Propiedades Coligativas

Cuando hay solutos presentes, algunas de las propiedades del disolvente se ven afectadas, y la magnitud del cambio depende directamente de la concentración del soluto. Las propiedades de una solución que se determinan según la cantidad de partículas de soluto presentes se conocen con el nombre de PROPIEDADES COLIGATIVAS.

Estas características comprenden punto de congelación, punto de ebullición, presión de vapor y presión osmótica.

Presión de vapor de un sistema

Ley de Raoult: la presión de vapor de un componente A es el producto de la fracción
molar Xa por la presión de vapor del componente puro Pvap = Xa.Pa

En una mezcla del 54 % y 46% molar de pentano y hexano la presión del sistema será:

Compuesto Presión pura [mmHg] Fracción molar Presión parcial [mmHg]
Pentano 420.8 0.5443 229.0
Hexano 101.9 0.4557 46.44

La presión total de la mezcla, que es la suma de las presiones parciales será 275.4
mmHg.

La diferencia de presiones permite separar mezclas de líquidos con distinta presión de vapor mediante un proceso de destilación, si la mezcla tiene puntos de ebullición muy separados, se hace una destilación simple ; cuando hay puntos de ebullición muy cercanos se utiliza la destilación fraccionada.

Cambios en la presión de vapor :
· Elevación del punto de ebullición: el cambio en la temperatura (DTb) de ebullición es proporcional a la molalidad (m) del soluto y la constante de proporcionalidad es una constante que depende del solvente (Kb).
DTb = Kb*m

· Descenso del punto de congelación: el cambio en la temperatura (DTb) de congelación es proporcional a la molalidad (m) del soluto y la constante de proporcionalidad es una constante que depende del solvente (Kb).
DTf = Kf*m

· Presión osmótica: es el producto de la mola ridad, la constante de los gases y la
temperatura (K) a la que se encuentra la solución
p = MRT

PUNTO DE CONGELACIÓN

Para explicar como se congela el agua conviene recordar que las móleculas individuales de agua se acercan lo suficiente para formar grupúsculos y, cuando éstas pierden la suficiente energía, estos conglomerados forman el marco rígido que observamos en el hielo.

En condiciones ordinarias, el agua se congela a 0°C; pero si existe algún material disuelto en el líquido, el soluto interfiere de alguna manera con las moléculas de agua cuando tratan de formar los conglomerados de los que hablamos antes. Las moléculas de agua se ven obligadas a perder incluso más energía para contrarrestar este efecto de impedimento ejercido por las partículas disueltas. Esto hace que descienda el punto de congelación de una solución acuosa.

Según observaciones realizadas se ha demostrado que el punto de congelación del agua desciende em 1.86°C por cada mol de especies de solutos presentes por kilogramo de agua. Estamos hablando de la MOLALIDAD y se aplica solo al agua.

La disminución del punto de congelación de una solución ( D T c ) , con respecto al punto de congelación del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino, estádada por:

D T c = m K c

Donde: m es la molalidad y D T c es la constante crioscópica del solvente.

También se le denomina constante molal del punto de congelación.

PUNTO DE EBULLICIÓN

Veamos ahora el efecto que tiene el soluto en el punto de ebullición de una solución. Se recordará que las moléculas escapan de la superficie de un líquido durante el proceso de ebullición.

Una vez más, se puede suponer que las partículas de soluto en solución interfieren a las del solvente cuando tratan de desprenderse de la superficie. Se sabe que el punto de ebullición del agua pura es 100°C a 760 torr. Las observaciones en el laboratorio indican que el punto de ebullición aumenta en 0.51°C por cada mol de especie de soluto que esté en solución. Por lo tanto, una solución 1.00 molal de glucosa hierve a 100.51°C.

Puesto que la ebullición se produce solo cuando la presión de vapor de un líquido es igual a la atmosférica, también se puede esperar que la presión de vapor de un disolvente disminuya en solución. En consecuencia, una solución acuosa tiene la presión de vapor de 760 torr a una temperatura más elevada que la del agua pura.

