Propiedades Coligativas de Las Soluciones y ejemplos

INSTITUTO TECNOLOGICO DE CONKAL

Licenciatura en Biología Biofísica Propiedades Coligativas De Las Soluciones Responsable: Br. Moreno Torres Harry Alberto Profesora: Dr. Ricalde Pérez María Fernanda

Conkal, Yucatán; Mayo de 2011

Propiedades Coligativas de las Soluciones La presencia de un soluto afecta muy diversas propiedades del líquido en el que esta disuelto: •

La presión de vapor del líquido puro es mayor que la de una disolución.

•

La temperatura a la que hierve un líquido puro es menor que la de una disolución.

•

La temperatura a la que se congela un líquido puro es mayor que la de una disolución.

Estas propiedades se conocen como “coligativas”. La magnitud de la modificación de la presión de vapor o de las temperaturas de ebullición o congelación depende de la cantidad de soluto disuelto. (Andoni Garritz. 1996) Al disolverse en agua, el soluto modifica las propiedades del disolvente. Algunas de las nuevas propiedades no dependen de la naturaleza del soluto, y si solo del número de partículas disueltas. (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994). Coligativo significa “que de la colección”; las propiedades coligativas dependen del efecto colectivo de la concentración de moléculas o iones de soluto de partículas de un soluto, y no de la naturaleza de sus moléculas. El descenso de la presión, la elevación de la temperatura de ebullición, el descenso de la temperatura de congelación y la presión osmótica son las cuatro propiedades coligativas de las disoluciones. Las propiedades coligativas no tienen ninguna relación con el tamaño, ni con ninguna otra propiedad de los solutos; están en función solo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno. Al examinar cada una, nos percatamos en como la concentración del soluto afecta la propiedad en comparación con el disolvente puro. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Villa Gerley María R, Aguilar Rodríguez Jairo I. 2005). Para su estudio conviene dividir a las soluciones en: •

No electrolitos. El soluto disuelto permanece en forma molecular sin carga y no

presenta tendencia a la disociación de iones con carga eléctrica. •

Electrolitos. El soluto se disocia en mayor o menor proporción en iones

incrementando así el número de partículas en solución.

Presión De Vapor 

Un líquido que se encuentra en un recipiente cerrado establece un equilibrio con su vapor. Cuando se llaga a ese equilibrio, la presión que el vapor ejerce se denomina presión de vapor. Una sustancia sin presión de vapor apreciable es no volátil , mientras que la que muestra una presión de vapor es volátil . El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración. Esta relación se expresa con la Ley de Raoult: “El descenso relativo de la presión de vapor del disolvente es igual a la fracción molar del soluto en la disolución”. PA = xA P°A Esta ley predice que al aumentar la fracción molar de las partículas del soluto no volátil en una disolución, la presión de vapor sobre la disolución se reduce. Recordemos que la reducción en la presión de vapor depende de la concentración de partículas de soluto, sean moléculas o iones. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999). Elevación Del Punto De Ebullición

La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la disolución. Por lo tanto, la curva de la presión de vapor de la disolución se desplazara hacia abajo en relación con la curva de presión de vapor del líquido puro, a cualquier temperatura dada, la presión de vapor de la disolución es más baja que la del líquido puro. El punto normal de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm. Por lo tanto, se requiere una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor de 1 atm. El aumento en el punto de ebullición respecto al disolvente puro ( ∆ Tb) es directamente proporcional al número de partículas de soluto por mol del soluto por 1000 g de disolvente, lo que representa un número fijo de moles de disolvente. Por lo tanto ∆ Tb es proporcional a la molaridad: ∆

T b = Kb m

∆

Tb= aumento del punto de ebullición.

Kb = constante ebulloscópica del solvente. m = molaridad. Recordando la definición de molaridad ∆

Tb = Kb 1000 w2 / w1 PM2

T = ∆ Tb + T°

m= 1000 w 2 /   w  1 M  2  y

sustituyendo en

Tb

La magnitud de Kb, que se denomina constante molar de elevación del punto de ebullición, depende solo del disolvente. Para predecir correctamente el efecto de un soluto dado sobre el punto de ebullición (o cualquier otra propiedad coligativa), es importante saber si el soluto es un electrolito o un no electrolito. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994), (Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999).

