presente y no de su tamaño o masa molecular. Son cuatro:

1. Descenso de la presión de vapor2. Elevación de la temperatura de ebullición3. Descenso de la temperatura de congelación4. Presión osmótica1. Descenso de la presión de vapor. La presión de vapor de una sustancia es una medida de la tendencia de las moléculas a abandonar la fase líquida para pasar a la gaseosa. La presión de vapor de una solución ideal diluida es menor comparada con la presión de vapor del disolvente puro. Esto se explica si tomamos en cuenta que en una solución existe un mayor desorden y aleatoriedad de sus moléculas que la que se presentaba en el disolvente puro, o sea, su nivel de entropía es mayor en la disolución que en el disolvente puro. Por lo tanto, la evaporación del disolvente que se encuentra en una solución dará como resultado un aumento menor de entropía, en consecuencia, el disolvente tendrá una tendencia menor a abandonar la solución.2. Elevación del punto de ebullición. El punto de ebullición es la temperatura a la cual una sustancia tiene una presión de vapor igual a la presión externa (atmosférica)

Como consecuencia del aumento de la presión de vapor, el punto de ebullición de una solución, es más elevado que el del disolvente puro.

3. El descenso de la temperatura de congelación. Si se supone que cuando se congela una solución el sólido que se separa de ésta solo corresponde al disolvente4. Presión osmótica. La presión osmótica es la presión que ejerce una solución sobre una membrana semipermeable que la separa de disolvente puro.

Las células vivas, entre ellas los glóbulos rojos están rodeados de una membrana semipermeable. La osmolaridad de las células es 0.3 osmol. Por ejemplo una solución de NaCl 0.89% w/v se refiere normalmente como una solución salina fisiológica, que tiene una osmolaridad de 0.3.Así, cuando una célula se pone en una solución salina fisiológica, la osmolaridad de la solución en los dos lados de la membrana es la misma, y entonces no se genera presión osmótica a través de la membrana. Esa es una solución isotónica. Pero si una célula se pone en agua pura, habrá un flujo de agua hacia dentro de la célula debido a la presión osmótica. Esta es una solución hipotónica. Una célula clocada en un medio hipotónico se hincha y puede reventar. Si eso le pasa a un glóbulo rojo, el proceso se llama hemolisis. En contraste, una solución con mayor osmolaridad que la de la célula es una solución hipertónica. Una célula hipertónica tendrá un flujo de agua de la célula hacia los alrededores. Cuando esto le pasa a un glóbulo rojo, el proceso se llama crenación.Propiedades Coligativas

Objetivos.

1. Demostrar que el punto de fusión de una solución es menor que el del disolvente puro y calcular la constante de disminución del punto de fusión.2. Observar el efecto de tonicidad en las células.Material

Soporte universalNavaja o bisturíAguaParrilla o mecheroTela de asbestoAcido láuricoPinzas para tuboMicroscopioÁcido benzoicoPinzas para bureta3 matraces aforados de 100 mlSoluciones de glucosa 0.1M y 0.5M en agua1Vaso de precipitados de 150 ml Termómetro1 pipeta de 10 mlCebolla10 Tubos de ensaye1 probeta de 100mlApio

3 Tubos capilaresLancetasLiga pequeña

1. Efecto de la tonicidad de las soluciones en las células

1. Marque los tubos con las letras a,b,c,d, e.2. Agregue dos mililitros de las siguientes soluciones:

Tubo a: Agua destilada

Tubo b: 0.1M glucosa

Tubo c: 0.5M glucosa

Tubo d: 0.89% de NaCl

Tubo e: 3% NaCl

3. A cada tubo agregue una rebanada delgada (0.5 mm) de cebolla o apio.4. Observe la apariencia de las secciones a simple vista y también al microscopio. Espere a que haya terminado todos los otros experimentos.5. Repita los pasos 1 y 2 con tubos limpios pero ahora coloque 5 gotas de sangre a cada tubo. Agite los tubos.6. Observe el color y la apariencia de la solución después de 20 min. A simple vista y al microscopio.

2. Disminución del punto de fusión

1. Arme el equipo que se muestra en la figura.2. Introduzca en un capilar un poco del ácido láurico (de 1 a 5 mm), invirtiéndolo sobre la sustancia. Golpee suavemente el capilar para que la sustancia entre hasta el fondo del tubo.3. Con una liga o hilo sujete el capilar al termómetro cuidando que el ácido láurico esté a la altura del bulbo de mercurio.4. Coloque el termómetro y capilar dentro el tubo de ensaye y sosténgalo con la pinza. Tape el tubo con un poco de algodón.5. Coloque agua en el vaso de precipitados6. Caliente el agua y observe la sustancia dentro del capilar. La fusión ocurre cuando observe la formación de la primera burbuja de líquido. NO ESPERES A QUE TODA LA MUESTRA ESTÉ LÍQUIDA para tomar la lectura de temperatura.7. Después de que tomó el punto de fusión de la primera muestra, deje que el agua se enfríe a temperatura ambiente antes de repetir el proceso con otra muestra.8. Repita del inciso 2 al 6 con la solución de ácido láurico-ácido benzoico tres veces.9. Calcule el valor de Kc.

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas de una solución son aquellas que dependen solamentede la concentración de soluto en una cantidad determinada de disolvente. La sacarosa y la urea cambian los puntos de ebullición y de congelación de un determinado disolvente de una manera idéntica, pero tienen propiedades completamente diferentes, tales como la solubilidad y la densidad.A continuación se verán las propiedades coligativas y sus caracteristicas:

La presión de vaporEs la primera de las propiedades coligativas. La disminución de la presión de vapor del disolvente como consecuencia de la adición de un soluto no volátil, está directamente contenida en la Ley de Raoult. Esta ley proporciona las variedades de presión de vapor, de la temperatura de ebullición y la solidificación de las soluciones

diluidas en función de la concentración.

En pocas palabras, cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, la presión de vapor de éste en la solución disminuye. A su vez, cuando se comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella

solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio

Descenso crioscopicoTambién llamado depresión del punto de fusión, es la diferencia entre el punto de fusión de un solvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molaridad del soluto, o más precisamente, a la actividad del soluto.El descenso crioscópico es un fenómeno que ocurre para todos los solutos, en cualquier tipo de disolución –incluso en las ideales- y no depende de ninguna interacción específica de

tipo soluto-disolvente. En el punto de congelación, la fase sólida y la fase líquida tienen el mismo potencial químico, es decir, son energéticamente equivalentes.El descenso crioscópico puede ser usado para determinar la actividad de un soluto en solución o su grado de disociación en un solvente dado.Es gracias al descenso crioscópico que puede usarse sal común para fundir nieve, hielo o escarcha simplemente espolvoreandolo.

Aumento ebulloscópicoEl aumento o ascenso ebulloscópico es la diferencia entre el punto de ebullición de un disolvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molaridad del soluto, o más precisamente, a la actividad del soluto.

Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

Elevación Presión OsmóticaLa ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.

III – PROPIEDADES COLIGATIVAS

Para el agua, KC = 1,86 K/(mol K-1)

KE = 0,52 K/(mol K-1)

CONCEPTOS A DESARROLLAR

Diagrama de estado del agua pura y de soluciones acuosas diluídas. Descenso en la presión

de vapor. Ley de Raoult.

Descenso crioscópico. Ascenso ebulloscópico. Constante crioscópica molal. Concepto de

molalidad de una solución. Constante ebulloscópica molal. Problemas para soluciones de

no electrolitos.

Osmosis: presión osmótica. Ecuación de van’t Hoff para la presión osmótica. Aplicaciones,

problemas para soluciones de no electrolitos. Osmosis inversa: aplicaciones. Propiedades

coligativas para electrolitos. El factor i de van’t Hoff: su relación con el grado de

disociación electrolitica. Osmolaridad de una solución. Soluciones isotónicas.

Asociaciones moleculares. Problemas combinados.