El aumento del punto de ebullición de una solución ( D T e ) , con respecto al puntode ebullición del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino y no volátil,está dado por:

D T e = m K e

Donde: m es la molalidad y D T e es la constante ebulloscópica del solvente. También se le denomina constante molal del punto de ebullición.

PRESION OSMOTICA

Si una solución y su solvente puro están separados por una membranasemipermeable que deja pasar solamente a las moléculas de solvente, el resultadoneto es el paso de solvente a la solución. Este fenómeno se denomina ósmosis. La presión osmótica, es la presión que se debe aplicar a la solución para que noocurra la ósmosis. Es decir, el resultado neto no indique paso del solvente a travésde la membrana semipermeable. Van't Hoff determinó que para soluciones diluídas, la presión osmótica ( p ) ,satisface la siguiente relación:

p V = n R T

Donde: V es el volumen de la solución [ l ] n es el número de moles de soluto R es la constante universal de los gases ideales ( = 0,082 [ atm–l/mol–°K ] ) T temperatura absoluta

[ °K ]

ELECTROLITO

Hay soluciones que presentan valores para sus propiedades coligativas, muydiferentes a lo calculado teóricamente y además son conductoras de la electricidad.A estas soluciones se les denomina electrolitos y a las otras no electrolitos. Sussolutos también reciben estas denominaciones. Los electrolitos son generalmentesoluciones de ácidos, bases o sales. Van't Hoff introdujo el factor i ( factor de Van't Hoff ) para mantener las relacionesya estudiadas:

D T c = i m K c

D T e = i m K e

p V = i n R T

A medida que las soluciones se hacen más diluídas, el factor i tiende a tomarvalores enteros positivos ( 2, 3, 4, etc. ).

TEORIA DE LA DISOCIACION ELECTROLITICA ( ARRHENIUS ) Arrhenius estableció la teoría de la disociación electrolítica para los electrolitos. Se basa en lo siguiente:

1 ) Los electrolitos en solución o fundidos se disocian parcialmente en iones concargas eléctricas, de tal forma que las cargas positivas totales sean iguales a lascargas negativas totales.

2 ) Los iones son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva para losmetales y carga eléctrica negativa para los no metales o radicales no metálicos.Estos radicales permanecen sin modificaciones para compuestos químicamenteanálogos ( por ejemplo: Cl – para todos los cloruros ) .

3 ) Los iones actúan independientemente unos de otros y de las moléculasno disociadas. y son diferentes en sus propiedades físicas y químicas.

4 ) La disociación electrolítica es un proceso reversible, es decir, los iones puedenreagruparse para formar nuevamente la molécula. A mayor dilución de la soluciónel reagrupamiento de los iones se hace más difícil, porque están más alejados. En soluciones muy diluídas, prácticamente todas las moléculas se han disociadoy ésto explica el hecho de que el factor i tome valores enteros positivos en estassoluciones.

Soluciones

Quiza la propiedad del agua que la distingue de manera notable si la comparamos con los demás líquidos, sea su capacidad de disolver muchas sustancias. Una solución es una mezcla homogénea. En este tipo de mezcla, la sustancia que esta presente en mayor cantidad se denomina disolvente, que se define como la sustancia en la cual se disuelve otra. Esta última, que es la que se disuelve en la primera, se denomina soluto.

Los gases se pueden disolver en otros gases. Los gases se disuelven también en líquidos o incluso en sólidos. Ejemplos de estas tres disoluciones serían:

a) el aire se considera como una solución del soluto 02, 21 por 100, en el disolvente N2, 79 por 100.

b) las bebidas refrescantes carbonatadas tienen el soluto CO2, disuelto en agua, que actua como disolvente.

c) el H2, se disuelve en paladio, que es un metal.

Debido a su estructura polar, el agua puede atraer y conservar otras moléculas polares en solución. El azúcar, el alcohol y el amoniaco son solo tres ejemplos de sustancias polares, una sólida, otra líquida y otra gaseosa, que se disuelven en agua.

