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Las propiedades coligativas


Enviado por   •  12 de Noviembre de 2013  •  Ensayos  •  2.141 Palabras (9 Páginas)  •  343 Visitas

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PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas son aquellas que están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a estos una cantidad determinada de un soluto no volátil. Específicamente las propiedades que varían son: Punto de ebullición (aumento ebulloscópico), Punto de congelación (descenso crioscópico), Descenso de la presión del vapor y la aparición de la Presión Osmótica.

Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara el soluto a un solvente puro. Obviamente las moléculas del soluto interaccionan o interfieren en el normal movimiento de las moléculas del solvente afectando seriamente a estas propiedades mencionadas.

Estos cambios se pueden cuantificar a través de fórmulas. En el caso de las variaciones de los puntos de ebullición y de fusión la fórmula siguiente es la más utilizada.

∆T = K.m (Kb en el caso del ascenso ebulloscópico y Kc en el caso del descenso crioscópico).

La m expresa la molalidad de la solución. Recordando brevemente el concepto de molalidad, es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente. La K tiene como unidad al grado/m o sea grado centígrado dividido la molalidad. De esta manera se cancelan m con m y queda el grado de temperatura cuando calculamos al ∆T. se debe aclarar que el valor de los K depende del solvente usado en cuestión.

En la mayoría de los problemas de propiedades coligativas se usa como solvente al agua (solvente universal). La Kb es 0.52 °C/m y para Kc es 1.86 °C/m.

De manera que en los problemas nos pueden preguntar cualquiera de las tres partes de la fórmula. K, m o ∆T. Generalmente nos preguntan ∆T. Pero con simples despejes matemáticos se puede averiguar lo que nos pregunten.

También suele usarse en algunos cursos avanzados de química otra fórmula que si bien parece algo extensa es más práctica si nos dan como datos las masas de soluto y de solvente (agua). No es más que una adaptación a la anterior.

∆T =(K.g.1000)/(P.M sto . G)

G = masa de solvente (agua). g = masa de soluto. K (de ebullición o de congelación según corresponda).

Descenso de la presión de vapor:

La presión de vapor de un solvente con un soluto no volátil (Solución), es menor que la presión del mismo solvente en estado puro. Este suceso también se puede cuantificar gracias a la ley de Rault. Sostiene que la presión de un solvente en una solución a determinada temperatura es igual a la presión de vapor del mismo solvente puro multiplicada por la fracción molar de este solvente en la solución a la misma temperatura.

P1 = P1° . X1

Recordemos que la fracción molar de un componente en una solución no tiene unidad. Las presiones, en cambio se pueden medir en muchas unidades, como atmósferas, milímetros de Mercurio (mmHg), etc. lo importante es que ambas presiones estén en la misma unidad. De esta forma se cancelaran sin problemas.

Presión Osmótica:

La ósmosis es un fenómeno que se origina cuando dos soluciones de distinta concentración se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable. De manera que solo pueden pasar ciertas moléculas. En este caso las de agua. Hasta que ambas soluciones tengan la misma concentración. Si queremos impedir este pasaje tendríamos que aplicar una presión sobre la solución más concentrada para impedir que las moléculas de agua penetren en esta. Esta presión es la presión osmótica. También la podemos calcular por fórmula.

∏ = M.R.T

∏ es la presión osmótica, M es la molaridad de la solución, R es la constante universal de los gases, cuyo valor es de ( 0,082 atm.litro/°K.mol). y T es la temperatura absoluta o sea en grados Kelvin (°K). Con estas unidades es fácil darse cuenta que la presión osmótica la obtendremos en atmósferas. También la R la podemos hallar con el valor de (8.314 J/K.mol).

Todas las formulas expuestas están basadas en solutos no iónicos. Cuando tenemos solutos iónicos la situación varía. Los solutos iónicos se disocian en iones. Es decir, de una partícula se generan 2 o más al disociarse. Teniendo en cuenta que las propiedades coligativas dependen del número de partículas de soluto, un soluto iónico generara varias partículas y se incrementará el efecto coligativo de manera proporcional. Las fórmulas en estos casos son las mismas nada más que agregamos el factor i. Por ejemplo:

En el caso del cloruro de sodio (ClNa). Una sal que se disocia en agua. Aparecerán dos iones a partir de una molécula.

ClNa → Cl- + Na+

El valor de i es 2 por aparecer dos iones. De manera que si quisiéramos averiguar el aumento ebulloscópico en una solución. La fórmula

∆T = Kb . m será

∆T = Kb . m . i

O sea que el efecto de la variación de la temperatura será multiplicado por dos. El doble. Con respecto a la misma cantidad de un soluto que no es iónico. Este mismo factor i se usa en todas las demás fórmulas ya expuestas. Los solutos iónicos son, todas la sales, los ácidos fuertes y las bases fuertes como los hidróxidos de calcio, sodio, magnesio, litio, etc. otros como la glucosa, urea etc. son no iónicos.

EJERCICIOS:

Calcula el aumento de temperatura de 800 grs. de agua después de añadirle 36 gramos de glucosa. Peso molecular de la glucosa (180 grs.)

Aplicamos la fórmula de variación de temperatura.

∆T = Kb . m

Primero debemos calcular la molalidad (m).

Tenemos que transformar los gramos de glucosa en moles. Usamos la siguiente conversión:

36 grs. 1mol / 180 grs. = 0.2 moles de glucosa.

Después calculamos la molalidad. Como molalidad es la cantidad de moles de soluto que hay en 1000 gramos de solvente. Y nosotros sabemos que hay 0.2 moles de soluto en 800 grs. de solvente. El cálculo es sencillo.

1000 grs. 0.2 mol / 180 grs. = 0.25 m

∆T = 0.52°C/m . 0.25 m = 0,13 °C.

Entonces si sabemos que el agua pura hierve a 100°C. En este caso alcanzará su punto de ebullición a los 100.13°C.

Calcula

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