PROPIEDADES COLIGATIVAS

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

Estados de la materia

La materia se presenta en tres estados o formas de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Dadas las condiciones existentes en la superficie terrestre, sólo algunas sustancias pueden hallarse de modo natural en los tres estados, tal es el caso del agua. La mayoría de sustancias se presentan en un estado concreto. Así, los metales o las sustancias que constituyen los minerales se encuentran en estado sólido y el oxígeno o el CO2 en estado gaseoso: Los sólidos: Tienen forma y volumen constantes. Se caracterizan por la rigidez y regularidad de sus estructuras. Los líquidos: No tienen forma fija pero sí volumen. La variabilidad de forma y el presentar unas propiedades muy específicas son características de los líquidos. Los gases: No tienen forma ni volumen fijos. En ellos es muy característica la gran variación de volumen que experimentan al cambiar las condiciones de tempera

ESTADO GASEOSO

Los sólidos se caracterizan por tener forma y volumen constantes. Esto se debe a que las partículas que los forman están unidas por unas fuerzas de atracción grandes de modo que ocupan posiciones casi fijas.
En el estado sólido las partículas solamente pueden moverse vibrando u oscilando alrededor de posiciones fijas, pero no pueden moverse trasladándose libremente a lo largo del sólido.
Las partículas en el estado sólido propiamente dicho, se disponen de forma ordenada, con una regularidad espacial geométrica, que da lugar a diversas estructuras cristalinas.
Al aumentar la temperatura aumenta la vibración de las partículas.

ESTADO LÍQUIDO

Los líquidos, al igual que los sólidos, tienen volumen constante. En los líquidos las partículas están unidas por unas fuerzas de atracción menores que en los sólidos, por esta razón las partículas de un líquido pueden trasladarse con libertad. El número de partículas por unidad de volumen es muy alto, por ello son muy frecuentes las colisiones y fricciones entre ellas.
Así se explica que los líquidos no tengan forma fija y adopten la forma del recipiente que los contiene. También se explican propiedades como la fluidez o la viscosidad.
En los líquidos el movimiento es desordenado, pero existen asociaciones de varias partículas que, como si fueran una, se mueven al unísono. Al aumentar la temperatura aumenta la movilidad de las partículas (su energía).

ESTADO GASEOSO

Los gases, igual que los líquidos, no tienen forma fija pero, a diferencia de éstos, su volumen tampoco es fijo. También son fluidos, como los líquidos.
En los gases, las fuerzas que mantienen unidas las partículas son muy pequeñas. En un gas el número de partículas por unidad de volumen es también muy pequeño.
Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a estado líquido.
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión

TEORIA CINETICA

Los principios fundamentales de la teoría cinética son los siguientes:^[]

• El número de moléculas es grande y la separación media entre ellas es grande comparada con sus dimensiones. Por lo tanto ocupan un volumen despreciable en comparación con el volumen del envase y se consideran masas puntuales.
• Las moléculas obedecen las leyes de Newton, pero individualmente se mueven en forma aleatoria, con diferentes velocidades cada una, pero con una velocidad promedio que no cambia con el tiempo.
• Las moléculas realizan choques elásticos entre sí, por lo tanto se conserva tanto el momento lineal como la energía cinética de las moléculas.
• Las fuerzas entre moléculas son despreciables, excepto durante el choque. Se considera que las fuerzas eléctricas o nucleares entre las moléculas son de corto alcance, por lo tanto solo se consideran las fuerzas impulsivas que surgen durante el choque.
• El gas es considerado puro, es decir todas las moléculas son idénticas.
• El gas se encuentra en equilibrio térmico con las paredes del envase.

Estos postulados describen el comportamiento de un gas ideal. Los gases reales se aproximan a este comportamiento ideal en condiciones de baja densidad y temperatura.

LEY DE BOYLE

De los tres estados de agregación solo el estado gaseoso permite una descripción cuantitativa relativamente sencilla con propiedades tales como masa, presión, volumen y temperatura. Suponiendo que el sistema está en equilibrio de modo que los valores de las propiedades no cambian con el tiempo hasta que no se alteren los factores externos que actúan sobre él.

Un sistema se encuentra en un estado o condición definido cuando todas sus propiedades tienen en valores definidos determinados por el estado del sistema.

La  ecuación del estado del sistema es la relación matemática que existe entre los valores de esas cuatro propiedades.

En 1662 Robert Boyle realizo las primeras medidas cuantitativas del comportamiento de los gases en relación con la presión y el volumen.

Sus resultados indicaron que el volumen es inversamente proporcional a la presión

V=C/P

Esta solo se aplica a una masa fija de gas a temperatura constante.

Charles demostró que la constante C es una función de la temperatura

GAY LUSSAC

Hizo medidas de un volumen de una masa fija de gas bajo presión constante y encontró que el volumen era una función lineal de la temperatura

MASA MOLAR DE UN GAS LEY DE AVOGADRO: LEY DEL GAS IDEAL

Hasta ahora hemos obtenido dos relaciones entre las cuatro variables

La ecuación  PV=nRT, ley del gas ideal es muy importante en el estudio de los gases, no envuelve aspectos característicos de un fas en particular, sino que es una generalización aplicable a todos los gases.

La ley de Avogadro dice que volúmenes iguales de gases diferentes contienen igual número de moléculas en las mismas condiciones de temperatura y presión es decir contienen la misma cantidad de sustancia.

Según la ley de Avogadro estas masas características deben contener el ismo numero de moléculas NA=6.022X10²³ entonces la cantidad de sustancia en la masa característica es un mol.

LEY DE DALTON
la ley de las presiones parciales de Dalton, la cual establece que a cualquier temperatura especifica la presion total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases contituyentes.  se dice que el primer gas ejerce una presion parcial p1 el segundo una presion parcial p2 y asi sucesivamente la formula para calcular la presion parcial es
p1=n1RT/V

Referencias
FISICOQUIMICA, SEGUNDA EDICION, GILBERT W. CASTELLAN/ UNIVERSITY OF MARYLAND.
VERSION EN ESPAÑOL DE: MARIA EUGENIA COSTAS BASIN Y CARLOS AMADOR BEDOLLA, UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO