COLEGIO LA SALLE

INSTITUCIÓN EDUCATIVA
FEDERICO SIERRA ARANGO
Área: Ciencias Naturales y
Educación ambiental
Docente:
John Jairo Pérez M
Grado:
Décimo
Guía Informativa y de ejercitación
SOLUCIONES: Propiedades Coligativas
Fecha:
Asignatura
Química
PROPIEDADES COLIGATIVAS
TALLER DE IDEAS PREVIAS
1. Escribe ejemplos de líquidos volátiles y no volátiles
2. Si colocas dos recipientes en el congelador, uno con
agua pura y otra con agua y sal, ¿cuál crees que se
congela a una temperatura más baja?
3. En los países con estaciones, durante la temporada de
invierno, se esparce sal sobre las calles congeladas.
¿Por qué?
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas tienen muchos usos prácticos,
tanto en los laboratorios como en la vida cotidiana. Por
ejemplo, cuando los motociclistas manejan en invierno en
lugares donde la nieve se ha fundido, esparcen sal para
disminuir el punto de congelación del agua.
El
anticongelante que se agrega a los radiadores de los
automóviles y la disolución de descongelante que se rocía
en las alas de los aviones también funcionan con base en
la disminución o descenso del punto de congelación del
agua. El mismo anticongelante de los automóviles impide
que hierva el agua del radiador en verano, porque eleva su
punto de ebullición.
En química, se llaman propiedades coligativas a aquellas
propiedades de una solución que sólo dependen de la
concentración y no de la naturaleza o tipo de soluto. Estas
consisten en algunas propiedades del solvente que se
modifican cuando se halla formado parte de una solución.
La causa de estos cambios es la presencia del soluto. En
el solvente puro, sólo existen las fuerzas intermoleculares
típicas de él; en una solución, la presencia del soluto
implica la interacción entre las moléculas del solvente y las
partículas del soluto (iones o moléculas).
Disminución de la Presión de Vapor
Las moléculas de un líquido, a una determinada
temperatura poseen una cierta cantidad de energía
cinética.
Algunas moléculas, especialmente aquellas
situadas en la superficie, se volatilizan. No obstante, como
resultado de las constantes colisiones entre moléculas,
muchas de estas regresan nuevamente al líquido, dando
como resultado un estado de equilibrio dinámico entre
evaporación y condensación. Ahora bien, si el líquido se
halla confinado en un recipiente, la fracción gaseosa
ejercerá presión sobre la tapa del recipiente. Esta presión
denominada presión de vapor, se puede medir y es
característica de cada sustancia.
La proporción entre las fases gas-líquido, depende de la
fuerza de cohesión existente entre las moléculas. Si la
cohesión es débil, una gran cantidad de moléculas se
volatilizarán. Mientras que, si la cohesión es fuerte, serán
muy pocas las que lo logren. Esto es lo que determina que
unas sustancias sean más volátiles que otras. Por otro lado
la presión de vapor aumenta con la temperatura, ya que al
contar con mayor energía cinética, más moléculas pasarán
a la fase gaseosa.
En una solución, la disminución del número de moléculas
del disolvente en la superficie libre y la aparición de fuerzas
atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del
disolvente, dificultan su paso a la fase de vapor, de hecho,
dicha solución poseerá una presión de vapor menor que la
observada en el solvente puro
Fig 1. Las moléculas del solvente puro pueden abandonar la
superficie del líquido por cualquier lugar, mientras que, en el caso
de la solución, algunos puntos superficiales se hallan ocupados
por las moléculas del soluto no volátil y habrá disminuido de hecho
la superficie de evaporación y, asimismo, la presión de vapor.
La ley de Raoult determina la disminución de la presión de
una solución con respecto a la del solvente puro.
