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: Son las propiedades físicas que presentan las soluciones, y que dependen del número de partículas de soluto en una cantidad de disolventes.
Estas propiedades son características para todas y cada una de las soluciones.
Y se sabe que conociendo la variación experimental sufrida por una de ellas se conoce el cambio sufrido en las otras.
Empezamos con un grupo de propiedades de las disoluciones relacionadas entre sí, que se han venido demostrando históricamente: propiedades coligativas (del latín colligatus, que significa "reunidos"). Cuando se añade un soluto a un disolvente puro A, la fracción molar de ha disminuye. Esta variación del potencial químico del disolvente modifica la presión de vapor, el punto de ebullición normal y el punto de fusión normal, y da lugar al fenómeno de la presión osmótica estas cuatro son las propiedades coligativas. Cada una está relacionada con un tipo de equilibrio entre fases.
Estas propiedades son características para todas y cada una de las soluciones.
Y se sabe que conociendo la variación experimental sufrida por una de ellas se conoce el cambio sufrido en las otras.
Ellas son:
a) Abatimiento o Disminución de la Tensión o Presión del Vapor: la cual es la mas importante porque su variación es la que determina a las siguientes.
b) Ascenso Ebulloscópico
c) Descenso Crioscópico o Disminución del Punto de Fusión.
d) Osmosis.
Para cada una de las cuales tenemos una fórmula matemática que es la que se adjunta con la bibliografía correspondiente.
a) Disminución de la Presión del Vapor (_P): esta propiedad surge del análisis de la relación solvente/soluto de la solución en la que estemos trabajando.
“Es una consecuencia de la disminución de la concentración efectiva del solvente, por la presencia de las partículas del soluto”.
Es decir, el número de partículas del solvente que pueden atravesar la superficie es menor debido a la presencia de partículas de soluto en la superficie de la solución. Lo cual físicamente lo expresamos por medio de la: Ley de Raoult: la cual nos explica que:
“La disminución de la presión del vapor de la solución dividida por la presión del vapor del solvente puro, es igual a la concentración molal del soluto por una constante que es propia de cada solvente”
P1: Presión del vapor del solvente puro.
P1 – P2 = _P = m . k
P1 P1
P2: Presión del vapor de la solución.
m: molalidad.
k: constante que depende del solvente y equivale a la disminución de tensión que produce un mol de soluto en ese solvente
Recordar:
· Esta ley es válida solo para solutos no volátiles
· La presión del vapor disminuye a medida que aumenta el soluto disuelto
· La disminución de la tensión del vapor se mide mediante el manómetro.
Ejercicio Nº1: La presión de vapor sobre el agua pura a 120°C es 1480 mmHg. Si se sigue la Ley de
Raoult ¿Que fracción de etilenglicol debe agregarse al agua para reducir la presión de
Vapor de este solvente a 760 mmHg?
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto etilenglicol: no hay datos
Solvente agua: PºA = 1480 mmHg
Solución: PA = 760 mmHg
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la fracción molar de etilenglicol (XB) en una solución cuya
Presión de vapor es 760 mmHg.
Paso 3: Aplicamos la Ley de Raoult
PºA - PA = PºA XB
Paso 4: Cálculo de la fracción molar de etilenglicol (XB)
1480 mmHg - 760 mmHg = (1480 mmHg) XB
1480 mmHg - 760 mmHg
XB =
1480 mmHg
XB = 0,486
RESPUESTA: La fracción molar de etilenglicol que se debe agregar al agua para que la solución resultante presente una presión de vapor de 760 mmHg es de 0,486
b) Ascenso Ebulloscópico (_Te): un líquido entra en ebullición cuando su presión de vapor iguala a la presión atmosférica.
Por eso la introducción de un soluto no volátil al solvente puro disminuye la presión de vapor en una solución, lo que implica tener que administrar una mayor cantidad de calor para que la solución entre en ebullición; es decir, llegar a una atmósfera de presión.
