GUIA6QII

Guía Segundo Medio
Historia de las Propiedades Coligativas
ALUMNO
PROFESOR
PUNTAJE
Carlos Contreras
150
REAL
PUNTAJE
OBTENIDO
CURSO
UNIDAD
SUBUNIDAD
OBJETIVOS
NOTA
FECHA
Primera Unidad: Materia y sus transformaciones:
“Propiedades generales de las soluciones”
Concentración de Soluciones Químicas
Investigar y exponer las investigaciones científicas de
François Marie Raoult; Jacobus Henricus Van ‘t Hoff y
Svante August Arrhenius, en el área de las soluciones
químicas.
FRANÇOIS MARIE RAOULT
Raoult (François Marie). Físico-químico francés. Nació el 10 de mayo de 1.830,
Fournes-en-Weppes. Tras doctorarse por la Universidad de París (1.863), trabajó un
tiempo en la de Sens y finalmente se trasladó a la de Grenoble. Junto con Van´y Hoff,
Arrhenius y Ostwald, está considerado como uno de los fundadores de la físico-química.
Dedicado a la investigación de las propiedades de las soluciones formuló, en el año 1.886, la
ley que lleva su nombre y que afirma que la presión osmótica a la que da lugar la presencia
del soluto en el interior del disolvente es proporcional a la razón entre los números de
moléculas de uno y otro. Además estudió los fenómenos del descenso del punto de
ebullición y el aumento del punto de congelación de las disoluciones. Sobre la base de estos
estudios estableció métodos para la obtención del peso molecular de las sustancias
(crioscopia y ebulloscopia) Murió el 1 de abril de 1.901.
Una de las características coligativas de las disoluciones es la disminución de la presión de vapor
que ocurre cuando se agrega soluto a un disolvente puro.
En 1886 François Marie Raoult realizó numerosos experimentos en los que estableció en la
determinación de pesos moleculares de diferentes disolventes, que el descenso relativo de la presión de
vapor por la acción de un soluto no volátil era proporcional a la concentración del soluto, lo cual concreta en
la expresión aplicada a descensos de la presión de vapor p-p’, en éter.
Raoult encontró que cuando se agregaba soluto a un disolvente puro disminuía la presión de vapor
del disolvente. Entre más se agrega más disminuye la presión de vapor. Este estatuto llego a ser conocido
como ley de Rault, fue elaborada por François Marie Raoult, basándose en experimentos que llevó a cabo
en 1886, a finales del siglo XIX.
Establece como conclusión: “En una disolución ideal, las presiones parciales de cada componente en
el vapor, son directamente proporcionales a sus respectivas fracciones molares en la disolución”.
Expresadas simbólicamente estas leyes adoptan la forma:
Pvi=Pvoi. Xi
Donde:



Pvi= Presión de vapor del componente “i” en la mezcla.
Pvoi = Presión de vapor del componente “i” puro. (este valor depende de la temperatura de trabajo).
Xi= Fracción molar del componente en la disolución
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar.
Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la disolución,
la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va
decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el
valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la
disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente (Ley de Dalton).
La ley de Rault se cumple de forma cuantitativa únicamente para disoluciones ideales. A medida que
nos alejamos de la idealidad, nos alejamos de los resultados exactos. Por consiguiente se puede plantear
que una disolución es ideal cuando cumple con la ley de Roult. Es obvio que estas no son más que un modelo
físico que refleja simplificadamente la realidad objetiva.
Disoluciones ideales
Es aquella en la que cada molécula de los componentes en la mezcla es afectada por las mismas
fuerzas, como si estuviesen en estado puro.
En las disoluciones ideales ha de cumplirse que:
1. Sus componentes pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción, o sea, que la solubilidad de
cada uno de ellos en el otro es ilimitada.
2. No se consume ni libera energía al formar la disolución partiendo de sus componentes (sin variación
térmica).
3. No hay cambio de volumen al formar la mezcla (sin variación de volumen).
4. La naturaleza química de ambos líquidos deben ser muy semejantes.
En la práctica las disoluciones muy diluidas se comportan como
disoluciones ideales.
Ejemplo de esto son las disoluciones formadas por los componentes:
 benceno-tolueno
 benceno – xileno
 n. hexano- n heptano (30 oC)
 bromuro de etilo-yoduro de etilo
 cloruro de n-butilo – bromuro de n-butilo (50 oC)
 Cuya analogía es evidenteo
Desviaciones de la ley de Rault
Cuando existen interacciones entre las moléculas de A y B de una mezcla, la presencia de una de
ellas afectará a la tendencia al escape de la otra.
Si B presenta fuerzas intermoleculares entre sí
mayores que las de A entre sí, el efecto que producirá
agregar moléculas de B al líquido A será aumentar la
tendencia al escape de este último; por lo tanto la presión
de vapor de A será mayor a la del líquido puro. Este
comportamiento se denomina desviación positiva de la ley
de Raoult.
En cambio, si las moléculas de A interaccionan más
fuertemente con las moléculas de B que consigo mismas,
la presión de vapor de A será menor que la del líquido
puro. Este tipo de comportamiento se conoce con el
nombre de desviación negativa de la ley de Raoult.
Aplicación
La teoría de la destilación es una de las aplicaciones de la ley de Raoult.
Se emplea con el objetivo de separar los componentes puros. Si estos poseen temperatura de
ebullición muy diferentes se separan por destilación simple y si poseen temperatura de ebullición muy
próximos por destilación fraccionada.
JACOBUS HENRICUS VAN'T HOFF
Nació el 30 de agosto de 1852 en Rotterdam. Hijo de un médico. En contra de los
deseos de su padre, cursó estudios de química en el Delft Polytechnical Institute,
posteriormente en la Universidad de Leiden, en la de Bonn -donde coincidió con Friedrich
Kekulé; en la de París, donde estudió con C. A. Wurtz, recibiendo el doctorado en la
Universidad de Utrecht en 1874. Fue profesor en Ámsterdam y Berlín (1896).
Uno de los precursores de la estereoquímica, a fin de explicar las dos formas isómeras del ácido
tartárico y otros casos de isomería óptica, propuso en 1874, al mismo tiempo que A. Le Bel, la hipótesis
del carbono tetraédrico asimétrico. Llevó a cabo estudios sobre afinidad química y sobre cinética de las
reacciones. Mediante la aplicación de conceptos termodinámicos al estudio de los equilibrios químicos,
determinó la relación entre constante de equilibrio y temperatura absoluta (ecuación o isocora de Van't
Hoff). Realizó investigaciones sobre el comportamiento de disoluciones diluidas, evidenciando ciertas
analogías con los gases, e introdujo el concepto de presión osmótica.
Recibió el Premio Nobel de Química en 1901 en reconocimiento por el descubrimiento de las leyes de la
química dinámica y la presión osmótica en soluciones. Falleció en Berlín el 1 de marzo de 1911.
Van’t Hoff verificó una relación de semejanza entre la presión de los gases y la presión osmótica de
las soluciones diluidas. Basado en las experiencias de presión osmótica de los estudiosos Pfeffer se
constató una semejanza con las leyes de los gases de Boyle y de Charles:
“La presión osmótica de una solución es igual a la presión que el soluto ejercía en el estado
gaseoso, ocupando el mismo volumen de la solución en la misma temperatura”.
Por tanto podemos aplicar la ecuación de los gases perfectos:
P V = nRT
π V = nRT
π= presión osmótica
V = volumen de la solución
n = cantidad en moles de soluto
R = constante de los gases perfectos
t = temperatura absoluta
Ecuación de la Presión Osmótica
Donde:
M = es la concentración en cantidad de materia (mol/L)
R = la constante de los gases perfectos
T = temperatura absoluta
Para presión en atmósfera, el valor de R será de 0,082 atm L . (mol . K) -1. Y para presión osmótica en
milímetros de mercurio, el valor de R será de 62,3 mm Hg . L . (mol . K) -1.
Deshidratación osmótica.
El secado es uno de los métodos para la conservación de alimentos, ya que disminuye el ataque de
microorganismos como bacterias, que requieren una concentración mínima de agua (actividad de agua) para
desarrollarse.
Existen varios métodos de secado de alimentos, el más común es utilizando aire caliente, pero
también hay métodos que no requieren temperaturas elevadas, como la liofilización y la deshidratación
osmótica.
