Propiedad coligativa

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En química, las propiedades coligativas de las soluciones son aquellas que dependen sólo de la cantidad de partículas de soluto que están presentes en la solución y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico -la cantidad moléculas del vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor)

[editar] Propiedades coligativas más comunes

[editar] Descenso de la Presión de Vapor[1]

Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto NO VOLÁTIL (que no se transformará en gas -vapor-) y se mide su Presión de vapor, al compararla con la Presión de vapor de su solvente puro -medidas a la misma temperatura- se observa que la presión de vapor de la solución es MENOR que la presión de vapor del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. A su vez, cuando comparo las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, veremos que aquella solución más concentrada tiene menor Presión de vapor.

Descenso de Pvapor= Pvapor solvente - Pvapor solución [2]

[editar] Descenso del punto de congelación

Ya que el soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos , como por ejemplo el liquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Entonces se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.

Ecuación:

ΔT_f = K_f · m

m es mol/kg
ΔT_f es el descenso del punto de congelación y es igual a T - T_f, donde T es el punto de congelación de la solución y T_f es el punto de congelación del solvente puro.
K_f, es una constante de congelación del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC/m

APLICACIÓN: Cuando desea enfriar algo rápidamente haga una mezcla de hielo con sal o si tiene precaución alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos.

Es una consecuencia del Descenso de la Presión de vapor.

El punto de congelación es la temperatura a la cual un líquido comienza a congelarse -transformarse en sólido-. Su valor coincide con el punto de fusión -cambio opuesto, pero en lugar de entregar energía para "congelarse", el sistema recibe energía para "fundirse" y volverse líquido-

Para una solución se confirma que, su punto de congelación es MENOR que el de su solvente puro.

Por ejemplo el agua se congela a partir de los 0°C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve)

Descenso Crioscópico= Temperatura Congelación del solvente - Temp Congel Solución

[editar] Aumento del punto de ebullición

Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que este entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica hierve a 100°, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

Ecuación:

ΔT_b = K_b · m

m es mol/kg
ΔT_b es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - T_b, donde T es el punto de ebullición de la solución y T_b es el punto de ebullición del solvente puro.
K_b, es una constante de ebullición del solvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 0,52 ºC/m

APLICACIÓN: Cuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo NaCl, será disuelto en 1 mol de Na y 1 mol de Cl: un total de dos moles en solución.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la Presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas.

por ejemplo: A presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100°C mientras que, para una solución acuosa -de algo- a 100°C las presiones externas y de vapor no se han igualado -y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso- Cuando la Presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100°C y consecuentemente, comprobamos que su punto de ebullición es ,efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro -agua- medido a una misma presión externa.

[editar] Presión osmótica

Artículo principal: Presión osmótica

La 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

Ecuación:

$\pi V = nRT \,$ (también: π

= (n R T) / V

)

en donde:

n es el número de moles de partículas en la solución.

R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K^-1 · mol^-1

T es la temperatura en kelvins

Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:

$\pi = MRT \,$

Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

APLICACIÓN: El experimento más típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente: Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola). Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable el cual permite el movimiento del agua a través de la membrana, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar. Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado.

OTRA APLICACIÓN: Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular.