La elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa. Así que, sin más preámbulos, ¡vamos a sumergirnos en las propiedades coligativas de las soluciones!
Propiedades coligativas: Definición
Para empezar, veamos la definición de propiedades coligativas.
Las propiedades coligativas de las soluciones son aquellas que varían en función del número de partículas de soluto presentes en la solución.
Por ejemplo, si añadiéramos anticongelante de radiador (soluto) al agua (disolvente) de un coche, el punto de congelación del sistema de refrigeración del coche sería más bajo, evitando que el sistema del coche se congele y se estropee cuando baje la temperatura.
Las propiedades coligativas se consideran Propiedades Físicas, ya que dependen de la cantidad , pero no de laidentidad química del soluto. Por tanto, no importa el tipo de soluto que añadas a un disolvente, ¡sólo la cantidad que añadas!
Cuando se añaden más partículas de soluto al disolvente, las Fuerzas Intermoleculares presentes en el disolvente se alteran, cambiando las propiedades coligativas de la solución.
Tipos de coligativas: Propiedades
Hay distintos tipos de propiedades coligativas que debes conocer. Son la elevación del punto de ebullición, la depresión del punto de congelación, ladepresión de la presión de vapor y la presión osmótica. La magnitud de los cambios en la mayoría de estas propiedades depende de la molalidad de las partículas de soluto.
La molalidad es el número de moles de soluto en cada kilogramo (kg) de disolvente.
La fórmula para determinar la molalidad es la siguiente
$$ \text{m = }\frac{text{mol de soluto}}{\text{kg de disolvente}} $$
¿Cuál es la molalidad (concentración) de una disolución de NaCl en la que se han disuelto 2,0 moles de NaCl en 0,5 kg de agua (H2O)?
Para responder a esta pregunta, basta con introducir los moles de sal y los kilogramos (kg) de agua en la fórmula de la molalidad.
$$ \text{m = }\frac{\text{mol de soluto}}{\text{kg de disolvente}} = \frac{\text{2,0 mol de NaCl}}{\text{0,5 kg de agua}} = 4,0\text{ m } $$
Veamos ahora los efectos de un soluto en cada una de estas propiedades coligativas. El efecto que tiene la adición de solutos a una solución concreta sobre el punto de ebullición (Tb ) es que, cuanto más soluto se añade, más alto es el punto de ebullición de una solución. En otras palabras, la adición de un soluto no volátil dará lugar a una solución con un punto de ebullición más alto que el disolvente puro.
El punto de congelación (Tf ) de una solución disminuye al añadir cada vez más soluto a una solución. Piénsalo así: cuando se añade más soluto a una solución, el punto de ebullición aumenta y el punto de congelación disminuye, ¡básicamente ampliando los límites en los que esa solución está en estado líquido!
La tercera propiedad coligativa es la Presión de Vapor (VA). Cuando se añade soluto, la Presión de Vapor del disolvente disminuye porque las moléculas de soluto se adhieren a las moléculas de disolvente e impiden que escapen a la fase gaseosa.
Por último, tenemos la presión osmótica (π), y sí, tiene algo que ver con la ósmosis.
El proceso de ósmosis se produce cuando las moléculas de agua (H2O) se difunden a través de una membrana parcialmente permeable desde una zona de alta concentración de moléculas de H2Oa una zona de baja concentración de moléculas de H2O.
Ahora bien, en términos de concentración de soluto, decimos que habrá una concentración elevada de agua donde la concentración de soluto sea menor. Básicamente, el agua se desplazará desde donde haya menor concentración de soluto hacia donde haya mayor concentración de soluto.
Por ejemplo, supongamos que tienes un recipiente separado en el centro por una membrana semipermeable. En un lado del recipiente tienes una solución y en el otro un disolvente puro. Como esta membrana semipermeable permite el paso de algunas partículas, empezarás a ver que el nivel del lado del disolvente puro empezará a disminuir, mientras que el nivel del lado de la solución aumentaría. Esta diferencia de niveles que se observa cuando el sistema alcanza el equilibrio es la presión osmótica.
Propiedades Coligativas: Fórmula
Cuando se trata de soluciones y propiedades coligativas, el factor van't Hoff adquiere importancia. Este factor tiene en cuenta que los electrolitos tienden a disociarse en iones cuando se disuelven en agua.
Se denomina factor de van ' t Hoff al número de iones en que se disocia un compuesto por unidad de fórmula.
- Para los electrolitos ⇒ \( i \) > 1
- Para los no electrolitos ⇒ \( i \) = 1
Veamos algunos ejemplos. El cloruro sódico (NaCl) es un electrolito fuerte que se disocia completamente en un ion sodio (Na+) y un ion cloro (Cl-). Por tanto, el factor de van't Hoff en este caso sería igual a 2. El metanol, CH3OH, en cambio, es un no electrolito. Para los no electrolitos, el factor de van hoff es siempre igual a 1.
