TRANSFORMACIONES FÍSICAS Transformaciones físicas y químicas

TRANSFORMACIONES FÍSICAS
Transformaciones físicas y químicas
Los cambios que sufren las sustancias se pueden clasificar como físicos o
químicos. Durante las transformaciones físicas una sustancia varía en su apariencia
física pero no en su composición. La evaporación del agua es un cambio físico. Cuando el
agua se evapora, cambia del estado líquido al gaseoso, pero su composición no se altera;
sigue siendo agua. Todos los cambios de estado (por ejemplo, de líquido a gas o de
líquido a sólido) son cambios físicos.
En las transformaciones químicas (también llamadas reacciones químicas), una
sustancia se transforma en una sustancia químicamente distinta. Por ejemplo, cuando se
quema hidrógeno en aire, sufre un cambio químico en el que se convierte en agua.
Descripción cinético-molecular de los líquidos y de los sólidos.
La teoría cinético-molecular considera a un gas como un conjunto de moléculas con
movimiento constante y caótico. La energía cinética promedio de las partículas es mucho
mayor que la energía que se asocia con las fuerzas de atracción entre ellas, pasando
estas últimas desapercibidas para un gas ideal.
En los líquidos las fuerzas de atracción entre las moléculas tienen una energía
comparable a la energía cinética de ellas. Las fuerzas de atracción son capaces de
mantener a las moléculas a distancias cortas, lo que determina que los líquidos tengan
una densidad mayor que los gases, que tengan un volumen definido independientemente
de la forma o del tamaño del recipiente y que sean poco compresibles. La atracción
intermolecular no es muy fuerte lo que permite que las partículas se mantengan en
movimiento constante en una forma más o menos caótica. Debido a que las moléculas
son libres para moverse entre sí los líquidos no tienen forma definida; pueden derramarse
o fluir y adoptan la forma del recipiente.
En los sólidos las atracciones entre las partículas son demasiado fuertes en
relación con la energía cinética, de tal manera que las partículas adoptan ciertas
posiciones fijas en relación con sus vecinas y con frecuencia tienen un patrón altamente
regular que se extiende a través de todo el sólido.
Los sólidos que poseen un orden estructural alto se dice que son cristalinos. Los
sólidos no son compresibles debido a que las partículas se encuentran muy cercanas
entre sí. Debido a que las partículas no son libres de moverse en forma amplia
(movimiento de traslación), los sólidos son rígidos. Las partículas en el interior de un
sólido pueden tener movimiento de vibración, es decir pueden oscilar en forma periódica
en relación con las posiciones que ocupan.
El factor clave para determinar el estado físico de una sustancia es la relación entre
la energía cinética promedio de las partículas y las fuerzas de atracción entre ellas como
hemos visto anteriormente. Las conversiones de un estado a otro (cambios de estado)
pueden llevarse a cabo cambiando la energía cinética promedio de las moléculas, lo cual
se logra mediante calentamiento o enfriamiento. En la siguiente figura se comparan los
tres estados de la materia:
Resumiendo:
Gas
1. Toma el volumen y la forma del recipiente
2. Es compresible
3. La difusión se presenta rápidamente
4. Fluye con facilidad
Líquido 1. Toma la forma de la porción del recipiente que ocupa
2. no se expande para llenar el recipiente
3. Es virtualmente incompresible
4. La difusión se lleva a cabo lentamente
5. Fluye fácilmente
Sólido
1. Conserva su propia forma y volumen
2. Es virtualmente incompresible
3. La difusión se presenta extremadamente lenta
4. No fluye
Presión de vapor
La presión de vapor es una propiedad de los líquidos y los sólidos que se
manifiesta en la superficie libre de los mismos y se produce por el pasaje de moléculas
de la fase condensada hacia la fase gaseosa en un proceso que llamamos evaporación.
Para las sustancias líquidas, la presión de vapor es una propiedad
cuantitativamente importante; en el caso de los sólidos, algunos, como el naftaleno y el
alcanfor, tienen valores relativamente elevados de presión de vapor y otros, como el
cloruro de sodio y la celulosa, prácticamente no la poseen y para la gran mayoría de ellos
sus valores carecen de significación física, por lo cual nos limitaremos a considerar el
fenómeno en los líquidos.
Un líquido contenido en un recipiente abierto se evapora espontáneamente y de
este proceso participan las moléculas cercanas a la superficie libre y que poseen un
contenido de energía cinética que les permite escapar a la atracción de las vecinas y
pasar a la atmósfera. Una vez fuera de la fase líquida la probabilidad de retornar a ella es
tan pequeña que, con el tiempo, todo el líquido se evapora. Como las moléculas que se
evaporan en cualquier momento son las que tienen mayor energía cinética, el líquido se
enfría durante el proceso. La evaporación es un fenómeno espontáneo en cuyo trascurso
el sistema (fase líquida y su vapor) no está en equilibrio.
Si el líquido se encuentra en un recipiente cerrado en el que se ha efectuado el
vacío, las moléculas que pasan a la fase vapor no pueden escapar del recipiente y en su
movimiento desordenado eventualmente chocan con la superficie libre del líquido y
vuelven a él. Por eso, cuando un líquido se encierra en un recipiente conectado con un
manómetro, el nivel del líquido desciende algo y después permanece constante. En la
parte a) de la siguiente figura se observa el sistema antes de que el líquido comience a
evaporarse; en la parte b) el número de moléculas que dejan el líquido es igual al número
de moléculas que regresan a él. La diferencia en los niveles de mercurio (h) en el
manómetro proporciona la presión de vapor de equilibrio del líquido a esa temperatura.
Esto se puede explicar de la siguiente manera: las moléculas escapan del líquido y pasan
a la fase gaseosa, o fase del vapor. Después de escapar, quedan confinadas en un
espacio limitado. Conforme se acumulan en el espacio por encima del líquido, hay una
mayor probabilidad de que algunas de ellas regresen al líquido. Finalmente, unas
moléculas vuelven al líquido tan rápidamente como otras moléculas lo abandonan. En
esta situación, el nivel del líquido ya no desciende; el número de moléculas que se
evaporan en un segundo es igual al número de moléculas que se condensan en un
segundo; cuando ocurren dos cambios opuestos exactamente con la misma velocidad se
denomina equilibrio dinámico. El sistema no se encuentra en un estado de reposo, pero
no muestra ningún cambio neto. La cantidad de líquido permanece constante; la
concentración en el vapor es también constante. Una molécula en particular pasa parte de
su tiempo en el líquido y parte en la fase vapor, pero mientras algunas moléculas pasan
del líquido al gas, otras moléculas se mueven del gas al líquido, conservándose constante
el número de moléculas de cada fase.
Las moléculas que se encuentran en la fase del vapor ejercen una presión. En el
equilibrio, esta presión se conoce como presión de equilibrio del vapor. La presión de
vapor es la presión ejercida por el vapor cuando éste se encuentra en equilibrio con
su fase líquida. La magnitud depende: 1) de la naturaleza del líquido y 2) de su
temperatura.
1) Depende de la naturaleza del líquido puesto que cada líquido tiene fuerzas de atracción
características entre sus moléculas. Moléculas como por ejemplo H 2O, que tienen
importantes atracciones mutuas poseen una pequeña tendencia a escaparse hacia la fase
vapor. Dichos líquidos tienen una presión de vapor en el equilibrio relativamente baja. Los
líquidos que se componen de moléculas con atracciones mutuas pequeñas, como el CH 4,
tienen una alta tendencia a escapar y en consecuencia una alta presión de equilibrio del
vapor.
2) A medida que la temperatura del líquido aumenta, la energía cinética promedio de las
moléculas del líquido se incrementa. El número de moléculas de alta energía capaz de
escapar también se hace mayor; en consecuencia, la presión de equilibrio de vapor
aumenta.
