PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE
SOLUCIONES
La presencia de un soluto modifica las propiedades
físicas del solvente puro.
LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS DEPENDEN DEL
NÚMERO DE PARTÍCULAS DEL SOLUTO DISUELTO
Y NO DE SU NATURALEZA.
 DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DEL SOLVENTE
 AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DEL SOLVENTE
 DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE FUSIÓN DEL SOLVENTE
 DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN OSMÓTICA
PRESIÓN DE VAPOR. LEY DE RAOULT
LA PRESIÓN PARCIAL EJERCIDA POR EL VAPOR DE
UN DISOLVENTE EN UNA SOLUCIÓN IDEAL ES EL
PRODUCTO ENTRE LA FRACCIÓN MOLAR DEL
DISOLVENTE Y LA PRESIÓN DE VAPOR DEL
DISOLVENTE PURO A UNA TEMPERATURA DADA.
PA = xA PoA
PA = Presión de vapor en la solución
XA = fracción molar del disolvente
PoA = Presión de vapor del disolvente
puro.
PRESIÓN DE VAPOR. LEY DE RAOULT
EL DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIÓN DE VAPOR
DEL DISOLVENTE ES IGUAL A LA FRACCIÓN MOLAR
DEL SOLUTO EN LA DISOLUCIÓN
(PoA – PA) / PoA = xSOLUTO
LA LEY DE RAOULT PREDICE QUE AL
AUMENTAR LA FRACCIÓN MOLAR DE LAS
PARTÍCULAS DE UN SOLUTO NO VOLATIL (NO
ELECTROLITO) EN UNA DISOLUCIÓN, LA
PRESIÓN DE VAPOR SOBRE LA DISOLUCIÓN
DISMINUYE
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN Y
DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE FUSIÓN
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN
A
B
Po
C
La elevación del punto
de ebullición AB = (T-To)
es directamente
proporcional al descenso
relativo de la presión de
vapor AC/Po = (Po - P)/Po
P
(T-To) = Ke (Po - P)/Po
T = Ke xSOLUTO
To T
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
Según la ecuación de Clausius -Clapeyron
dP =
dT
P Hvap
R T2
Integramos la ecuación sabiendo que,
To, la temperatura de ebullición del solvente puro
T, la temperatura de ebullición de la solución
Po, la presión de vapor del disolvente puro
P, la presión de vapor de la solución
La integración se realiza
considerando los
siguientes pares de
valores de presión y
temperatura:
Po
(P y To) corresponden a
la presión de vapor de la
solución a la temperatura
de ebullición normal del
disolvente puro
P
(Po y T) corresponden a
la presión de vapor del
disolvente puro a la
temperatura de ebullición
de la solución.
To T
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
Po
P
dP
P
=
Hvap
ln (Po/P) =
R
T
To
dT
T2
Hvap ( 1 - 1)
To T
R
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
ln (Po/P) = Hvap ( T - To)
To T
R
T - To = T es el ascenso del punto de ebullición
To y T no son muy diferentes por lo tanto, (To T) = To2
ln (Po/P) = Hvap T
R To2
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
De acuerdo a la Ley de Raoult, P/Po = 1 – Xsto
por lo tanto,
Po/P = 1/(1 – Xsto)
Resulta entonces,
ln
1 = Hvap T
(1 – xsto)
To2
R
ln (1 – Xsto) = - X sto si la fracción molar de soluto es
pequeña (solución diluida). Por lo tanto resulta,
ln 1 – ln (1-Xsto) = 0 – (- Xsto) = Xsto
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
xsto = Hvap
R
T
To2
T = R To2 XSTO
Hvap
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
T = R To2 XSTO
Hvap
Como las soluciones son diluidas,
X sto  moles soluto /moles solvente
X sto  (msto/Msto)/(mste/Mste)
T = R To2 mstoMste
Hvap msteMsto
T = R To2 msto
Hvap msteMsto
para
Hvap por
gramo de solvente
CONSTANTE EBULLOSCÓPICA Ke
La molalidad es el número de moles de soluto
disuelto en 1000 g de solvente,
m=
T =
R To2
1000 Hvap
msto x 1000
m
Msto mste
T = Ke m
VÁLIDO PARA SOLUCIONES DILUIDAS DE
SOLUTOS NO VOLÁTILES Y NO ELECTROLITOS
DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN
CONSTANTE CRIOSCÓPICA Kc
T =
R To2 m
1000 Hf
Kc = R To2
1000Hf
T = Kc m
VÁLIDO PARA SOLUCIONES DILUIDAS DE
SOLUTOS NO VOLÁTILES Y NO ELECTROLITOS
ÓSMOSIS Y PRESIÓN OSMÓTICA
ÓSMOSIS Y PRESIÓN OSMÓTICA
LA ÓSMOSIS ES UN PROCESO ESPONTÁNEO POR EL
CUAL LAS MOLÉCULAS DE DISOLVENTE PASAN A
TRAVÉS DE UNA MEMBRANA SEMIPERMEABLE