¿Cuál es el factor de van't Hoff para la base fuerte Ba(OH)2?
Para resolver este problema, basta con contar el número de iones en que se disocia este compuesto. Cuando el Ba(OH)2 se disuelve en agua, se disocia en un ion bario (Ba2+) y dos iones hidróxido (OH-), lo que da un total de tres iones. Por tanto, la respuesta sería i = 3.
¡Saber cómo calcular el factor de van't Hoff de los electrolitos y no electrolitos será muy importante cuando hablemos de las distintas fórmulas que intervienen en el cálculo de las diferentes propiedades coligativas!
¿Necesitas un repaso sobre cómo reconocer si un compuesto es un electrolito fuerte, débil o no? ¡Echa un vistazo a"Electrolitos"!
Depresión del punto de congelación
Empecemos por la depresión del punto de congelación. Puesto que la disminución del punto de congelación es proporcional a la molalidad del soluto, podemos determinar el cambio en el punto de congelación utilizando la fórmula siguiente:
$$ \Delta \text{T}_{f} = i veces \text{K}_{f} veces \text{m} $$
Donde
- \( \Delta \text{T}_{f}) es el número de grados a los que ha descendido el punto de congelación (es decir, la diferencia entre el punto de congelación del solveno puro y el punto de congelación de la disolución).
- \( i \) es el factor de van't Hoff
- \( \text{K}_{f} \) es la constante de depresión del punto de congelación relacionada con el disolvente.
- m es la molalidad del soluto
Pongamos en práctica esta fórmula y resolvamos un problema.
Calcula el punto de congelación de una disolución preparada disolviendo 4,75 gramos de cloruro sódico (NaCl) en 100 gramos de H2O(El valor de la constante de depresión del punto de congelación para el H2O= 1,86 °C/m).
En primer lugar, tenemos que encontrar el factor de van't Hoff para el NaCl. Como el NaCl se disocia en un ion sodio y un ion cloro, entonces \( i \) = 2.
También tenemos que calcular la molalidad del NaCl.
$$ \text{m = }\frac{\text{mol de soluto}}{\text{kg de disolvente}} = \frac{\text{4,75 g de NaCl } \por 1 mol de NaCl} {{texto} {58,44 g de NaCl}}. } {{texto{0,1 kg de agua}} = 0,8 {{texto} m de NaCl} $$
Con toda la información necesaria, podemos utilizar la fórmula anterior para calcular el cambio del punto de congelación de la solución acuosa.
Recuerda que, como la adición de soluto disminuye el punto de congelación de la solución, el punto de congelación debe indicarse con un signo negativo .
$$\Delta{T}_{f}= 2\cdot 1,86\frac{^circ C}{m} \cdot 0,8\,m= - 2,98°\text{C} $$
Por último, podemos utilizar la, \( \Delta \text{T}_{f} \), y el punto de congelación del agua pura (0°C) para calcular la depresión del punto de congelación, \( \text{T}_{f} \).
$$ \text{T}_{f} = 0^\circ C- 2,98^\circ C= -2,98 °\text{C} $$
Elevación del punto de ebullición
La fórmula para la elevación del punto de ebullición es similar a la utilizada para calcular la depresión del punto de congelación.
- Ten en cuenta que, al añadir soluto a una disolución, el punto de ebullición de la disolución aumenta y pasa a ser superior al del disolvente puro.
$$ \Delta \text{T}_{b} = i veces \text{K}_{b} veces \text{m} $$
Donde
- \( \Delta \text{T}_{b}) es el número de grados al que ha aumentado el punto de ebullición (es decir, la diferencia entre el pto. de ebullición del disolvente puro y el punto de ebullición de la disolución).
- \( i \) es el factor de van't Hoff
- \( \text{K}_{b} \) es la constante de elevación del punto de ebullición relacionada con el disolvente.
- m es la molalidad del soluto
Veamos un ejemplo.
Calcula el punto de ebullición de 1,5 m de NaCl en agua (El valor de \( \text{K}_{b} \) para H2O= 0,51 °C/m).
En este caso, observa que ya tenemos la molalidad del NaCl y el valor de \( \text{K}_{b} \). También sabemos que, para el NaCl, el factor de van't Hoff es igual a 2.
Por tanto, podemos introducir estos números en la ecuación anterior para hallar el cambio en el punto de ebullición y, a continuación, utilizar el punto de ebullición del agua pura (100 °C) para hallar el punto de ebullición de la solución acuosa de NaCl.
$$ \Delta \text{T}_{b} = 2\cdot 0,51\frac{^\circ C}{m} \cdot{1,5\\c},m} = 1,53 °\text{C} $$
$$ \text{T}_{b} = 100°\text{C} + 1,53 °\text{C}= 101,53°\text{C} $$
Depresión de la presión de vapor
La presión de vapor está relacionada con la Ley de Raoult, que establece que cuanto mayor sea la concentración de soluto, menor será la presión de vapor.
