Propiedades coligativas

OBJETIVOS

• Aplicar las propiedades coligativas para el cálculo de masas molares de solutos y de las propiedades físicas de las soluciones.

• Analizar el efecto que tiene la adición de cantidades diferentes de un soluto no electrolito y un electrolito fuerte sobre el abatimiento de la temperatura de fusión de un disolvente.

• Conocer, preparar y experimentar las distintas propiedades coligativas y asociarlas a los procesos bioquímicas.

INTRODUCCION

Por medio del presente trabajo se quiere dar a conocer detalladamente las propiedades coligativas son una serie de propiedades que se caracterizan por depender únicamente del número de las moléculas de soluto presente además como hallar sus propiedades por medio de la práctica o la experimentación, para así poder establecer una relación entre los principios teóricos y los hechos experimentales, lo cual nos permitirá desarrollar habilidades y conocimientos en este campo y poder emplearlo en la solución de problemas de nuestra vida diaria.

MARCO TEORICO

Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.

Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.

Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente.

Las cuatro propiedades coligativas son:

• descenso de la presión de vapor del disolvente

• elevación ebulloscopia

• descenso crioscópico

• presión osmótica

Descenso de la presión de vapor

Cuando se prepara una solución con un solvente volátil y un soluto no volátil (que no se transformará en vapor) y se mide su presión de vapor, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura y presión atmosférica), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.El fenómeno observable es un aumento del punto de ebullición de la disolución.

A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil.

Este efecto es el resultado de dos factores:

1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.

2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

Descenso crioscópico

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los que hacen descender su punto de congelación.

ΔT = Kf • m

 m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

 ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.

 Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C kg/mol.

APLICACIÓN

Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. A pesar de que el hielo tiene una conductividad termina cuatro veces mayor que el agua liquida, esta contacta mejor el cuerpo a enfriar, por lo que la superficie para la transferencia de calor sera mayor, lo que tambien contribuye al mejor enfriamiento logrado. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor.

El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad)

Aumento ebulloscopio

Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100 °C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

ΔTb = Kb • m

 m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

 ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de ebullición de

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