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Propiedades Coligativas De Soluciones No Electrolíticas


Enviado por   •  3 de Octubre de 2013  •  1.593 Palabras (7 Páginas)  •  389 Visitas

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LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS DE SOLUCIONES NO ELECTRÓLITICAS

Abatimiento de la presión de vapor

Cuando un soluto se disuelve en un disolvente líquido, algunas de las partículas de soluto ocupan el espacio de la superficie del líquido normalmente ocupado por partículas de disolvente. Estas partículas de soluto disminuyen la posibilidad de que las partículas de disolvente abandonen la superficie del líquido. Por tanto, si el soluto es no volátil, la presión de vapor de la solución siempre es menor que la del disolvente puro a la misma temperatura. La disminución de la presión de vapor del disolvente es proporcional a la fracción molar del soluto disuelto. Un mol de cualquier soluto no volátil abatirá la presión de vapor de una cierta cantidad de disolvente líquido en una característica para ese disolvente. Las características del soluto no intervienen. Por tanto, para determinar la presión de vapor de una solución, debe hacerse una corrección de la presión de vapor del disolvente puro debido a la presencia de soluto. La ecuación para la corrección de la presión de vapor es:

Presión de vapor = presión de vapor x fracción molar

(solución) (disolvente) (disolvente)

Esta expresión es un enunciado matemático de la ley de Raoult. Francis Raoult, un químico francés, estableció el principio de que la presión de vapor de una solución es proporcional a la fracción molar del disolvente presente. (Smoot y Price, 1980)

La ley de Raoult es válida para una solución ideal. Una solución ideal es aquella en la cual todas las atracciones intermoleculares son iguales. En otras palabras, las atracciones soluto-soluto, disolvente-disolvente y soluto-disolvente son esencialmente iguales. (Smoot y Price, 1980)

En el caso de un soluto volátil, la ley de Raoult frecuentemente es inadecuada para predecir el comportamiento de la solución. Sin embargo, existen muchas soluciones cuyo comportamiento concuerda bastante con el ideal. Cada componente volátil de una solución ideal tiene una presión de vapor determinable por la ley de Raoult. (Smoot y Price, 1980)

Elevación del punto de ebullición

Debido a que los solutos no volátiles abaten la presión de vapor de la solución, se requiere una temperatura más elevada para lograr que la solución hierva. Debido a que la presión de vapor de la solución es inferior a la del disolvente a todas las temperaturas, de acuerdo con la ley de Raoult, se requiere una temperatura más alta para logras una presión de vapor de 1 atm. (Brown, 1993)

El incremento en el punto de ebullición, Teb (en relación al punto de ebullición del disolvente puro), es directamente proporcional al número de partículas de soluto por mol de moléculas de disolvente. Sabemos que la molalidad expresa el número de moles de soluto por 1kg de disolvente, lo cual representa un número fijo de moles de disolvente. Así Teb es proporcional a la molalidad, como se muestra en la ecuación siguiente:

Teb = Keb m

La magnitud de Keb denominada constante molal de elevación del punto de ebullición, depende sólo del disolvente. (Brown, 1993)

Depresión del punto de congelación

El punto de fusión corresponde a la temperatura a la cual la presión de vapor de las fases sólida y líquida son iguales. El punto de congelación de una solución se abate porque el soluto normalmente no es soluble en la fase sólida del disolvente. La presión de vapor del sólido no se ve afectada por la presencia del soluto. No obstante, si el soluto es no volátil, la presión de vapor de la solución se reduce en proporción a la fracción molar del soluto. Esto significa que la temperatura a la cual la solución y la fase sólida tendrán la misma presión de vapor se reduce. (Brown, 1993)

Tf = Kf m

Presión Osmótica

El movimiento neto de moléculas de disolvente, ya sea a partir del disolvente puro o de una disolución diluida hacia una concentrada, se denomina ósmosis. La presión osmótica () de una disolución es la presión que se requiere para detener la ósmosis del disolvente puro hacia la disolución. A pesar de que ósmosis es un fenómeno conocido y bien estudiado, se sabe relativamente poco acerca de cómo las membranas semipermeables detienen el paso de algunas moléculas en tanto permiten el paso de otras. En algunos casos, es simplemente cuestión de tamaño. Una membrana semipermeable puede tener poros lo suficientemente pequeños para permitir sólo el paso de moléculas de disolvente. En otros casos, un mecanismo diferente puede ser el responsable de la selectividad de la membrana. (Chang, 1992)

La presión osmótica de la disolución está dada por:

 = MRT

donde M es la molaridad de la disolución, R la constante de los gases y T la temperatura

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