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PROPIEDADES COLIGATIVAS
DE LAS
SOLUCIONES
Los estudios teóricos y experimentales han
permitido establecer, que los líquidos poseen
propiedades físicas características. Entre
ellas cabe mencionar: la densidad, la
propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la
viscosidad y la capacidad de conducir la
corriente eléctrica, etc. Propiedades para las
cuales cada líquido presenta valores
característicos (constantes).
Cuando un soluto y un solvente dan origen a
una solución, la presencia del soluto
determina una modificación de estas
propiedades con relación a las propiedades
del solvente puro. Modificaciones conocidas
como propiedades de una solución.
Las propiedades de las soluciones se
clasifican en dos grandes grupos:
1. Propiedades constitutivas: son aquellas
que dependen de la naturaleza de las
partículas disueltas. Ejemplo: la
conductividad eléctrica, el color de la
solución, la densidad etc.
2. Propiedades Coligativas o colectivas
son aquellas que dependen del número de
partículas (moléculas, átomos o iones)
disueltas en una cantidad fija de solvente y
no de la naturaleza de estas partículas.
Corresponden a:
a. Descenso en la presión de vapor del
solvente,
b. Aumento del punto de ebullición,
c. Disminución del punto de congelación,
d. Presión osmótica.
Presión de vapor
Una de las características mas importantes
de los líquidos es su capacidad para
evaporarse, es decir, la tendencia de las
partículas de la superficie del liquido, a salir
de la fase líquida en forma de vapor.
Importante también es notar que no todas las
partículas del líquido tienen la misma energía
cinética, es decir, no todas se mueven a igual
velocidad sino que se mueven a diferentes
velocidades.
Así, solo las partículas con mayor energía
pueden escaparse de la superficie del liquido
a la fase gaseosa.
En la evaporación de líquidos en recipientes
abiertos , hay ciertas moléculas próximas a la
superficie con suficiente energía como para
vencer las fuerzas de atracción de las
moléculas vecinas y así pasar a la fase
gaseosa.
Si un líquido esta en un recipiente sellado
puede parecer que no existiera evaporación,
pero es sabido que las moléculas continúan
abandonando el líquido y algunas moléculas
de vapor regresan a la fase liquida, ya que a
medida que aumenta la cantidad de
moléculas de fase gaseosa aumenta la
probabilidad de que una molécula choque
con la superficie del líquido y se adhiera a el.
A medida que pasa el tiempo, la cantidad de
moléculas que regresan al líquido iguala
exactamente a las que escapan a la fase de
vapor. Entonces, el número de moléculas en
la fase gaseosa alcanza un valor uniforme.
Observa con atención el siguiente
grafico:
1. Descenso de la presión de vapor.
Un líquido puro posee una presión de vapor
determinada, que depende solo de el y de la
temperatura a la que se presenta. Valor que
se altera si agregamos al líquido (solvente)
un soluto cualquiera.
Este fenómeno fue estudiado por el químico
francés Francois Marie Raoult. Quien
estableció una relación para la disminución
de vapor de una solución a la que se llama
Ley de Raoult.
De esta expresión se deduce que al
aumentar la fracción molar de las partículas
de soluto no volátil en la solución, la presión
de vapor sobre esta disminuirá, es decir, la
disminución de la presión de vapor depende
de l fracción molar de las partículas de
soluto.
Ejercicio 1
Determina cuál será la presión de vapor de
una solución que resulta al mezclar 218g de
glucosa (M.M 180 g/mol) con 460 g de agua
a 30º C .La presión de vapor del agua a
30º C es de 31,82 mmHg.R:30,356
Ejercicio 2
Calcula la presión de vapor de una solución
que resulta al mezclar 30 g de glicerina (
M.M= 92g/mol) con 80 g de agua.Presión de
vapor del agua 760 mm Hg. R:707,56
Ejercicio 3:Calcule el descenso de la presión de vapor de agua,
cuando se disuelven 5.67 g de glucosa, C6H12O6, en
25.2 g de agua a 25°C. La presión de vapor de agua a
25°C es 23.8 mm Hg R:23,038
Ejercicio 4:
En un laboratorio se preparó una solución
disolviendo 68,45 g de sacarosa (C12H22O11)
en 194 g de agua. ¿Cuál será la presión de
vapor de la solución a 30ºC? PH2O = 31,82
mmHg a 30ºC R:31:215
2. AUMENTO DEL PUNTO DE
EBULLICIÓN
Un solvente en solución tiene menor número
de partículas que se convierten en gas por la
acción de las moléculas del soluto en la
superficie.
Esto provoca el ascenso del punto de
ebullición, pues la presión de vapor se
igualara a la presión atmosférica a mayor
temperatura.
