Propiedades coligativas

PROPIEDADES COLIGATIVAS

DEL AGUA

En Química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración y no de la naturaleza o tipo de soluto.

Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor).

Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.

Se sabe que conociendo la variación experimental sufrida por una de las propiedades coligativas se conoce el

cambio sufrido en las otras.

Las cuatro propiedades coligativas son:

Descenso de la presión de vapor del disolvente

Elevación ebulloscópica

Descenso crioscópico

Presión osmótica

Descenso de la presiÓn vapor

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

A su vez, cuando se les comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor.

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

ASCENSO EBULLOSCÓPICO

Un líquido entra en ebullición cuando su presión de vapor iguala a la presión atmosférica (presión que ejerce el aire sobre la Tierra).

Por eso la introducción de un soluto no volátil al solvente puro disminuye la presión de vapor en una solución, lo que implica tener que administrar una mayor cantidad de calor para que la solución entre en ebullición.

Un solvente puro necesita menor temperatura para llegar al punto de ebullición, es decir, ya que su presión de vapor normal es mayor que la de la solución a igual temperatura; entonces al solvente puro le falta menos para llegar a una atmósfera de presión.

Una solución necesita mayor temperatura para llegar al punto de ebullición. Lo que se debe a que su presión de vapor normal está disminuida por la presencia de soluto.

Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100°C, mientras que para una solución acuosa de algo a 100°C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100°C y,

consecuentemente, se comprueba que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro (agua) medido a una misma presión externa.

DESCENSO CRIOSCÓPICO

“La administración de un soluto no volátil a un solvente puro además de convertirlo en una solución y disminuye su presión de vapor, hace que éste se congele a una temperatura inferior en comparación con el solvente puro”.

Por ello decimos que las soluciones congelan a temperaturas inferiores a las del solvente puro.

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares

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