Salado:
Es común salar la carne de pescado, ternera, res, etc. para su conservación. La carne se coloca en
soluciones de 30 ó 40% de NaCl, que es hipertónica respecto a las fibras musculares. La carne se
deshidrata por ósmosis, que posteriormente puede secarse al sol, obteniéndose bacalao, cecina, jamón
serrano, etc.

Osmosis inversa
Si bien el fenómeno de ósmosis ocurre
espontáneamente, el fenómeno inverso puede realizarse
aplicando una presión externa (P) mayor que la presión
osmótica (p), forzando al disolvente que fluya de la solución
más concentrada hacia la más diluida.
El proceso de ósmosis inversa se utiliza para purificar
el agua. Por ejemplo, para desalinizar el agua de mar y
volverla potable.
SVANTE AUGUST ARRHENIUS
Svante August Arrhenius, nacido en Vik, Suecia, el 19 de febrero de 1859,
fue un físico y químico, galardonado con el Premio Nobel de Química de 1903 por su
teoría sobre la transferencia de iones vistos como responsables del paso de la
electricidad.
En 1860, sus padres Svante Gustav y Carlonia Thunberg Arrhenius deciden
transferirse a Uppsala, donde el pequeño Svante comenzó a estudiar en la Escuela
de la Catedral. Ya cursando la escuela secundaria, demostró interés por el cálculo
aritmético, la matemática y la física.
En 1876 se inscribe en la Universidad de Uppsala para estudiar Matemática, Física y Química. Por
sugerencia de varios profesores de esta última materia, se transfirió a la Academia de Ciencias de
Estocolmo, bajo la guía del Profesor E. Edlund.
Sus investigaciones lo llevaron a estudiar la afinidad entre la química y la electricidad, elaborando su tesis
de doctorado sobre la conducción eléctrica a través de disoluciones. La parte más interesante de la tesis
sostenida por Arrhenius es la idea de que las verdaderas sales, al disolverse, se disociaban sin que para ello
fuera preciso que pasara corriente eléctrica a través de la solución. Los iones se formaban inmediatamente
después de disolverse la sal. Esta formación de iones permitía explicar las teorías que sobre la conducción
electrolítica sostenían Hittorf y Kohlrausch, así como explicar fácilmente las anomalías que en la presión
osmótica habían observado Raoult y Van't Hoff
El joven Arrhenius pronto se convierte en un joven investigador y, con sus
controvertidas ideas, sorprende cada vez más a la comunidad científica de su
época. En 1884 se le asigna la cátedra de química-física,
inexistente hasta el momento en la universidad. En 1889
formula laEcuación Arrhenius, que relaciona la constante de
velocidad con las variaciones de temperatura.
La misma comunidad científica que una vez dudó de él, no dudó en premiar sus ideas
en 1903; año en que Arrhenius recibe el Premio Noóbel de Química gracias a su
teoría de la disociación electrolítica. Falleció en Estocolmo el 2 de octubre de 1927,
a la edad de 68 años.
Actividad N° 1
Contesta el siguiente cuestionario.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
¿Cuál es el principal aporte de Rault al estudio de las soluciones químicas?
¿Qué relación existe entre el proceso de destilación y los estudios de Rault?
¿De qué magnitud depende la presión de vapor de un solvente puro?
Entrega un ejemplos tecnológicos prácticos de los estudios de Rault:
¿Por qué es mejor utilizar líquidos para radiadores en vez de agua destilada en un vehículo?
¿Por qué en países fríos, descongelan las aceras con sal?
¿Cuándo hierve el agua, cómo es la presión de vapor del agua con respecto a la presión
atmosférica?
8. ¿Cuál fue el principal aporte de Arrhenius?
9. Entrega 3 ejemplos tecnológicos prácticos de los estudios de Arrhenius:
10. ¿Cómo se relaciona el estudio de Rautl con el conocimiento que hoy tenemos de nuestro
sistema nervioso central y periférico?
11. ¿Por qué los solutos apolares no conducen la electricidad?
12. ¿Cuál fue principal aporte de Van´t Hoff?
13. ¿Cómo se conserva la mermelada casera durante todo el invierno?
14. ¿Por qué los peces de agua dulce no pueden vivir en el mar?
15. ¿Por qué el suero fisiológico debe tener la misma concentración que la sangre?
16. ¿Por qué asciende la savia a través de los tallos de las plantas?