El extremo negativo (oxígeno) de la molécula dipolar de agua interactua con el extremo positivo de la molécula dipolar del soluto. El extremo positivo (hidrógeno) interactúa con el extreo negativo del soluto. En sólidos iónicos como cloruro de sodio, están presentes tanto los cationes como los aniones. La hidratación puede definirse como la atracción que existe entre las moléculas del disolvente, que es el agua, hacia las del soluto. La hidratación crea una capa de moléculas de agua en torno al catión y otro alrededor del anión. Las capas de hidratación aislan a unos y a otros entre sí, de manera que se desplazan en forma independiente dentro de la solución.

El agua disuelve, también, muchas otras sustancias ionizándolas.

Conocemos la frase "las sustancias semejantes se disuelven entre sí" esto significa que los solutos polares se disuelven en disolventes polares y los no polares en disolventes no polares. Cuando un soluto se disuelve, es preciso romper o contrarrestar la interacción entre las moléculas o los iones del soluto. Para esto se requiere contar con cierta energía y si esta basta para contrarrestar la energia requerida se obtendra una solución.

Las sustancias no polares como ceras y aceites, no se disuelven en agua debido a que la interacción de energía es muy reducida.

LIMITES DE SOLUBILIDAD

Una de las propiedades características de los gases, cuando se mezclan con otros para formar soluciones, es que lo hacen en cualquier proporción dada. Se dice que esos gases son miscibles. Si tratamos de mezclar agua con mercurio, veremos que no se mezclan, en cuyo caso, se dice que los dos líquidos son inmiscibles.

En el caso de soluciones acuosas, la solubilidad en agua se expresa como la cantidad de gramos de soluto que se puede disolver, ya sea en 100 g o 1.00 litro de agua, a una temperatura determinada.

Puesto que el mecanismo para formar soluciones comprende el movimiento de moléculas, es lógico suponer que tanto la temperatura como la presión influirán en la solubilidad.

Cuando se alcanza el límite de solubilidad a una temperatura en particular, y parte del soluto no disuelto se conserva, se dice que se formó una solución saturada. En estas condiciones queda establecido un equilibrio dinámico entre las moléculas disueltas y las no disueltas del soluto.

Supongamos que una solución de glucosa se calienta y mayor proporción de soluto se disuelve, se deja enfriar la solución y es probable que no se produzca una recristalización, lo cual dejara un exceso de soluto en solución. En estas circunstancias, se dice que se obtiene una solución supersaturada. Es decir que hay una mayor cantidad de soluto en solución que el que se disolvería en condiciones normales a dicha temperatura. Las soluciones supersaturadas no están en equilibrio y la agitación o la adición de cristales de soluto a la solución, harán que ésta se incline inmediatamente a la obtención del equilibrio. La recristalización se desarrolla en forma casi instantánea y la solución permanecerá en estado saturado.

TERMINOS PARA LA CONCENTRACION




La concentración de la solución se llama solubilidad en el punto de saturación, y se expresa como la masa de soluto por masa de disolvente. Para soluciones en las que el agua es el disolvente, la solubilidad se expresa casi siempre como la masa en gramos de soluto por 100 gramos de agua a una temperatura determinada.


La molaridad es una identificación de concentración de uso general cuyo simbolo es M y que se define como la cantidad de moles de soluto disueltos en cada litro de solución.

Otro término para la concentración que se emplea es el de molalidad, que representa el número de moles de soluto en un kilogramo de disolvente.

Notemos que la molaridad representa moles de soluto en un volumen de solucion, tanto que la molalidad representa moles de soluto en una masa de disolvente.

Bibliografia
QUÍMICA, GREGORY R. CHOPPIN, LEE R. SUMMERLIN, PUBLICACIONES CULTURAL, PRIMERA EDICIÓN 1981, DÉCIMA SÉPTIMA REIMPRESIÓN 1999.