P es la presión de vapor de la solución
o
A
P es la presión de vapor del solvente puro
P  PAo X A
XA es la fracción molar del solvente en la solución
La presión de vapor de la disolución es menor que la del
disolvente puro
La anterior fórmula nos permite enunciar que la presión de
vapor de la disolución es igual a la presión de vapor del
disolvente por la fracción molar del disolvente en la
disolución.
Aplicación industrial: 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.
Elevación del Punto de Ebullición (Ascenso
ebulloscópico)
El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la
cual la presión de vapor es igual a la presión atmosférica.
Como un soluto no volátil hace bajar la presión de vapor del
solvente, se deben alcanzar mayores temperaturas para
igualar la presión de vapor del solvente con la presión
atmosférica.
es proporcional a la concentración molal de la solución y se
relaciona por medio de la constante crioscópica molal, que
se expresa en ºC/m y depende de la naturaleza del
solvente.
Las partículas de soluto afectan el punto de congelación
porque alejan las partículas de solvente entorpeciendo así
el proceso de cristalización.
ΔTc  m  Kc



∆Tc es el descenso del punto de fusión o de
congelación y es igual a temperatura de congelación
del disolvente puro menos la temperatura de
congelación de la solución. EL SIGNO DE ∆T ES
SIEMPRE POSITIVO.
Kc es una constante de congelación del disolvente.
m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por
kilogramo de disolvente (mol/kg).
Las partículas de soluto afectan el punto de ebullición
porque ocupan la superficie donde hacen contacto el
líquido y el gas, lo cual interfiere con la capacidad de las
partículas del solvente para escapar del estado líquido.
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la
temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto.
Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a
100°, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición
sube algunos grados centígrados
Experimentalmente se ha encontrado que la elevación del
punto de ebullición Teb es proporcional a la concentración
molal (m) de la solución:
Teb= m·Keb



Keb (ºC/m) es característica de cada
solvente
m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por
kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a
la temperatura de ebullición de la solución menos la
temperatura de ebullición del solvente puro.
Kb es una constante de ebullición del disolvente.
La temperatura de ebullición de la solución es mayor que
la del disolvente puro
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, el NaCl será
disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de
dos moles en solución.
Disminución del Punto de Congelación (Descenso
crioscópico)
En las soluciones formadas con solutos no volátiles se
observa una disminución del punto de congelación,
respecto a la del solvente puro. 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. Esta disminución
Constantes crioscópicas y ebulloscópicas de algunos
disolventes
Punto de
ebullición
(ºC)
Ke o Kb
(ºCkg/mol)
Ácido
acético
118.0
2.93
16.7
3.9
Acetona
56.0
1.71
- 94,82
2,4
Benceno
80.1
2.53
5.5
5.12
Alcanfor
208.3
5.95
178.4
37.7
Cloroformo
61.2
3.63
-63.5
-
Alcohol
etílico
78.4
1.22
-114,49
3
Éter etílico
34.6
2.02
-116,3
1,79
Fenol
181.4
3.56
42.0
7.27
Agua
100.0
0.516
0.00
1.86
Sustancia
Punto de
Kf o Kc
congelación
(ºCkg/mol)
(ºC)
Aplicación. Para enfriar algo rápidamente se hace 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.
Presión Osmótica
Si ponemos en contacto dos soluciones de diferente
concentración a través de una membrana semipermeable
(membrana que sólo deja pasar moléculas de solvente), se
produce el paso del solvente desde la solución más diluida
hacia la más concentrada. Este fenómeno recibe el
nombre de ósmosis.
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
Los peces y las plantas acuáticas de agua dulce mueren al
ponerlos en agua salada, y los de agua salada mueren
cuando se ponen en agua dulce, principalmente por los
efectos de la presión osmótica.
través de sus hojas y pierden agua; por ósmosis, el agua
llega a las hojas. (La acción capilar solo puede subir el
agua algunos centímetros, pero los árboles maduros tienen
muchos metros de altura.)