· Un solvente puro necesita menor temperatura para llegar al punto de ebullición, es decir, a una atmósfera de presión; ya que su presión de vapor normal es mayor que la de la solución a igual temperatura; entonces al solvente puro le falta menos para llegar a una atmósfera de presión.
· Una solución necesita mayor temperatura (en relación al solvente puro) para llegar al punto de ebullición, es decir, a una atmósfera de presión. Lo que se debe a que su presión de vapor normal está disminuida por la presencia de soluto.
· Y esa diferencia de temperatura, registrada en el gráfico, es directamente proporcional a la concentración molal del soluto presente y a una constante Ke.
T2 - T1 = _Te = m . Ke
T2: temperatura de ebullición de la solución (es la temperatura mayor).
T1: temperatura de ebullición del solvente puro (es la temperatura menor).
_Te: variación de temperatura.
m: concentración molal ; a su vez ésta concentración molal es posible calcularla por pasaje de términos a partir de la ecuación dada:
m= Te/ Ke
Ke: constante ebulloscópica que varia con el solvente utilizado. Por ejemplo para el agua es de 0.515 °C.
Es importante y más exacto trabajar con la molalidad; ya que la misma se independiza de la temperatura que modificaría los volúmenes y lo logra al relacionar directamente los gramos de soluto con los gramos de solvente.
Ejercicio Nº1: Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Keb = 0,52 °C/m).
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto etilenglicol: masa = 100 g
masa molar = 62 g/mol (derivada de la formula C2H6O2)
Solvente agua: masa = 900 g
masa molar = 18 g/mol
Keb = 0,52 °C/m
Tºeb = 100 °C
Solución: no hay datos
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar el punto de ebullición de la solución (Teb)
Pasó 3: Aplicamos las ecuaciones:
ΔTeb = Teb - Tºeb Ecuación 1
ΔTeb = Keb m Ecuación 2
Para poder obtener la temperatura de ebullición de la solución necesitamos la ecuación
1, pero como no tenemos ΔTeb (ascenso de la temperatura de ebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación 2.
Pasó 4: Para poder utilizar ecuación 2 necesitamos la molalidad de la solución que podemos calcular a partir de los siguientes datos:
Moles de soluto: 62 g ----- 1 mol
100 g ----- X
X = 1,613 moles de soluto
Molalidad: 1,613 moles ----- 900 g de solvente
X ----- 1000 g de solvente
X = 1,792 molal
La solución tiene una concentración molal de 1,792
Pasó 5: Aplicando ecuación 2, tenemos:
ΔTeb = Keb m
ΔTeb = (0,52 °C/molal) (1,792 molal)
ΔTeb = 0,9319 °C
Pasó 6: Aplicando ecuación 1, tenemos:
ΔTeb = Teb - Tºeb
0,9319 °C = Teb - 100 °C
Teb = 100,9319 °C
RESPUESTA: La temperatura de ebullición de la solución es 100,9319 °C
c) Descenso Crioscópico (_Tc):
“La administración de un soluto no volátil a un solvente puro además de convertirlo en una solución y disminuye su presión de vapor, hace que éste se congele a una temperatura inferior en comparación con el solvente puro”.
Por ello decimos que las soluciones congelan a temperaturas inferiores a las del solvente puro.
T2 - T1 = _Te = m . Ke
La ley de Raoult: expresa que:
“Es descenso crioscópico es directamente proporcional a la molalidad y a la constante crioscópica del solvente” (con que estemos trabajando). Es decir:
T2: temperatura de congelación de la solución (es la temperatura menor)
T1: temperatura de congelación del solvente puro (es la temperatura mayor).
m: concentración molal .
Kc: constante crioscópica. Varía con el solvente utilizado y es de 1.86 °C para el agua.
_Tc: variación de temperatura de congelación.
Puntos de congelación.
· Solvente: congela a….
-Temperaturas mayores con respecto a la solución.
-Menor presión del vapor con respecto a la solución.
· Solución: congela a….