Constantes molares de elevación del punto de ebullición.

Disolvente

Punto de ebullición normal (° C)

Kb (°C / m)

Agua, H2O

100.0

0.51

Benceno, C6H6

80.1

2.53

Etanol, C2H50H

78.4

1.22

Tetracloruro de 76.8 Carbono, CCl4

5.02

Cloroformo, CHCl 3

3.63

61.2

Abatimiento Del Punto De Congelación

Considerándose el parámetro abatimiento o depresión del punto de congelación, que se define como la diferencia (en cualquier dirección) entre el punto de congelación del agua pura. La depresión del punto de congelación de una solución es casi directamente proporcional a la concentración de las entidades disueltas. (Maggi Marina, Patrone Ubaldo, Tavella María J., Tzal Karina. 2006). El punto de congelación de una disolución es la temperatura a la cual una solución se halla en equilibrio con el solvente líquido. Las soluciones se congelan a temperaturas menores que el solvente puro. El descenso del punto de congelación de una solución es, una consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor del solvente debido a la presencia del soluto disuelto. En el punto de congelación del solvente (liquido) se hallan en equilibrio las fases sólida y liquida, por tanto, ambas poseen igual presión de vapor. Dado que la temperatura de punto triple de la disolución es más baja que la del líquido puro, el punto de congelación de la disolución también es más bajo que el líquido puro.

Descenso del punto de congelación.

Al igual que la elevación del punto de ebullición, el abatimiento del punto de congelación (∆ T ), es directamente proporcional a la molaridad del soluto: ∆

Tf  = Kf  m

∆

Tf  = descenso del punto de congelación.

Kf = constante de descenso en el punto de congelación molar del solvente. m = molaridad.

Dónde: Kf = RT0 / ∆ Hf n1 R= constante universal de los gases. T0 = temperatura de congelación del solvente puro. ∆

Hf = calor de fusión del solvente.

n1 = número de moles del solvente. Recordando la definición de molaridad m= 1000 w 2 /  w 1 M 2  y sustituyendo en T 

∆

Tf = Kf  1000 w2 / w1 M2

∆

Tf = T° - T

f 

T° = ∆ Tf + T Que permite, por ejemplo, calcular el peso molecular de un soluto, en una solución de punto de congelación conocido, despejando M 2: M2 = 1000 w2 Kf  / ∆ Tf  w1 (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999).

Constantes molares del abatimiento del punto de congelación.

Disolvente

Punto de congelación normal (° C)

Kf  (°C/m)

Agua, H2O

0.0

1.86

Benceno, C6H6

5.5

5.12

Etanol, C2H50H

-114.6

1.99

Tetracloruro de -22.3 Carbono, CCl4

29.8

Cloroformo, CHCl 3

4.68

-63.5

En el caso dela gua, K f  = 1.86 °C/m; por lo tanto, una disolución acuosa de 1 m de sacarosa, o cualquier otra disolución acuosa que sea de 1 m en partículas no volátiles (como NaCl 0.5 m), se congelara a 1.86 °C más abajo que el agua pura. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004). Presión Osmótica

Una descripción apropiada de la presión osmótica es la que se define como la propiedad de una solución que permite predecir si la solución ganara o perderá agua por osmosis cuando experimente un proceso de intercambio por otra solución; en otras palabras, si se conocen las presiones osmóticas de dos soluciones es posible predecir la dirección del proceso de osmosis entre ellas. (Maggi Marina, Patrone Ubaldo, Tavella María J., Tzal Karina. 2006). Ciertos materiales al entrar en contacto con una disolución, estos materiales permiten el paso de algunas moléculas a través de su red de poros diminutos, pero no de otras. Es común que moléculas pequeñas de disolventes como el agua si puedan pasar, no así moléculas o iones de soluto más grandes. La osmosis es el proceso por el cual el disolvente se mueve espontáneamente desde una región de una disolución donde su actividad es baja, a una en que su actividad es alta. La presión osmótica de una disolución a una temperatura dada se define como “ la presión que se debe ejercer sobre sobre la disolución para contrarrestar cualquier movimiento neto de disolventes entre la disolución y el disolvente puro, cuando estos están separados  por una membrana semipermeable perfecta”. (Canales Margarita, Hernández Tzasná,

Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999). Consideremos una situación en la que solo moléculas del disolvente pueden atravesar  una membrana. Si tal membrana se coloca entre dos disoluciones con diferente concentración, las moléculas del disolvente se moverán en ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo, la concentración de disolvente en más alta en la disolución que contiene menos soluto, que en la más concentrada, así que la tasa de transferencia de disolvente de la disolución menos concentrada a la más concentrada es mayor que en la dirección opuesta. Por tanto, hay un movimiento neto de moléculas de disolvente de la disolución menos concentrada hacia la más concentrada. Durante la osmosis, el movimiento neto del disolvente siempre es hacia la disolución que tiene la concentración más alta de soluto. La presión necesaria para evitar la osmosis es la presión osmótica ( ) de la disolución. La presión osmótica obedece una ley cuya fórmula es: V = nRT, donde V es el volumen de la disolución, n es el número de moles de soluto, R es la constante del gas ideal y T es la temperatura en la escala Kelvin. A partir de esta ecuación, podemos escribir:

= (n/V) RT

= MRT

Donde M es la molaridad de la

disolución. Cuando se ponen en contacto dos disoluciones de distinta concentración, tanto el agua como el soluto tienden a difundir, hasta que se obtiene una disolución única de concentración intermedia. En el caso de que las dos disoluciones no estén en contacto directo, sino atravesó de una membrana semipermeable, que permite el paso de agua, pero no de soluto, la tendencia a igualar las concentraciones se manifestara por un paso preferente de agua desde la disolución más diluida hacia la más concentrada. La presión mecánica (hidrostática) necesaria para contrarrestar el paso de agua se denomina presión osmótica. (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994.)

Representación de las circunstancias que permiten medir la presión osmótica.

a) Si la membrana que separa dos disoluciones de distinta concentración es permeable al soluto, este se difundirá a través de las disoluciones, hasta igualar ambas concentraciones. b) Si la membrana solo es permeable al agua (y no al soluto), el agua tendera a difundirse

desde la disolución más diluida hacia la más concentrada. Para evitar esta difusión, habrá que ejercer una presión mecánica que contrarreste la presión osmótica, según se muestra en el dibujo.

Si dos disoluciones con idéntica presión osmótica se separan con una membrana semipermeable, no habrá osmosis. Se dice que las dos disoluciones son isotónicas. Si una disolución tiene menor presión osmótica, se describe como hipotónica respecto a la

disolución más concentrada. Decimos que la disolución más concentrada es hipertónica respecto a la disolución diluida. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004). Disoluciones moleculares e iónicas.

El carácter iónico o molecular de una disolución repercute directamente sobre sus propiedades coligativas. En efecto, estas propiedades dependen del número real de partículas en la disolución ya sean estas moléculas o iones. En las disoluciones moleculares, este número de partículas coincide con el número de moléculas disueltas; sin embargo, en las disoluciones iónicas, habrá un número de partículas superior, debido a la disociación de las moléculas. Para calcular las propiedades coligativas de una disolución iónica, la moralidad m se sustituye por el producto i X m, siendo i  el número de partículas originadas al disociarse cada molécula. Entre las moléculas que no se disocian (sustancias no electrolíticas) y las que se disocian por completo (electrolitos fuertes) existe el caso intermedio de una disociación parcial (electrolitos débiles). Desde el punto de vista de las propiedades coligativas, podemos considerar el caso de los electrolitos débiles como aproximadamente igual al de los solutos no electrolíticos. Disoluciones coloidales.

Si las partículas de soluto superar un determinado tamaño (diámetro superior a 10 A, o masa molecular superior a 10 kdal) las disoluciones correspondientes se llaman coloidales, y difieren de las disoluciones verdaderas por algunas propiedades, por  ejemplo, se pueden precipitar por centrifugación a alta velocidad. Como las partículas coloidales son muy grandes, incluso las disoluciones concentradas (en peso de soluto) contienen un número relativamente escaso de moléculas o partículas dispersas. En consecuencia, las propiedades coligativas de las disoluciones coloidales son apenas observables. (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994).

Problemas •

Presión de vapor 

La presión de vapor del agua es de 17.5 torr a 20 °C. Imaginemos que tenemos la temperatura constante mientras agregamos glucosa (C 6H12O6) al agua de modo que la disolución resultante tiene X H20 = 0.800 y X C6H12O6 = 0.200. Según la ley de Raoult, la presión de vapor del agua sobre la disolución será el 80 % de aquella sobre agua pura: PH20 = (0.800) (17.5 torr) = 14.0 torr  La presencia del soluto no volátil reduce la presión de vapor del disolvente volátil en 17.5 torr – 14.0 torr = 3.5 torr. •

Elevación Del Punto De Ebullición

A 400 g de un líquido le agregamos 120.1 g de urea (M 2= 60.05), su peso molecular es de 160 g/mol y la constante de ebulloscópica del solvente es 0.9. ¿Cuál será la temperatura de ebullición de la solución si la del solvente puro es de 60 °C? T=? Kb= 0.9 °C/molar  m2= 120.1 g T°= 60 °C m1= 400 g W2= 60.05 g/mol Considerando la ecuación de aumento en el punto de ebullición y sustituyendo datos: ∆

Tb = Kb 1000 w2 / w1 PM2

∆

Tb = (0.9 °C/molar) (1000) (120 g) / (400 g) (60.05 g/mol) = 4.5 °C

T = ∆ Tb + T° T = 4.5 °C + 60 °C = 64.5 °C

¿Cuál es la temperatura de ebullición normal de una solución preparada disolviendo 4.26 g de glucosa, en 87.9 g de agua? K b del agua es 0.512 °C / molar  m = 4.26 g / (180.6 g / mol) (0.0879 kg) = 0.269 mol ∆

Tb = 0.512 °C / molar (0.269 mol) = 0.14 °C

∆

Tb = 100 °C + 0.14 °C = 100.14 °C

•

Abatimiento Del Punto De Congelación

A 400 g de un líquido le agregamos 120.1 g de urea (M 2= 60.05), su peso molecular es de 160 g/mol, el punto de congelación de la solución es de 15 °C y la constante crioscópica es de 1.45. ¿Cuál será el punto de congelación del solvente puro? T°=? Kf = 1.45 °C/molar  m2= 120.1 g T= 15 °C m1= 400 g W2= 60.05 g/mol Considerando la ecuación del descenso en el punto de congelación y sustituyendo los valores conocidos: ∆

Tf = Kf  1000 w2 / w1 M2

∆

Tf = (1.45 °C/molar) (1000) (120.1 g) / (400 g) (60.05 g/mol) = 7.25 °C

∆

Tf = T° - T

T° = ∆ Tf + T = 7.25 °C + 15 °C = 22.25 °C

El sistema de enfriamiento de un automóvil contiene un anticongelante, preparado usualmente mezclando volúmenes iguales de agua y etilen glicol (C 2H602). Si la densidad de este es 1.113 g / mL, calcule la temperatura de congelación de la mezcla. Para 1000 mL de agua (1 kg) se tienen 1000 mL de etilen glicol con un peso de 1113 g. nglicol = 1113 g / 62 g / mol = 17.95 mol m = 17.95 mol / L glicol / 1 kg H20 = 17.95 mol ∆

Tf  = (1.86 °C / molar) (17.95 mol) = 33.4 °C

Tf = 0 °C – 33.4 °C = -33.4 °C

•

Osmosis

¿Cuál es la presión osmótica a 25 °C de una solución de sacarosa C 12H22011, 0.0010 M? p = MRT p = (0.0010 mol/L) (0.082 atm/ L mol) (298 K) p = 0.024 atm

Bibliografía:

Andoni Garritz. 1996. Química. Editorial Addison Wesley Iberoamericana. México. p: 208 Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004. Química: La ciencia central. 9ª Edición. Editorial Pearson Educación. México. p: 502 – 508 Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999. Fisicoquímica Volumen I: Teoría. Editorial UNAM. México. p: 136 – 145 Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994. Bioquímica Humana: Curso Básico. Editorial REVERTÉ. España. p: 22 – 27 Maggi Marina, Patrone Ubaldo, Tavella María J., Tzal Karina. 2006. Fisiología Animal. Editorial Médica Panamericana. España. p: 94 - 95 Villa Gerley María R, Aguilar Rodríguez Jairo I. 2005. Manual de Practicas: Química Orgánica. Editorial SELLO. Colombia. p: 43