EQUILIBRIO OSMOTICO

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACION

El punto normal de congelación o punto de fusión de una sustancia pura es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida están en equilibrio bajo la presión de 1 atm. Aquí el equilibrio significa que existe la misma tendencia de que el sólido pase al estado líquido que para el proceso inverso, ya que el líquido y el sólido tienen la misma tendencia de escape. En la figura 5 se asigna arbitrariamente el valor de 0 ºC a la temepratura To, cuando se trata de agua saturada con aire a la presión de 1 atm. El punto triple del agua libre del aire, en el que el sólido, el líquido y el vapor están en equilibrio, se encuentra a una presión de 4,58 mm de Hg y a una temperatura de 0,0098 ºC, no coincidiendo exactamente con el punto de congelación ordinario del agua a la presión atmosférica, como se explicó en la página 101, sino que más bien es el punto de congelación del agua bajo la presión de su propio vapor. En el razonamiento que sigue, usaremos el punto triple, puesto que aquí el descenso no difiere, de modo importante, del a la presión de 1 atm. Los dos descensos indicados pueden observarse en la figura 5, en la que también se muestra el valor de e, ya señalado en la figura 3.

Si se disuelve un soluto en el líquido, en las condiciones del punto triple, la tendencia de escape o presión de vapor del disolvente descenderá por debajo de la del disolvente puro y, por tanto, para que se vuelva a establecer el equilibrio entre el líquido y el sólido la temperatura tendrá, forzosamente, que descender y, debido a este hecho, el punto de congelación de una disolución es siempre inferior al del disolvente puro. Naturalmente, siempre se supone que el disolvente se congela en estado puro y no en forma de disolución sólida que contenga

LA PRESIÓN DE VAPOR

Es la presión de la fase gaseosa o vapor de un sólido o un líquido sobre la fase líquida, para una temperatura determinada, en la que la fase líquida y el vapor se encuentra en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. Este fenómeno también lo presentan los sólidos; cuando un sólido pasa al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido (proceso denominado sublimación o el proceso opuesto llamado sublimación inversa) también hablamos de presión de vapor. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado. Esta propiedad posee una relación inversamente proporcional con las fuerzas de atracción intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado

PUNTO DE CONGELACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se igualan. El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC.

MASA MOLECULAR

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia es mayor que la unidad de masa molecular. Su valor numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (6,022*1023) de moléculas:1 la fórmula para calcularla es la siguiente:

Masa molecular = masa atómica de A * n.º de átomos de A + masa atómica de B * n.º de átomos de B...

DESCENSO CRIOSCÓPICO

Se conoce como descenso crioscópico o depresión del punto de fusión a la disminución de la temperatura del punto de congelación que experimenta una disolución respecto a la del disolvente puro.

Todas las disoluciones en las que, al enfriarse, el disolvente solidifica , tienen una temperatura de congelación inferior al disolvente puro. La magnitud del descenso crioscópico, ∆Tc, viene dada por la diferencia de temperaturas de congelación (o de fusión) del disolvente puro y de la disolución, Tf* y Tf, respectivamente:

El descenso crioscópico es una de las propiedades coligativas y por lo tanto, la magnitud del descenso sólo depende de la naturaleza del disolvente y de la cantidad de soluto disuelta, es decir, es independiente de la naturaleza de este último. Cualquier soluto, en la misma cantidad, produce el mismo efecto

PUNTO DE EBULLICIÓN

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC.

ELEVACIÓN EBULLOSCOPICA

El aumento o ascenso ebulloscópico es el aumento del punto de ebullición que experimenta un disolvente puro, al formar una disolución con un soluto determinado. El agua con sal, hierve más tarde que el agua sin sal, por ejemplo. La magnitud del ascenso ebulloscópico, , se obtiene al calcular la diferencia entre la temperatura de ebullición de la disolución y

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