-Menor temperatura que el solvente puro.
-Mayor presión del vapor que el solvente puro.
Recordar:
· La crioscopía es más usada en biología porque no destruye a las proteínas, o sea, al material utilizado.
· La determinación del descenso crioscópico se realiza se realiza con el crioscopio de
Beckmann, que consta de:
-baño refrigerante
-cámara crioscópica
-termómetro.
Ejercicio Nº1: Calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2), en 900 g de agua (Kc = 1,86 °C/molal)
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto etilenglicol: masa = 100 g
masa molar = 62 g/mol
Solvente agua: masa = 900 g
Tºc = 0 °C
Kc = 1,86 °C/molal
Solución: sin datos
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ Calcular el punto de congelación de una solución de etilenglicol.
Pasó 3: Aplicamos ecuaciones:
ΔTc = T°c - Tc Ecuación 1
ΔTc = Kc m Ecuación 2
Para poder obtener la temperatura de congelación de la solución necesitamos la ecuación
1, pero como no tenemos ΔTc (ascenso de la temperatura de ebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación 2.
Pasó 4: Para poder utilizar ecuación 2 necesitamos la molalidad de la solución que podemos calcular a partir de los siguientes datos:
Moles de soluto: 62 g ----- 1 mol
100 g ----- X
X = 1,61 moles de soluto
Molalidad: 1,61 moles ----- 900 g de solvente
X ----- 1000 g de solvente
X = 1,79 molal
La solución tiene una concentración molal de 1,79
Pasó 5: Aplicando ecuación 2, tenemos:
ΔTc = Kc m
ΔTc = (1,86 °C/molal) (1,79 molal)
ΔTc = 3,33 °C
Pasó 6: Aplicando ecuación 1, tenemos:
ΔTc = T°c - Tc
3,33 °C = 0 ° - Tc
Tc = - 3,33 °C
RESPUESTA: La temperatura de ebullición de la solución es 3.33 °C bajo cero.
d) Presion Osmotica:
“Es el pasaje de moléculas de solvente desde una solución diluida a una más concentrada, es decir, de una que tiene mayor presión de vapor a una que tiene menor presión de vapor”.
Coeficiente “i” de Van’t Hoff:
Es un factor de corrección aplicable a la fórmula de Raoult, cuando ésta trabaja sobre sustancias que disocien; ya que éstas presentan una mayor concentración de partículas por lo que las propiedades coligativas se ven notablemente exageradas en comparación con las que no disocian.
Este factor lo expresamos como:
T2 - T1 = _Tc = m . Kc
i= n° de iones + n° de moléculas no disociadas
n° de moléculas totales
Ejercicio Nº1: Calcular el valor de la presión osmótica que corresponde a una solución que contiene 2 moles de soluto en un litro de solución a una temperatura de 17° C.
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto: masa = 2 moles
Solvente: no hay datos
Solución: volumen = 1 L
Temperatura = 17 °C
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la presión osmótica de la solución (π).
Pasó 3: Aplicamos las ecuaciones:
π = nRT/v Ecuación 1
π = M R T Ecuación 2
Si analizamos los datos estos nos dicen que tenemos 2 moles de soluto por un litro de solución, entonces la molaridad es 2, esto nos permite utilizar la ecuación 2 directamente. El único detalle que tenemos que tener en cuenta es que la temperatura la entregan en grados Celcius y la necesitamos en grados Kelvin.
Paso 4: Conversión de unidades.
T(°K) = T(°C) + 273,15
T(°K) = 17 + 273,15
T(°K) = 290,15
Paso 5: Cálculo de la presión osmótica de la solución (π).
π = M R T
π = (2 mol/L)(0,082 atm L/mol °K)(290,15 °K)
π = 47,585 atm
RESPUESTA: La presión osmótica de la solución es 47,585 atm.
BIBLIOGRAAFIA
FISICO QUIMICA, TERCERA EDICION, IRA N. LEVINE, 1993.
http://www.radiodent.cl/quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf
