Propiedades Coligativas

DISOLUCIONES
COMPORTAMIENTO FÍSICO DE LAS DISOLUCIONES:
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las disoluciones son mezclas homogéneas de dos o más
sustancias puras. En ellas, el soluto se dispersa de forma
uniforme en todo el disolvente.
Bibliografía:
“Química la Ciencia Central”- T.Brown, H.Lemay y B. Bursten.
“Química General”- McMurry-Fay”
“ Quimica General“- R. Petruci, W.S. Harwood y F.Herring.
"Quimica" R. Chang.
“Principios de Química”- P. Atkins y L. Jones.
DISOLUCIONES
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Algunas propiedades físicas de las disoluciones difieren de las
del disolvente puro.
Son aquellas propiedades físicas de las disoluciones que
dependen sólo de la cantidad (concentración) de soluto
disuelto y no de su naturaleza.
Por ejemplo:
A P = 1 atm de presión
Las propiedades coligativas son:
 El agua pura congela a
0°C y ebulle a 100° C .
 En cambio, una disolución acuosa de cualquier soluto
congela a menos de 0°C y ebulle a más de 100°C
independientemente de la naturaleza del soluto.
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LA SOLUCIÓN
Al agregar un soluto no volátil a un disolvente disminuye la Pv
del solvente. El grado en que disminuye depende de la
concentración del soluto.
Presión
vapor de
equilibrio
1.- Disminución de la presión de vapor de la solución respecto
al valor en el solvente puro.
2.- Ascenso ebulloscópico: aumento del punto de ebullición de
la solución respecto al valor en el solvente puro.
3.-Descenso crioscópico: disminución del punto de
congelación de la solución respecto al valor en el solvente
puro.
4) Presión osmótica.
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LA SOLUCIÓN
El punto de vista molecular
Presión
vapor de
equilibrio
Solvente puro
Solución
Solvente puro
Solvente + Soluto
A T = 40°C
Pv(H2O pura) = 55 Torr
Pv (H2O + 0,1 m NaCl) = 44 Torr
La tendencia de las moléculas de solvente a abandonar la fase
líquida es menor por la presencia de las moléculas del soluto
1
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LA SOLUCIÓN
Ley de Raoult: la presión parcial ejercida por el vapor del
solvente sobre una disolución es proporcional a la fracción
molar del solvente multiplicada por la presión de vapor del
solvente puro.
P = Pv del solvente sobre la disolución
P° = Pv del solvente puro
Xsolvente + Xsoluto = 1
Presión de vapor, P
P = Xsolvente P°
Solución ideal: aquella que cumple con la ley de Raoult a todas
las concentraciones.
P = Xsolvente P°
Solución no ideal (“real”):
P°
se aparta del comportamiento
ideal cuando aumenta la
concentración.
Presión de vapor, P
Pº
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LA SOLUCIÓN
Las desviaciones ocurren
cuando la concentración del
soluto supera el
valor
aproximado:
 0,1 m para no electrolitos
 0,01 m para electrolitos
Xsolvente = 1 - Xsoluto
Xsolvente < 1, entonces P < P°
Xsolvente
DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE LA SOLUCIÓN
¿Cuánto disminuye la presión de vapor del solvente al
formarse la disolución?
(AC) = P
P = P°- P
(a T°)
Ley de Raoult: P = Xsolvente P°
Xsolvente
El tipo de desviación dependerá de la naturaleza de las fuerzas
intermoleculares que opera entre solvente y soluto.
Ejemplo:
La Pv(H2O) a 25 °C es 23,76 mm Hg.
a) Calcule cuál sería la Pv de una solución que contiene 1,00 mol
de glucosa en 15,0 moles de agua a la misma temperatura. La
glucosa es un soluto no volátil.
P = P° - Xsolvente P°
P = P° (1- Xsolvente)
P = Xsolvente P°
X soluto
P = Xsoluto P°
P =
15,0 mol
1,00 mol + 15,0 mol
x 23,76 mm Hg
= 22,30 mm Hg
La disminución de la PV de la solución (P) respecto al valor en el
solvente puro (P°) depende sólo de la fracción molar del soluto
(Xsoluto) no de su naturaleza.
b) Determine cuanto disminuye la Pv del solvente por el agregado
del soluto no volátil.
Dos formas de resolver
Consecuencias de la disminución de la Pv de la solución
Solvente puro
Solución con soluto no volátil
Solvente puro
P
b.1)
P
P = P°- P = 23,76 mmHg – 22,30 mmHg
 Aumenta la T ebullición
 El punto triple se desplaza
a menor T y menor P.
P = 1,5 mmHg
Solución
 Disminuye la T congelación
b.2)
Tc
P = Xsoluto P°
Tc T°c
P =
1,00 mol
1,00 mol + 15,0 mol
x 23,76 mm Hg
= 1,5 mm Hg
Te
Te = Te - T°e
T°e Te
Tc = T°c - Tc
2
ASCENSO EBULLOSCÓPICO (Te)
ASCENSO EBULLOSCÓPICO (Te)
AB = Te
El aumento de la temperatura de ebullición de la solución (Te)
respecto a la del solvente puro (T°e) depende de:
 la molalidad de la solución.
 de una constante característica del solvente, denominada
constante ebulloscópica o cte molal de elevación del punto de
ebullición.
Te = Te - T°e
1 atm
(siempre positivo)
 La Temperatura a la que la Pv
alcanza la Patm es mayor para la
solución (Te) que para el solvente
puro (T°e).
P = P°- P
Te = Te – T°e
Te
 El punto de ebullición de la solución
es mayor que el del solvente puro en
una cantidad Te
Te = Ke m
Molalidad:
Te = T°e + Te
T°e Te
Aumento del punto de ebullición de la
solución respecto al del disolvente puro.
DESCENSO CRIOSCÓPICO (Tc)
Tc = T°c – Tc
Disminuye el punto de congelación de la
solución respecto al del disolvente puro.
Tc = Kc m
Donde Kc es la constante molal
de disminución del punto de
congelación y es característica
de cada solvente.
Solvente
Kc (°C/m)
H2O
1,86
C2H5OH
1,99
CCl4
29,8
C2H5OH
1,22
CCl4
5,02
Te = Ke m = 0,52°C/m x 5,4 m = 2,8°C
Te = Te – T°e = 2,8°C
Te = T°e + Te = 100°C + 2,8° C
Te = 102,8°C
Tc = Kc m = 1,86°C/m x 5,4 m = 10,0°C
T°c - Tc = 10,0°C
Ejemplo 2
5 g de un medicamento cuyo PM es desconocido se disuelven en 250g de
agua. Experimentalmente se observa un descenso del punto de congelación
de la solución de 0,12°C. Determine el PM del medicamento.
1. Calculamos m:
m
0,12C
 0,0645m
1,86C / m
2- Determinamos el PM
PM 
0,52
El etilenglicol, C2H4(OH)2 es un no electrolito que se utiliza como
refrigerante y como anticongelante en los radiadores de los autos.
Calcular Te y Tc para una solución 5,4molal de etilenglicol en agua.
Tc = - 10,0°C
Tc = 0°C - 10,0°C
Tc = Kc m
0,12° C = 1,86°C/m x m
Ke (°C/m)
H2 O
Ejemplo 1
El cambio en el punto de congelación se determina de manera
similar:
Tc = T°c – Tc
m  moles de soluto
1kg de solvente
Solvente
5g soluto
1000g solvente
1kg solvente
x
x
 310g/mol
250g solvente 1kg solvente 0,0645 moles soluto
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES
ELECTROLÍTICAS
Electrolito: sustancia que se disocia en iones al disolverse en
un solvente dado.
NaCl(s)
H2O
Na+(ac) + Cl-(ac)
Cada mol de NaCl produce al disociarse dos moles, uno de
Na+ y otro de Cl-.
Redordar: etilenglicol, glucosa, sacarosa, fructuosa, etc., son
no electrolitos, no se disocian al disolverse.
o lo que es lo mismo:
250g solv ---------- 5g soluto
0,0645 moles soluto ------20g
1000g solv--------- x = 20g soluto
1 mol soluto --------- x = 310g
PM = 310 g/mol
Dado que las propiedades coligativas dependen de la
concentración de soluto disuelto, debe considerarse
la concentración efectiva de los electrolitos.
3
Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas
Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas
Factor i de van’t Hoff: número de iones en los que se disocia un
electrolito al disolverse en un solvente
Como la asociación de iones es más importante a medida que
aumenta la concentración, el número de partículas presentes
en solución es dependiente de la concentración.
Electrolito
i
NaCl
2
CaCl2
3
Na2SO4
3
Na3PO4
4
Ca3(PO4)2
5
A altas concentraciones, los
iones se combinan y entonces:
ireal < iideal
Factores i de van´t Hoff para distintas sustancias a 25°C
No electrolito 1
Estos valores de i son
ideales. Son válidos a
bajas concentraciones.
Por efecto de la asociación de iones,
la concentración real de partículas en
solución es un poco menor al doble de
la concentración del NaCl (ireal < 2)
Propiedades coligativas de soluciones electrolíticas
Las expresiones para calcular Te y Tc se modifican:
Te = i Ke m
Tc = i Kc m
Ejemplo 1: Ordene según Te creciente las siguientes soluciones
acuosas: NaCl 0,009 m; glucosa 0,010 m; Ca(NO3)2 0,005 m.
Te = T°e + i Ke m
iideal
ÓSMOSIS
Ósmosis: flujo de solvente hacia una solución o bien desde una
solución diluida hacia una más concentrada a través de una
membrana semipermeable (permeable al solvente pero no al
soluto)
Glucosa < Ca(NO3)2 < NaCl
Ejemplo 2: Ordene según Tc creciente las siguientes soluciones
acuosas, todas de igual concentración(0,01m): NaCl; glucosa;
Ca(NO3)2
Tc = T°c - i Kcm
ireal
La ósmosis es un proceso que
ocurre espontáneamente
Ca(NO3)2 < NaCl < Glucosa
PRESIÓN OSMÓTICA
PRESIÓN OSMÓTICA
Es la presión necesaria para detener el proceso de ósmosis
p
La presión ejercida por
la pesa es igual a p
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PRESIÓN OSMÓTICA
ÓSMOSIS EN LA NATURALEZA
La presión osmótica obedece una ley similar a la de los gases
ideales:
Dos soluciones con igual presión osmótica se definen como
isotónicas.
Si las mismas están en contacto a través de una membrana
semipermeable, no habrá flujo neto en ninguna dirección.
Esto ocurre cuando las células están en contacto con el
plasma extracelular.
p=MRT
M = molaridad de la solución
R = constante de los gases (0,082 L atm /mol K)
T = temperatura absoluta
cloroplasto
Membrana
plasmática
núcleo
Para electrolitos la ecuación anterior se transforma en:
Vacuolas
p=iCRT
Célula animal
Soluciones que tienen distinta concentración
Célula vegetal
Células en contacto con una solución hipertónica
 La que presenta menor concentración se denomina hipotónica
(menor presión osmótica).
Flujo de solvente hacia el exterior de la
célula.
 La que presenta mayor concentración se denomina hipertónica
(mayor presión osmótica)
Crenación
Células en contacto con una solución hipotónica
Flujo de solvente hacia el interior de la
célula
Lisis celular
Pared
celular
Membrana
plasmática
Las vacuolas se llenan de agua. Empujan los
cloroplastos contra la pared celular.
Vacuolas pierden agua.
Las células al perder agua se contraen.
La membrana plasmática se separa de
la pared celular. La planta se “marchita”
Plasmólisis
Cloroplasto
Presión de turgencia.
Glóbulos rojos en una
solución
de igual
presión osmótica a la
del interior de la
célula.
Glóbulos rojos en soluciones cuya
presión osmótica es diferente a la
del interior de la célula.
Aplicaciones:
La preservación de alimentos en exceso de sal (carnes) o azúcar
(frutas) se basa en la crenación de las bacterias que pueden
ocasionar su descomposición.
Potabilización de agua por ósmosis inversa: aplicación de una presión
superior a p sobre una muestra de agua de mar para forzar el paso de
agua hacia la región de agua pura.
P>p
p
Solución
Isotónica
Hipertónica
Hipotónica
Hemólisis
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Ejemplo 1: 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.
Se fuerza al agua a pasar
a través de la membrana Membrana
osmótica
Se aplica una presión
mayor que la p
p = i M 4R T
M=p/iRT
M = 7,7 atm / (2 x 0,082 L atm /mol K x 298 K)
Agua pura
Agua de
mar
M = 0,1575
%p/v 
0,1575 moles soluto
0,1L solución
x58,44g soluto/mol x
x100
1L solución
100ml solución
% p/v = 0,92
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