DESDE UNA DISOLUCIÓN DE MENOR
CONCENTRACIÓN HACIA UNA DISOLUCIÓN DE
MAYOR CONCENTRACION DE SOLUTO
LA PRESIÓN QUE ES SUFICIENTE PARA EVITAR EL
FLUJO DE DISOLVENTE PURO A TRAVÉS DE LA
MEMBRANA HACIA LA DISOLUCIÓN ES UNA MEDIDA
DE LA PRESIÓN OSMÓTICA DE LA DISOLUCIÓN
PRESIÓN OSMÓTICA 
LA PRESIÓN OSMÓTICA () ES LA DIFERENCIA DE
PRESIONES ENTRE UN DISOLVENTE Y UNA
DISOLUCIÓN CUANDO ESTÁN SEPARADOS POR UNA
MEMBRANA SEMIPERMEABLE
 = P1 – P2 = M R T
M, molaridad de la solución
R, constante de los gases
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE
SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Los ELECTROLITOS son sustancias (sales, ácidos o
bases que se disocian en solución
NaCl  Na+ + Cl - electrolito fuerte
CH3COOH  CH3COO- + H+ electrolito débil
T = i Ke m
T = i Kc m
=iMRT
i factor de van´t
Hoff
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE
SOLUCIONES DE ELECTROLITOS
Para soluciones diluídas de electrolitos fuertes i es el
número de partículas generadas por la disociación de
un mol de soluto.
Para soluciones diluidas de electrolitos débiles (no
están completamente disociados) resulta
i = 1 +  ( - 1)
i = 1 +  ( - 1)
, número de partículas que se generarían por mol de
electrolito si estuviera completamente disociado.
, grado de disociación del electrolito = Ndis/Ninicial
Ndis = nro. partículas disociadas
Ninicial = nro. de partículas iniciales
i = Ntotal /Ninicial
Ntotal = número de partículas totales
Ninicial = número de partículas iniciales
Deducción de la relación entre el factor i, el grado de
disociación y los coeficientes estequiométricos
AnBm  nA + mB
Ndis =  Ninicial
NA = nNdis = n  Ninicial
NB = mNdis = m  Ninicial
NAnBm = Ninicial - Ndis = Ninicial -  Ninicial
NAnBm = Ninicial (1- )
Deducción de la relación entre el factor i, el grado de
disociación y los coeficientes estequiométricos
AnBm  nA + mB
Ntotal = NA + NB + NAnBm
Ntotal = n  Ninicial + m  Ninicial + Ninicial (1- )
Ntotal = Ninicial (n  + m  + 1 - )
Ntotal / Ninicial = i = 1 +  (n + m - 1)
i = 1 +  ( - 1)
1- Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de
anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Keb = 0,52
°C/m).
2- ¿ Qué concentración molal de sacarosa en agua se necesita para
elevar su punto de ebullición en 1,3 °C (Keb = 0,52 °C/m y
temperatura de ebullición del agua 100°C) ?.
3- Determine la constante ebulloscópica de un solvente, si al disolver
100 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 250 g de este solvente,
éste incrementa su temperatura de ebullición en 2,1 °C
4- Se disuelven 10 g de naftaleno en 50 ml de Benceno (d = 0,88 g/ml)
¿Cual es el punto de congelación de esta solución, sabiendo que
la masa molar de naftaleno es 128 g/mol? (benceno: Kc = 5,12
°C/molal y T°c = 5,5 °C) .
5- Ordene las siguientes soluciones acuosas en orden creciente de sus
puntos de ebullición. (Keb = 0,52 °C/m).
a) Glicerina 0,03 m
b) KBr 0,02 m;  = 2
c) Ácido benzoico 0,03 m;  = 0,043
d) NaCl 0,02 m; i = 1,94
6- Para una solución de 0,911 g de tetracloruro de carbono en 50,00 g de
benceno el descenso del punto de congelación es 0,6030 oC. Calcular
el peso molecular de tetracloruro de carbono.
7- Calcular la constante molal experimental de elevación del punto de
ebullición para el agua a partir del hecho de que una solución que
contiene 0,450 g de urea en 22,5 g de agua da una ascenso del punto
de ebullición de 0,170 oC.
PREGUNTAS DE TEORÍA
1- a) Enuncie la Ley de Raoult, dé su enunciado matemático
y la representación gráfica correspondiente. b) Dada una
solución formada por un solvente A y un soluto B, aplique
la ley anterior si el solvente es volátil, pero el soluto no lo
es. c) Qué son las propiedades coligativas ?. Discuta las
diferentes propiedades coligativas y las ecuaciones que
permiten su cálculo para un soluto no volátil y nodisociable. d) Qué es el factor “i” de Van’t Hoff ?. Prediga
su valor en el caso de un soluto iónico del tipo AB2 (donde
A es un catión divalente) si la disociación es: i) total, o ii)
parcial.