Se comprueba que para cada líquido, a cada temperatura fijada (constante),
corresponde una determinada presión de vapor saturado. Este conocimiento permite
llegar a la conclusión de que la presión de vapor saturado de un líquido puro es constante
a temperatura constante. La unión por un trazo continuo de una serie de puntos de
equilibrio definidos por las coordenadas P – T, da lugar a una curva de equilibrio llamada
curva de presión de vapor o de ebullición. En la siguiente figura se observan las curvas
de variación de la presión de vapor en función de la temperatura para cuatro líquidos
comunes. La temperatura en la que la presión de vapor es de 760 torr es el punto de
ebullición normal de cada líquido.
Estas curvas representan el lugar geométrico de las condiciones de presión y temperatura
en que líquido y vapor está en equilibrio. Por otra parte, también es cierto que en un
líquido a presión constante, la vaporización desde toda su masa (ebullición) acontece a
una temperatura constante que se llama temperatura o punto de ebullición. El punto de
ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de la sustancia iguala a la
presión que se ejerce sobre ella y si el valor de ésta es de una atmósfera, se denomina
temperatura normal de ebullición, Tn.
En resumen: la presión de vapor es una propiedad que depende de la naturaleza
de la sustancia y de la temperatura; la evaporación es el pasaje al estado vapor en la
superficie y a cualquier temperatura y la ebullición es el pasaje al estado de vapor en toda
la masa y a temperatura constante.
Cambios de fase
El sistema que estudiamos en la pág.2 suministra un ejemplo sencillo de equilibrio
dinámico, en donde se llevan a cabo dos procesos opuestos con la misma velocidad.
Todos los estados de equilibrio entre diferentes fases poseen este carácter dinámico. Aún
cuando el equilibrio puede existir entre los tres estados de la materia, casi siempre
encontraremos equilibrio entre dos de estos estados; en nuestro ejemplo tratamos el
equilibrio entre la fase líquida y la fase gaseosa del agua.
En el siguiente esquema se resumen las fases en equilibrio y los nombres de los
correspondientes cambios de estado:
Volatilización
-------------------------------------------------------------------------------------------->
Fusión
Vaporización
SOLIDO ----------------------------> LIQUIDO -------------------------------------> GAS
<----------------------------<-----------------------------------Solidificación
Licuación
<--------------------------------------------------------------------------------------------Sublimación
Los cambios de la materia de un estado a otro se conocen como cambios de fase y
están asociados a cambios de energía en el sistema. En la vaporización se requiere
absorción de energía para alterar las fuerzas de atracción entre las moléculas; lo mismo
ocurre durante la fusión y la volatilización. En tanto, los procesos de sublimación,
condensación y solidificación estarán acompañados de una pérdida de energía por parte
del sistema. La energía de vaporización, de fusión y volatilización tienen la misma
magnitud pero de signo contrario que la energía de condensación, solidificación y
sublimación, respectivamente.
El punto de solidificación de una sustancia es idéntico a su punto de fusión, los dos
difieren sólo en la dirección en que se produce el cambio de fase; en otras palabras el
punto de solidificación es una propiedad de los líquidos mientras que el punto de fusión es
una propiedad de los sólidos. Lo mismo sucede en los demás cambios de estado.
En la figura siguiente se muestra la curva de calentamiento para la transformación
de 1 mol de agua de –25 a 125°C (desde una temperatura inferior a su punto de fusión
hasta una temperatura superior a su punto de ebullición) a una presión constante de 1
atm.
La temperatura permanece constante durante los cambios de fase, debido a que la
energía que se agrega es utilizada para vencer las fuerzas de atracción entre las
moléculas.
Diagrama de fases
El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único equilibrio dinámico que puede
existir entre estados de la materia. En condiciones apropiadas de temperatura y presión,
un sólido puede estar en equilibrio con su estado líquido o incluso con su estado de vapor.
Un diagrama de fases es una forma gráfica de resumir las condiciones en las que existen
equilibrios entre los diferentes estados de la materia, y también nos permite predecir la
fase de una sustancia que es estable a una temperatura y presión dadas.
En la siguiente figura se observa el diagrama de fases de a) agua, b) dióxido de
carbono:
En estas figuras, la curva que separa la zona celeste (líquido) de la amarilla (vapor)
indica la variación de la presión de vapor del líquido en función de la temperatura,
mientras que la curva que separa la zona gris (sólido) de la zona amarilla (vapor) es la
curva de sublimación, ésta muestra la variación de la presión de vapor del sólido. La
primera de ellas se extiende hasta la temperatura crítica, punto D o Z, según a) o b) (este
punto es el punto crítico, la temperatura en este punto es la temperatura límite por arriba
de la cual no es posible licuar el gas por simple compresión, y se denomina temperatura
crítica); en tanto la segunda puede continuar hasta el cero absoluto. Las dos curvas se
encuentran en X –según el gráfico b)-, y por lo tanto en este punto que se conoce como
punto triple coexisten los tres estados físicos de la sustancia. El término punto triple se
emplea para designar la temperatura y presión a las cuales los tres estados de una
sustancia se hallan en equilibrio. Las condiciones de equilibrio de sólido-líquido, que es
simplemente otra manera de referirse a la variación del punto de fusión con la presión,
están representadas por la curva que separa la zona gris (sólido) de la zona celeste
(líquido). En el caso del agua su punto triple corresponde a una presión de 4,6 mmHg y
0,0075C.
Temperatura de fusión
Cuando se calienta un sólido cristalino puro pasa a líquido a una cierta temperatura;
este es el punto de fusión del sólido, cuyo valor depende de la presión externa (cuando
la presión es de 1 atm, la temperatura a la cual el sólido pasa a líquido se denomina
punto de fusión normal). Si se enfría el líquido se obtendrá la solidificación a la misma
temperatura, este es el punto de solidificación para la presión dada; por lo tanto los puntos
de fusión y solidificación son idénticos para una sustancia pura.
Si se suministra calor a un sólido, aumenta la amplitud de las vibraciones de las
partículas y crece progresivamente le desorden. El calor aumenta la energía cinética de
las partículas hasta que, al alcanzar la temperatura de fusión, las vibraciones de las
partículas son ya tan amplias que cualquier cantidad adicional de calor se emplea en
romper los enlaces entre las partículas próximas y manteniéndose constante la
temperatura. Esta temperatura corresponde al punto de fusión del sólido o al punto de
congelación del líquido, dependiendo la denominación de si la temperatura fue alcanzada
por calentamiento del sólido hasta que funde o por enfriamiento del líquido hasta la
aparición de cristales. La curva que representa la variación del punto de fusión con la
presión, nace en el punto triple y para la mayoría de las sustancias es casi una recta de
pendiente positiva.
Es interesante el caso del agua cuyo punto de congelación es 0 C a 1 atm; al
aumentar la presión externa a 2 atm se observa un descenso a -0,0075 C. El hecho de
que se observe un descenso en lugar de un aumento en el punto de solidificación se debe
a que el volumen del sólido (hielo) es mayor que el del líquido. En otras palabras el punto
de solidificación desciende al aumentar la presión debido a que la densidad del sólido es
menor que la del líquido, y al aumentar la presión el sistema tiende al estado en el cual
ocupa menor volumen. El agua es una de las pocas sustancias en las que se observa
este comportamiento poco común de dilatación por solidificación. En la mayor parte de las
sustancias el sólido tiene mayor densidad que el líquido, y por lo tanto un aumento de la
presión produce un aumento en el punto de fusión.
Sublimación
Los sólidos también tienen una presión de vapor definida para cada temperatura; al
aumentar la temperatura, aumenta la presión de vapor, y la variación se puede
representar por una curva análoga a la que se obtiene para los líquidos. En condiciones
adecuadas se puede pasar directamente del vapor al sólido; esto ocurre generalmente por
enfriamiento del vapor, siempre que su presión sea menor que la presión de vapor del
sólido en su punto de fusión. Por ejemplo, la presión de vapor del hielo a 0C es 4,6
mmHg (ver diagrama de fases en pág. 4), y si la presión parcial del vapor de agua es
menor que este valor se obtendrá por enfriamiento brusco la precipitación directa del
sólido a partir del vapor. De esta manera se forma la escarcha en la naturaleza. Si la
presión de vapor de agua es superior a 4,6 mmHg se formará primero líquido al descender
la temperatura.
Un caso interesante es el de la sublimación del CO 2 (ver diagrama de fases en pág.
4). En el punto de fusión: -56,5 C la presión de vapor de equilibrio del sólido es de 5 atm;
lo que indica que el CO2 no pueda ser convertido en líquido salvo que la presión sea
superior a este valor. A presión atmosférica se obtendrá el pasaje directo del sólido a
vapor, que es una de las ventajas del empleo del hielo seco como refrigerante.
Propiedades coligativas
Muchas de las propiedades importantes de las soluciones dependen del número de
partículas del soluto y no de la naturaleza de las partículas del mismo. Estas propiedades
se denominan propiedades coligativas, y dependen del número de partículas presentes
independientemente de que éstas sean átomos, iones o moléculas. Las propiedades
coligativas son:
- la disminución de la presión de vapor
- la elevación del punto de ebullición
- el descenso del punto de congelación
- la presión osmótica
Disminución de la presión de vapor
Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su solución siempre es menor que la
del solvente puro, como se esquematiza en la siguiente figura:
La relación dada por la ley de Raoult establece: la presión parcial de un solvente sobre
una solución p1, está dada por lapresión de vapor del solvente puro p1, por la fracción
molar del solvente en la solución, x1.
p1 = x1 . p1
En una solución que sólo tenga un soluto x1 es igual a 1- x2 donde x2 es la fracción
molar del soluto. La ecuación anterior puede escribirse:
p1 = (1 - x2) . p1
p1 - p1 = p = x2 p1
La disminución en la presión de vapor, p, es directamente proporcional a la fracción
molar del soluto.
EJERCICIO RESUELTO
La presión de vapor de una solución acuosa es 22,98 mm de Hg a 25C; a esa temperatura la
presión de vapor del agua pura es 23,76 mm de Hg. ¿Cuál es la molalidad de la solución?
p=(23,76-22,98) mm de Hg = x2.23,76 mm de Hg
x2= 0,033
por definición :x 2 = n2/ nT ,donde nT = n1 + n2 . Como la solución es diluida n1 es mucho
mayor que n2 , de donde :
x2 = n2 /n1
n2=n1 . x2
el número de moles de agua en 1 Kg es
18 g __________ 1 mol H2O
1000 g ________ x = 55,5 moles
n2 = 55,5 moles . 0,033 = 1,8 moles
concentración = 1,8 molal
Elevación del punto de ebullición
En virtud de que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor
de una solución, debe afectar también el punto de ebullición de la misma. Recordemos
que punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la presión
externa. En el siguiente diagrama de fases se muestran los cambios que ocurren en una
solución acuosa:
Dado que a cualquier temperatura la presión de vapor de la solución es menor que
la del solvente puro, la línea inferior interseca la línea horizontal que marca la presión de 1
atmósfera a una temperatura mayor que el punto de ebullición del solvente puro. La
elevación del punto de ebullición, te (en el diagrama está como b, por “boiling”, que
significa ebullición en inglés), se define como:
te = te - teo
donde te es el punto de ebullición de la solución y te° es el punto de ebullición del solvente
puro.