A la cantidad exacta de presión que se requiere para
detener el flujo neto de solvente se le llama presión
osmótica.
El valor de la presión osmótica es tanto mayor cuanto
mayor sea la concentración de la solución. Se ha
demostrado, con mediciones experimentales en soluciones
diluidas de concentración conocida, que la relación entre la
presión osmótica y la concentración es:
 = presión osmótica
M = molaridad de la solución
R = constante de los gases
T = temperatura en Kelvin
  MRT
Si el solvente es agua, la molaridad será
equivalente a la molalidad. De donde,
  mRT
Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión
osmótica no depende de la carga de las partículas.
La osmosis inversa consiste en forzar a que el solvente
salga de la solución. La cantidad de agua aumenta al
interior de la célula o proceso, y se da una alta presión
osmótica y explota la célula.
Fig. 2. El fenómeno de la ósmosis
El paso del solvente continúa hasta que ambas soluciones
ejercen la misma presión sobre la membrana.
La ósmosis es muy importante en medicina y biología.
Quienes ingieren mucha sal tienen alta concentración de
sal en sus células. El agua pasa hacia ellas por ósmosis,
causando la retención de agua y el hinchamiento. El
azúcar y la sal que se usan para preservar los alimentos
hacen que el agua salga de las células bacterianas, las
cuales se encogen y mueren. Las zanahorias y el apio se
hacen flexibles cuando pierden agua por evaporación en el
aire, pero se pueden “rejuvenecer” rehidratándolos. El
agua regresa al interior por ósmosis. La presión osmótica
es el factor principal que impulsa el agua desde el suelo
hasta las hojas de las plantas. Las plantas transpiran a
Propiedades coligativas de las disoluciones de
electrólitos
Los electrólitos en disolución se disocian en iones; por
tanto, cuando se disuelve una unidad de un compuesto de
un electrólito se separa en dos o más partículas. Así por
ejemplo, se debe esperar que una disolución de CaCl2
0.1m cause una disminución del punto de congelación del
triple que la producida por una disolución de sacarosa
0.1m, porque cada unidad de CaCl2 produce tres iones. En
consecuencia debe introducirse un factor multiplicativo en
las ecuaciones de las propiedades coligativas denominado
el factor de van’t Hoff (i). Así, i debe ser 1 para todos los
no electrólitos. Para los electrólitos fuertes, como NaCl y
KNO3, i debe ser 2, y para electrólitos fuertes del tipo de
Na2SO4 y CaCl2, i debe ser 3. En consecuencia, las
ecuaciones de las propiedades coligativas deben
modificarse como sigue:
𝑃 = 𝑖 𝑃𝐴𝑜 𝑋𝐴
𝜋 = 𝑖 𝑚𝑅𝑇
∆𝑇𝑒𝑏 = 𝑖 𝑚𝐾𝑒𝑏
∆𝑇𝐶 = 𝑖 𝑚𝐾𝐶
Aplicación
 Las secoyas de la Costa de California son los árboles
más altos del mundo; alcanzan hasta 106 metros de
altura. El ascenso de la savia en las enormes secoyas
se debe a la presión osmótica, una de las propiedades
únicas de las disoluciones.
 Diálisis. ¿En qué consiste?
 Uno de los usos más interesantes de las propiedades
coligativas es la desalinización del agua de mar por el
proceso llamado ósmosis inversa. Cuando el agua
pura y el agua de mar se separan por medio de una
membrana apropiada, el paso de las moléculas de
agua del lado del agua pura hacia el lado de la
disolución es más rápido que el movimiento en sentido
inverso. Pero a medida que aumenta la presión
osmótica, las velocidades de entrada y salida del agua
terminan por igualarse a una presión osmótica de
aproximadamente 30 atm a 25ºC, sin embargo, si se
aplica una presión mayor que 30 atm en el lado de la
disolución, entonces se favorece el movimiento a la
inversa del agua. El resultado es que se obtiene agua
pura del agua de mar.