EJERCICIOS

NOTA: Son datos, cuando sean necesarios, las masas atómicas relativas de los elementos,

la constante de Regnault y las constantes crioscópica molal y ebulloscópica molal del agua.

Para el agua Kc=1,86 K(mol.kg-1)-1 Ke=0,52 K(mol.kg-1)-1

1) Para establecer el valor de la constante crioscópica molal de un disolvente orgánico X,

se efectuó una serie de determinaciones de temperaturas de congelación de soluciones.

En un ensayo, 2,205 g de naftaleno (C10H8) disueltos en 80,0 g de dicho disolvente

originaron un descenso crioscópico de 0,970°C.

Calcular el valor hallado para dicha constante.

2) Calcular el valor de la masa molar relativa de una sustancia que se disuelve en agua sin

sufrir asociaciones ni disociación, sabiendo que 2,700 g de la misma, disueltos en 150,0 g

de agua, originan una solución que congela a -0,375°C.

3) Una solución acuosa de glucosa (C6H1206) tiene una temperatura de congelación de

-0,420°C. Calcular su composición expresada en g de glucosa/l00 g de agua.

4) Calcular la masa de cloruro de calcio anhidro, que debe disolverse por metro cúbico de

agua para obtener una solución que congele a -40C.

Se supone disociación electrolítica total y comportamiento ideal.

5) 1200 g de agua contienen disueltos 4,6 g de urea (CON2H4), 12,0 g de cloruro de sodio

y 3,8 g de sulfato de potasio.

Calcular la temperatura de ebullición de esa solución, suponiendo totalmente disociadas a

las dos sales presentes.

6) Calcular la osmolaridad de la solución mencionada en el problema anterior, suponiendo

que su densidad es 1,0 g/cm3.

7) La presión osmótica del plasma sanguíneo humano es de aproximadamente 7,63 atm a

37°C.

Calcular que masa de cloruro de sodio (suponiendo disociación total) debe disolverse por

cm3 de agua, para que la solución obtenida sea isotónica con el plasma.

NOTA: suponer que el volumen no varía por el agregado de soluto.

8) Calcular la temperatura de congelación de una solución acuosa que hierve a 10l,300C.

9) Un medicamento para equinos contiene 6,0 g de un compuesto orgánico (cuya masa

molar es 408 g por cada 100 g de agua. No sufre alteraciones al disolverse y debe

guardarse en la heladera sin llegar a congelar a -1,5°C.

Calcular la masa de cloruro de sodio (suponiendo disociación total) que debe agregarse por

kilogramo de la solución mencionada.

10) La densidad de la solución mencionada en el problema anterior (incluído el cloruro de

sodio) es 1050 kg/m3. Calcular su presión osmótica a 37°C.

COMPLEMENTARIOS

1.- Cuando se disuelve 1,00 g de urea CO(NH2)2] en 200 g del disolvente A, el punto de

congelación de A disminuye 0,250°C.

Cuando se disuelven 1,50 g de Y en 125 g del mismo disolvente A, el punto de

congelación de A disminuye 0,200°C.

a) Calcule el peso molecular de Y.

b) El punto de congelación de A es 12°C y su peso molecular 200. Calcule el calor

molar de fusión de A.

2.- Una solución acuosa de sacarosa (C12H22O11 ) tiene una presión osmótica de 12.5 atm a

23°C. ¿cuál es la presión de vapor de la solución a esa temperatura?

P°H2O,23°C = 21,1 mm Hg

δsolución 23°C = 1 .06 g/cm3

3.- Un sólido consiste en una mezcla de NaNO3 y Mg(NO3)2. Cuando 6.5 g del sólido se

disuelven en 50 g de agua, el punto de fusión desciende a 5,4°C. ¿Cuál es la

composición en masa del sólido?

Kc = 1 .86 °C/molal

4.- Una solución acuosa 0.3 molal de un soluto XH2 ( α = 0,01) tiene una presión osmótica

de 10 atm. Calcular la densidad de la solución a 25°C. MXH2 = 50 g/mol 2 / 2