PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Algunas propiedades de las soluciones dependen del tamaño de las partículas, otras del tipo de soluto y otras de la naturaleza del disolvente y del número de partículas disueltas; estas últimas se conocen como propiedades coligativas; se consideran importantes porque permiten determinar la concentración de una solución y la masa molecular de un soluto, prepara sueros de usos clínicos y soluciones anticoagulantes utilizadas para evitar que el agua se solidifique en los radiadores de los automóviles en zonas donde existen estaciones.
Estas propiedades coligativas son:
La disminución en el punto de congelación
La temperatura de congelación de las soluciones con solutos no volátiles (no se evaporan de la solución) es menor que la temperatura de congelación del solvente puro; por ejemplo, el agua de mar no se congela a 0°C sino a una temperatura inferior debido a las sales disueltas.
La disminución en el punto de congelación está relacionada con la molalidad de la solución y la constante molal de la disminución del punto de congelación del solvente; así, por ejemplo, el agua tiene una constante de congelación de 1,86°C/molal, la cual indica que una solución 1,00 m (molal) se congela a -1,86°C, es decir, abajo del punto de congelación normal del agua pura (0°C). Para calcular la disminución del punto de congelación, se emplea la siguiente ecuación:
Donde Δ (delta o cambio)Tf es el cambio de la temperatura de congelación del solvente menos la temperatura de congelación de la solución (ΔTf = P.c del solvente – P.c de la solución). Kf es la constante molal de la disminución del punto de congelación para el solvente utilizado y m es la molalidad de la solución.
Aumento del punto de ebullición
El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición de las soluciones con solutos no volátiles es mayor que la del solvente puro. 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. Cuanto mayor sea la concentración del soluto, mayor será el aumento en el punto de ebullición.
La elevación del punto de ebullición de una solución está relacionada con la concentación molal de dicha solución y la constante molal del punto de ebullición del solvente. El agua tiene una constante molal de elevación del punto de ebullición de 0,52 °C/molal, de manera que una solución 1,0 m (molal) hierve a 100,52°C a 1 atm, es decir, 0,52°C por encima del punto de ebullición normal del agua pura (100°C a 1 atm). La ecuación para determinar la elevación del punto de ebullición en un sistema es:
Donde ΔTeb es el cambio de la temperatura de ebullición de la solución menos la temperatura de ebullición del solvente (ΔTeb = P.e de la solución – P.e del solvente). Keb es la constante molal de elevación del punto de ebullición del solvente utilizado y m es la molalidad de la solución.
Valores de Kf y Keb para algunos solventes:
Diagrama de fases que muestra el aumento del punto de ebullición y la disminución del punto de congelación de disoluciones acuosas: Las curvas punteadas pertenecen a la disolución y las continuas, al disolvente puro. Como se observa, el punto de ebullición de la disolución es mayor que el del agua y el punto de congelación de la disolución es menor que el del agua.
La disminución en la presión de vapor
La presión de vapor de una solución disminuye con relación a la del solvente puro, cuando se le agrega un soluto no volátil; este descenso depende de las fuerzas de atracción que ocurren entre el soluto y el solvente y de la disminución del número de moléculas del solvente en la superficie, que dificultan la evaporación de éste, ya que cuanto mayor sea el número de moléculas de soluto no volátil, menor será el de moléculas evaporadas de solvente.
La disminución en la presión de vapor puede determinarse por la ley de Raoult (1887), que establece que: "la presión de vapor de cada componente en una mezcla homogénea es igual a su fracción molar multiplicada por la presión de vapor del componente cuando está puro y a la misma temperatura de la solución".
Donde Psto y Pste son las presiones de vapor del soluto y del solvente en la fase gaseosa, que se encuentra en equilibrio en la solución; Xsto y Xste son las fracciones molares del soluto y del solvente en la solución y P°sto y P°ste son las presiones parciales de vapor del soluto y del solvente cuando están puros.
Para una solución donde el soluto es sólido y el solvente es líquido, la presión de vapor del soluto es cero y, por lo tanto, la presión ejercida sobre la solución será la que aporte el solvente.
La ecuación para determinar la disminución (delta ΔP) en la presión de vapor es:
Donde ΔP es el cambio de presión, P° es la presión del solvente puro y P la presión de la solución.
Lo anterior significa que la disminución en la presión de vapor, por el aumento en la cantidad de soluto no volátil, es proporcional a la fracción molar del soluto, y la constante de proporcionalidad es la presión del solvente puro.
Presión Osmótica
El fenómeno de ósmosis es el paso espontáneo de un solvente puro dentro de una solución separada por una membrana semipermeable, es decir, permeable al solvente pero no permeable al soluto. Al estar en contacto una solución con el solvente puro a través de una membrana semipermeable, se produce el movimiento de las moléculas de solvente. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión sobre la solución es distinta a la ejercida sobre el solvente puro, a tal diferencia se le conoce como presión osmótica.
La expresión matemática que describe el comportamiento de este sistema puede escribirse como:
Donde π (pi) representa la presión osmótica; M, la molaridad; R, la constante universal de los gases; y T, la temperatura en grados kelvin.
PREGUNTA: ¿Qué ocurre con la presión de vapor del soluto, para una solución donde el soluto es sólido y el solvente es líquido?