Como te es proporcional a la disminución de presión de vapor, es también
proporcional a la concentración molal de la solución:
te = Ke . m
donde m es la concentración molal del soluto y Ke es la constante ebulloscópica o
constante molal de elevación del punto de ebullición. Sus unidades son oC/m.
EJERCICIO RESUELTO
Calcular el punto de ebullición del agua en una solución de concentración 0,85 molal. Ke
para el agua es 0,52oC/m.
t = Ke.m = 0,52oC/m . 0,85 m = 0,44oC
te = 100oC + 0,44oC = 100,44oC
Disminución del punto de congelación
Un ejemplo que demuestra esta propiedad es la utilización de sal común (NaCl)
espolvoreada sobre hielo de caminos y banquinas en las regiones frías, para producir su
fusión.
Cuando una solución se congela, lo usual es que se separen cristales de solvente
puro; las moléculas de soluto normalmente no son solubles en la fase sólida del solvente.
Por ejemplo, cuando se congelan parcialmente soluciones acuosas, el sólido que se
separa es casi siempre hielo puro. En consecuencia, la parte del diagrama de fase de la
figura de la página anterior que representa la presión de vapor del sólido es la misma que
para el solvente puro. Las curvas de presión de vapor para las fases líquida y sólida se
unen en el punto triple. En la figura de la página anterior vemos que el punto triple de la
solución debe estar a una temperatura más baja que en el líquido puro porque la solución
tiene una presión de vapor más baja que el líquido puro.
El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual se comienzan
a formar los primeros cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. Recordemos
que la línea que representa el equilibrio sólido-líquido se eleva casi verticalmente a partir
del punto triple. Dado que la temperatura de punto triple de la solución es más baja que la
del líquido puro, el punto de congelación de la solución también es más bajo que el del
líquido puro.
tf es proporcional a la concentración de la solución:
tf  m
tf= Kf . m
donde m es la concentración molal del soluto y Kf es la constante crioscópica o constante
molal de disminución del punto de congelación. Las unidades de Kf son oC/molal.
Nótese que en el caso de la elevación del punto de ebullición se requiere que el
soluto sea no volátil, pero no hay tal restricción en el caso de la disminución del punto de
congelación.
EJERCICIO RESUELTO
El etilenglicol es un anticongelante automovilístico de uso corriente. Calcular el punto
de congelación de una solución que contiene 651 gramos de etilenglicol en 2500
gramos de agua.
(PM etilenglicol = 62). KfH2O = 1,86 oC/m.
62 g ______________1 mol etilenglicol
651 g _____________x= 10,5 moles etilenglicol
2500 g H2O ______________10,5 moles etilenglicol
1000 g H2O ______________x = 4,2 moles etilenglicol
t = Kf .m = 1,86 oC/m . 4,2 m = 7,8 oC
Como el punto de fusión del agua es 0oC, la solución congelará a -7,8oC.
Presión Osmótica
En la parte a) de la siguiente figura, el compartimiento de la derecha del tubo en U
contiene solvente puro; el compartimiento de la izquierda contiene una solución; ambos
están separados por una membrana semipermeable, que permite el paso de moléculas
del solvente, pero no el de las moléculas del soluto.
Al principio, los niveles de agua en ambos compartimientos son iguales. Después
de algún tiempo, el nivel del tubo de la izquierda empieza a elevarse; esto continúa hasta
que se alcanza el equilibrio. El movimiento neto de moléculas de solvente, ya sea a partir
de solvente puro o de una solución diluida hacia una concentrada, se llama ósmosis. La
presión osmótica (), es la presión que se requiere para detener la ósmosis del
solvente puro hacia la solución. Como muestra la parte b) de la siguiente figura esta
presión se puede medir directamente a partir de la diferencia en los niveles de fluido:
Las membranas semipermeables detienen el paso de algunas moléculas, en tanto
que permiten el paso de otras. En algunos casos, es simplemente cuestión de tamaño; si
una membrana posee poros lo suficientemente pequeños, permitirá sólo el paso de
moléculas del solvente y de ciertos iones. En otros casos, un mecanismo diferente puede
ser el responsable de la selectividad de la membrana, cuyo estudio excede el nivel de este
curso.