TEb. solución > Tº Eb. solvente puro
Donde:
Te = Aumento del punto de ebullición
Ke = Constante ebulloscopica
0,52ºCKg/mol
m = molalidad de la solución
Te = Te solución - Te solvente
Te = Ke • m
Ejemplo:
¿Cuál será el punto de ebullición de una
solución que se prepara disolviendo 150 g
de sacarosa en 250 de agua .(Ke agua=
0,52ºCKg/mol)
Determine la masa molar de un compuesto
no electrolito sabiendo que al disolver 384 g
de este compuesto en 500 g de benceno, se
observó una temperatura de ebullición de la
disolución de 85,1 °C. (Benceno: Keb = 2,53
°C/m y punto de ebullición 80,1 °C)
Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180
g/mol) son necesarios disolver en 1000 g de
agua para que la temperatura de ebullición
del agua se eleve en 3 °C. (Agua:
temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52
°C/m)
3. DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE
CONGELACIÓN
Cuando se agrega un soluto no volátil a un
solvente puro, el punto de congelación de éste
disminuye.
T Congelación solución < Tº Congelación Solvente puro
Tc = Kc • m
Donde:
Tc = Disminución del punto de congelación
Kc = Constante Crioscópica 1,86ºCkg/mol.
m = molalidad de la solución
Ejercicio.
1. Se tiene una mezcla de 150 g de sacarosa
en 250 de agua .¿Hasta qué temperatura se
podría enfriar la mezcla sin que se llegue a
congelar? Kc agua= 1,86ºCKg/mol)t
2. Calcule el punto de congelación de una
disolución acuosa al 1,26 % m/m de un
compuesto no electrolito.
(agua: Kc = 1,86 °C/m y T°c = 0 °C; masa
molar de soluto 51g/mol)
... aplicación
3. Una solución acuosa de glucosa es 0.0222 m
¿cuáles son el punto de ebullición y el punto de
congelación de esta solución? (100,011 ºC y – 0,041 ºC)
4. ¿Cuántos gramos de etilenglicol, CH2OHCH2OH, se
deben adicionar a 37.8 g de agua para dar un punto de
congelación de -0.150°C? (0,189 g)
6. ¿Cuántos gramos de glucosa (masa molar
180 g/mol) son necesarios disolver en 1000
g de agua para que la temperatura de
ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua:
temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52
°C/m)
7. Calcule el punto de congelación de una
disolución acuosa al 1,26 % m/m de un
compuesto no electrolito.
(agua: Kc = 1,86 °C/m y Tc = 0 °C; masa
molar de soluto 51g/mol)
8. Si se disuelven 3,96 g de ácido benzoico
en 80,6 g de benceno y la disolución se
congela a –4,47 °C. Determine la masa
molecular aproximada del ácido benzoico.
(Benceno: temperatura de congelación 5,5
°C y constante crioscópica 5,12 °C/m)
9. Un químico preparó 1000 g de una
disolución para automóviles a partir de
etilenglicol y agua (M.M =62 g mol)
¿Cuál será el punto de ebullición y el punto
de congelación de la solución si su
concentración es de 25 % m/m?
Datos: Kb = 0,52 °C; Kc = 1,86 °C
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4. PRESIÓN OSMÓTICA
Al poner en contacto dos soluciones de
diferente concentración a través de una
membrana semipermeable se producirá el
paso del solvente desde la solución
más diluida hacia la más concentrada,
fenómeno conocido como osmosis.
La presión osmótica se entiende como
aquella que establece el equilibrio dinámico
entre el paso del solvente desde la
solución diluida hacia la más concentrada y
viceversa.
La presión osmótica obedece a una ley
similar a la de los gases ideales. Van't
Hoff fue el primer científico que analizó
estos hechos, los cuales se expresan
en la siguiente ecuación, conocida como
ecuación de Van't Hoff:
Ejercicio 1
¿Cuál es la presión osmótica producida por
una solución de 75 g de glucosa disueltos en
250 ml de solución a 27ºC?
Ejercicio 2
Una disolución contiene 1 g de hemoglobina disuelto
en suficiente agua para formar 100 mL de disolución.
La presión osmótica a 20ºC es 2.72 mm Hg.
Calcular:
a) La molaridad de la hemoglobina.(1,488x10-4 M)
b) La masa molecular de la hemoglobina.(67165,8
g/mol)
Solución
Hipotónica
Solución
isotónica
Solución
hipertónica
En el caso de dos
soluciones que
presentan
diferente presión
osmótica, la
solución más
diluida se llama
hipotónica
Si do soluciones
tienen la misma
concentración,
entonces poseen
la misma presión
osmótica y se
dice que son
isotónicas
En el caso de dos
soluciones que
presentan
diferente presión
osmótica, aquella
de mayor
concentración se
denomina
hipertónica.