 Importancia para los seres vivos: las paredes celulares
actúan como membranas semipermeables: permiten el
paso de moléculas pequeñas (agua, moléculas de
nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas,
etc.). 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.
Actividad conceptual
1. Explica por qué:
a. Las inyecciones intravenosas deben ser isotónicas
con el suero sanguíneo.
b. El agua de mar tiene un punto de congelación
menor que el del agua dulce
c. El agregado de una alta concentración salina
(fertilizante) a un suelo, puede provocar la muerte
de las plantas
d. Se utiliza NaCl o CaCl2 para evitar la formación de
hielo en las carreteras
e. Un pepino colocado en agua salada concentrada,
se arruga.
f. La adición de un soluto no volátil a un solvente
volátil hace que aumente la temperatura de
ebullición del solvente
g. La temperatura de ebullición de las soluciones
disminuye al aumentar la altura sobre el nivel del
mar
2. ¿Cómo verificarías, experimentalmente, que las
propiedades coligativas de las soluciones dependen
únicamente de la concentración del soluto y no de su
naturaleza?
3. Las membranas celulares, en plantas y animales, son
osmóticas. Explica en términos de ósmosis, los
siguientes fenómenos:
a. Una fruta rebanada forma su propio jugo cuando
se le agrega azúcar.
b. Beber agua salada causa la deshidratación del
cuerpo y, a veces, la muerte.
c. El pescado se seca fácilmente al esparcirle sal.
d. Las ciruelas pasas se hinchan cuando se colocan
entre agua.
e. Los peces de agua salada mueren si se introducen
en agua dulce.
4. ¿Cuál de las siguientes gráficas representa la relación
entre la fracción molar del solvente (Xste) y la presión
de vapor de la solución (Pvap sln)? Razone su
respuesta.
Actividad procedimental
5. ¿Cuál de las siguientes soluciones tendrá una mayor
presión de vapor:
 Solución 1M de ácido sulfúrico
 Solución 2N de hidróxido de sodio
 Solución al 15% de sal en agua
6. A 30º C la presión de vapor del agua es 31.8 mmHg, si
a 250 g de agua se le agregan 34 g de hidróxido de
magnesio (disocia en Mg2+ y OH-). Calcule:
a. El descenso de la presión de vapor
b. La temperatura de congelación de la solución
c. La presión osmótica
7. Una solución acuosa de un soluto que no es volátil ni
electrólito tiene un punto de congelación de -0.32 ºC.
Calcular la concentración molal de la solución. Kc del
agua es 1.86 ºC/m. R// 0.17 molal.
8. Cuando se disuelve 2,832g de azufre en 50ml de CS2
(ρCS2 = 1,263 g/ml), la solución ebulle a 0,411º C más
alto que el CS2 puro. ¿Cuál es la fórmula molecular del
azufre? La Keb para el CS2 es 2,347 ºC/m
9. 5 g de un medicamento cuyo peso molecular es
desconocido se disuelven en 250 g de agua.
Experimentalmente se observa un descenso del punto
de congelación de la solución de 0,12° C. Determine el
peso molecular del medicamento. R// 310 g/mol
10. La presión osmótica promedio del líquido intracelular
es de 7,7 atm a 25° C. Calcule la concentración molar
y % p/v de la solución salina fisiológica, constituida por
NaCl en agua. R// 0,1575 y 0,92
11. Suponiendo que la presión osmótica de la sangre a
37°C es 7,65 atm ¿qué cantidad, en gramos, de
glucosa (C6H12O6) por litro debe utilizarse para una
inyección intravenosa que ha de ser isotónica con la
sangre? R// 54g/L
12. Una disolución que contiene 25 g de albúmina de
huevo por litro ejerce una presión osmótica de 13,5 mm
Hg, a 25 ºC. Determina la masa molecular de dicha
proteína. R// 34.400