La presión osmótica de la solución está dada por:
 = nRT/V
donde n es el número de moles de soluto en un volumen V de la solución, R es la
constante universal de los gases y T es la temperatura en grados Kelvin.
Si se tienen dos soluciones de concentraciones iguales, poseerán la misma presión
osmótica y se dice que son isotónicas.
Si dos soluciones tienen presión diferente, se dice que la más concentrada es
hipertónica, y la más diluida hipotónica.
El fenómeno de la presión osmótica se manifiesta en muchas aplicaciones
interesantes. Para estudiar el contenido de los glóbulos rojos, los bioquímicos utilizan una
técnica denominada hemólisis. Los glóbulos rojos están separados del medio externo por
una membrana semipermeable. Se los coloca en una solución hipotónica lo que provoca
que el agua se mueva hacia las células provocando que éstas se hinchen y
eventualmente se rompan, liberando hemoglobina y otras moléculas.
La presión osmótica es el principal mecanismo del ascenso del agua en las plantas.
Las hojas de los árboles constantemente liberan agua al aire (transpiración), aumentando
la concentración de soluto en los fluidos de las hojas. El agua es impulsada a través del
tronco, ramas y tallos por presión osmótica que puede llegar a 10 o 15 atmósferas.
EJERCICIO RESUELTO
Un litro de una solución acuosa contiene 30,0 gr de proteína. La presión
osmótica de la solución es 0,0167 atm a 25 oC.
¿Cuál es el peso molecular
de la proteína?
 = nRT/V
n = V/RT =
0, 0167 atm.1l
0, 082 l . atm / K . mol . 298 K
n = 6,83 . 10-4 moles
6,83 . 10-4 moles __________30,0 gr
1 mol
__________x = 43.900 gr
NOTA:
Puesto que las proteínas tienen pesos moleculares elevados, las
concentraciones de las soluciones saturadas de proteínas son muy bajas. Para
la solución anterior el descenso de la presión de vapor es 0.000000385 atm, la
elevación del punto de ebullición es 0,000350C y el descenso del punto de
congelación es 0.00127C, valores muy pequeños para medidas exactas. Sin
embargo la presión osmótica de esta solución produciría una diferencia en la
altura de las dos columnas de la figura anterior de 17 cm, cantidad fácilmente
medible.
Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas
La disociación de electrolitos en iones tiene una influencia directa en las
propiedades coligativas. Por ejemplo, la disminución del punto de congelación de una
solución 0,1 molal de NaCl, es aproximadamente el doble del de una solución 0,1 m de
azúcar u otro soluto no electrolítico. Esto se debe a que cada mol de NaCl produce 1 mol
de Cl- y 1 mol de Na+. Lo mismo ocurre con la disminución de la presión de vapor, la
elevación del punto de ebullición y la presión osmótica. Las ecuaciones anteriores deben
modificarse:
P = i. P°. X2
te = i . Ke . m
tf = i . Kf . m
 = i .nRT/V
donde i se denomina factor de Van't Hoff (para los electrolitos fuertes i = n° moles de
iones que se forman a partir de cada mol de electrolito).
i = valor de la propiedad coligativa del electrolito
valor de la propiedad coligativa teórica
EJERCICIO RESUELTO
La presión osmótica de una solución 0,010 M de KI es 0,465 atm a 25 oC. Calcular el
factor i.
Calculemos la presión osmótica teórica:
nRT 0, 010moles. 0, 082l. atm/ k . mol. 298K

V
1litro
= 0,244 atm

0, 465atm
 1, 9
0, 244atm
Nótese que si el KI se hubiera disociado totalmente, el valor de i sería 2.
Aplicando la ecuación que define a i: i 