INSTITUTO TECNOLOGICO DE VERACRUZ
FISICOQUIMICA I 1:00-2:00 pm
ESTEBAN GONZALEZ SALVADOR
22020670
ACT 4.1 PROPIEDADES COLIGATIVAS
INDICE
(INTRODUCCION) “Qué son y cuantos tipos de Propiedades coligativas existen” …2
Ejemplos……………………………………………………………………………………6
Usos de las propiedades coligativas………………………………………………8
Bibliografía………………………………………………………………………………….
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¿Que son las propiedades coligativas?
Las propiedades coligativas, son aquellas propiedades de las soluciones, que
dependen, únicamente, de la cantidad de partículas de soluto presentes en la
solución. El estudio de estas propiedades es fundamental en química analítica
y tiene aplicaciones en otros campos de la ciencia y de la industria.
Existen 4 tipos de propiedades coligativas
Descenso de la presión de vapor del disolvente: Cuando se prepara una solución
de un soluto no volátil, la presión de vapor de la solución resultante siempre
es menor que la presión de vapor del solvente puro. En otras palabras, disolver
un soluto no volátil en un solvente, causa un descenso en la presión de vapor
de dicho disolvente, en comparación con el solvente puro. Como todas las
propiedades coligativas, el descenso de la presión de vapor (DP) es
proporcional a la concentración del soluto. Combinando la ley de Raoult con
las ecuaciones de fracción molar, se puede demostrar que DP viene dado por:
Donde P° solvente representa la presión de vapor del solvente puro a una
temperatura determinada, P solución corresponde a la presión de vapor de la
solución y X soluto representa la concentración del soluto expresada como
fracción molar.
La fuerza que impulsa a la mayoría de los procesos naturales, tales como la
evaporación de un solvente, es el aumento de entropía o nivel de desorden.
Cuando un líquido se evapora, pasa de un estado muy ordenado (en el líquido)
a uno muy desordenado (en el gas), ya que en la fase gaseosa hay mucha más
libertad de movimiento.
Elevación ebulloscópica: La elevación ebulloscópica se refiere al aumento en el
punto de ebullición de una solución comparado con el punto de ebullición del
solvente puro. Para entender por qué esto sucede, recordemos que el punto
de ebullición se define como la temperatura a la que la presión de vapor de
un líquido se hace igual a la presión atmosférica.
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Como las soluciones tienen una presión de vapor menor que el solvente puro
(como acabamos de ver en la sección anterior), es necesario calentarla más
para poder alcanzar la presión atmosférica y así alcanzar su punto de
ebullición. Por esta razón, el punto de ebullición de las soluciones (con solutos
no volátiles) siempre es mayor que el del solvente puro.
El aumento del punto de ebullición (D Tb) es proporcional a la concentración
del soluto expresado en molalidad, como indica la siguiente ecuación:
Donde Tb es el punto de ebullición de la solución, Tb ° es el punto de
ebullición del solvente puro, Kb es la constante ebulloscópica del solvente y
m es la molalidad del soluto. Donde Tb es el punto de ebullición de la solución,
Tb ° es el punto de ebullición del solvente puro, Kb es la constante
ebulloscópica del solvente y m es la molalidad del soluto.
Descenso crioscópico: El descenso crioscópico es la disminución del punto de
congelación de una solución comparado con el punto de congelación del
solvente puro. La razón por la que esto sucede es similar al aumento
ebulloscópico y tiene su origen en la disminución de la presión de vapor. Esta
propiedad se utiliza mucho en los países de clima frío dónde nieva en invierno.
En dichos países, es muy común ver camiones esparciendo sales como NaCl
o CaCl2 en las carreteras o en las bancas públicas, tras lo cual la nieve se
derrite. La razón por la que se derrite es que la sal disminuye el punto de
congelación del agua.
La ecuación del descenso crioscópico es muy similar a la del aumento
ebulloscópico. También es proporcional a la concentración molar y depende,
en este caso, de una constante crioscópica del solvente.
donde T f es el punto de congelación de la solución, T f ° es el punto de
congelación del solvente puro, K f es la constante crioscópica del solvente y
m es la molalidad del soluto.
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Presión osmótica: La ósmosis es un proceso de gran importancia a nivel químico
y biológico. Esta consiste en el flujo de moléculas de solvente (por ejemplo,
agua) desde una solución diluida hacia otra solución más concentrada cuando
estas están separadas por medio de una membrana semipermeable (que solo
deja pasar al solvente, pero no al soluto). Esta tendencia a “absorber” solvente
a través de una membrana semipermeable es una propiedad que depende
únicamente de la concentración total de partículas de soluto presentes en la
solución, sin importar de qué soluto se trate. Por esta razón, esta tendencia es
una propiedad coligativa, y se mide a través de la presión osmótica. La presión
osmótica (π) es la presión que se debe aplicar sobre una solución para detener
la ósmosis. Mientras mayor es la presión osmótica, más tendencia tiene la
solución a absorber solvente (o, más precisamente, más tendencia tiene el
solvente a difundir hacia dicha solución).
La explicación detrás del proceso de ósmosis es muy sencilla. Todas las
sustancias tienden a difundir desde donde están más concentradas hacia
donde están más diluidas. A esto se le dice seguir su gradiente de
concentración. Cuando una solución está más concentrada en soluto, al
mismo tiempo está más diluida en solvente y viceversa. Por esta razón, el
solvente tiene una tendencia natural de ir desde la solución más diluida
(donde el solvente está más concentrado) hacia la solución más concentrada
(donde está más diluido).
La presión osmótica se puede calcular con una fórmula muy similar a la
ecuación de los gases ideales:
En esta ecuación, π es la presión osmótica, M es la concentración molar del
soluto, R es la constante universal de los gases ideales (0,0821 atm.L/mol.K)
y T es la temperatura absoluta en K.
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EJEMPLOS
DESCENSO DE PRESION DE VAPOR DEL DISOLVENTE: sabiendo que la presión de vapor
del agua a cierta temperatura es de 30,55 mmHg, determinar la presión de vapor de una
solución preparada disolviendo 7,20 gramos de glucosa (masa molar o MM= 180g/mol) en 360
g de agua (MM=18,0 g/mol) a la misma temperatura.
Solución: en este caso se debe calcular primero la fracción molar del soluto. Ya tenemos todos
los datos necesarios para ello:
Luego se aplica la ecuación del descenso de la presión de vapor
ELEVACION EBULLOSCOPICA: sabiendo que la constante ebulloscópica del agua es 0,52
°C.kg/mol, determine el punto de ebullición de la solución de glucosa preparada en el ejemplo
anterior.
Solución: para determinar la elevación ebulloscópica solo nos hace falta la molalidad.
Ahora aplicamos la fórmula de DT b:
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DECENSO CRIOSCOPICO: sabiendo que la constante crioscópica del agua es 1,86
°C.kg/mol, determine el punto de congelación de la solución de glucosa preparada en el
ejemplo anterior.
Solución: ya se determinó la molalidad de la solución, así que podemos pasar directamente a
determinar DTf utilizando la fórmula anterior:
PRESION OSMOTICA: Calcule la presión osmótica a 310 K de una solución salina al 0,9%
(m/V), la cual es isotónica con el plasma sanguíneo.
Solución: ya tenemos la temperatura, así que lo único que falta es determinar la concentración
molar de las partículas de sal (NaCl) que hay en la solución. Para ello se debe tomar en cuenta
el hecho de que el cloruro de sodio, al disolverse en agua, se separa en dos iones, por lo que la
concentración total de partículas será el doble de la concentración total de la sal.
Cada 100 mL de solución contienen 0,9 g de NaCl, así que:
Esta es la concentración total de partículas de soluto que hay en la solución, así que ahora
podemos calcular la presión osmótica:
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USO E IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas de las disoluciones, tienen importancia en la vida común,
en áreas como la ciencia y la tecnología, permitiendo, por ejemplo, separar los
componentes de una disolución por destilación fraccionada, formular y crear mezclas
anticongelantes, formular disoluciones fisiológicas que no provoquen problemas en los
organismos a través de un desequilibrio hidro-salino, formular disoluciones con
nutrientes especiales para utilizar en regadíos y la desalinización de las agua marinas.
En invierno, las temperaturas en algunos países escandinavos, pueden descender bajo
los 0°C, por lo que los automóviles que van a mucha velocidad pueden sufrir accidentes
que puedan traer graves consecuencias debido a la pérdida de adherencia con el
pavimento. Para evitar esto, se toman muchas medidas, entre ellas, verter sal sobre los
caminos congelados.
La razón por la cual esto se realiza, es porque el punto de congelación de una sustancia
pura es mayor que el de una disolución, por lo tanto, al verter la sal, se forma una
disolución de sal y agua que congela a menos de 0 °C, lo que permite que el hielo se
derrita, quedando solo agua salada que no congelará a menos que desciendan mucho
las temperaturas.
Por otro lado, para mantener los motores de los automóviles a temperaturas bajas, se
utilizan líquidos refrigerantes que absorben el calor, a través de solutos que conservan
o aumentan la capacidad de hacerlo, disminuyendo el punto de congelación y
aumentando el de ebullición.
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Bibliografía
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https://roderic.uv.es/items/0a6b5e73-a10c-446d-94c9-abace44ff8c9
Red de Universidades con Carreras en Informática (RedUNCI). (2018). Actas
del XIII Congreso de Tecnología en Educación y Educación en Tecnología.
Posadas, Argentina: RedUNCI. ISBN 978-950-766-124-2. pp. 245-250.
https://www.portaleducativo.net/segundo-medio/64/
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