La fórmula de la presión de vapor es la siguiente
$$ P_{A} = \chi_{A}{text}{ }veces \text{ }P_{A}^{*} $$
Donde
- \( P_{A} \) es la presión de vapor aportada por el líquido, A, en la solución.
- \( \chi_{A} \), es la fracción molar de ese líquido concreto. La fracción molar se calcula mediante la siguiente ecuación: \( \chi_{A}= \frac{\text{ moles de A}}{\text{ moles de A + moles de B + ....}} \)
- \(P_{A}^{*}), es la presión de vapor del líquido A en estado puro.
Calcula la presión de vapor aportada por el benceno en una disolución de benceno y tolueno si la fracción molar de benceno es 0,4 y su presión de vapor en estado puro es 190 torr.
Introduciendo todos los valores en la fórmula de la presión de vapor, podemos hallar la presión de vapor del tolueno en la solución.
$$ P_{benceno} = \chi_{benceno}\text{ } veces \text{ }P_{benceno}^{*} $$
$$ P_{benceno} = \text{0,4 }\times \text{ 190 torr} = 76 \text{ torr} $$
Observa que, en disolución, la presión de vapor del benceno es menor que cuando el benceno está en su forma pura.
Presión osmótica
La última fórmula que veremos es la de la presión osmótica, que es la siguiente
$$ \Pi = i veces \text{M} veces \text{R} veces \text{T} $$
Donde
- \( \Pi \) es la presión osmótica.
- \( i \) es el factor de van't Hoff
- M es la molaridad
- R es la Constante de Gas (0,08206 L-atm/mol-K)
- T es la temperatura en K
Calcula la presión osmótica a 25°C del fluido del diagrama siguiente.
El diagrama muestra un recipiente en el que hay 1,3 M de NaCl en un lado, y agua pura (H2O) en el otro. Utilizando la fórmula anterior, podemos calcular la presión osmótica. Recuerda que el factor de van't Hoff para el NaCl es 2.
$$ \Pi = 2 veces \text {1,3 M} {0,08206 L} {atm/mol} {K )} veces \text {298 K} = \text {31,8 atm} $$
¡Recuerda que la Molaridad es igual a los moles de soluto por litro de disolución! Para saber más sobre la molaridad, ¡consulta"Molaridad y molalidad"!
Ejemplos de propiedades coligativas
Hablemos ahora de ejemplos de propiedades coligativas en un laboratorio de química. Probablemente, el experimento más habitual que encontrarás en un laboratorio para aprender las propiedades coligativas consiste en determinar la masa molar de un compuesto mediante la depresión del punto de congelación.
Por ejemplo, si conocemos la masa del compuesto desconocido que se ha añadido a una masa conocida de disolvente, y si somos capaces de hallar el cambio del punto de congelación de la solución con respecto al disolvente puro, ¡podemos calcular la masa molar del compuesto desconocido utilizando la ecuación siguiente!
$$ \text{Masa molar del compuesto desconocido} = \frac{{text{(K}_{f} \times \text{ g})}{ \text {(ΔT}_{f} \times \text{kg de disolvente}}) $$
Aplicación de las propiedades coligativas
Para terminar, hablemos de otra aplicación cotidiana de las propiedades coligativas. En las zonas donde la temperatura desciende por debajo del punto de congelación, se añade sal a las carreteras y aceras heladas para bajar el punto de congelación y hacer que el hielo se derrita.
Ahora espero que te sientas más seguro de tus conocimientos sobre las propiedades coligativas.
Propiedades coligativas - Puntos clave
- Las propiedades coligativas de las soluciones son aquellas propiedades que varían en función de la cantidad de partículas de soluto presentes en la solución.
- Existen distintos tipos de propiedades coligativas: elevación del punto de ebullición, depresión del punto de congelación, depresión de la presión de vapory presión osmótica.
- Se denomina factor de van't Hoff al número de iones en que se disocia un compuesto por unidad de fórmula.
Referencias
- Moore, J. T., y Langley, R. (2021b). McGraw Hill : Química AP, 2022. Mcgraw-Hill Educación.
- Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., & Decoste, D. J. (2019). Química. Cengage Learning Asia Pte Ltd.
- Theodore Lawrence Brown, Eugene, H., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M. W., & Lufaso, M. W. (2018). Química : la ciencia central (14ª ed.). Pearson.
- Post, R. (2020). Química : Conceptos y problemas, una guía de autoaprendizaje. Wiley & Sons, Incorporated, John.
- Experimento 1: Propiedades coligativas Determinación de la masa molar de un compuesto por depresión del punto de congelación. (s.f.). https://www.ulm.edu/chemistry/courses/manuals/chem1010/experiment_01.pdf
- Vídeos de Chad - Cómo eliminar el estrés del aprendizaje de las ciencias. (s.f.-b). Chad's Prep -- DAT, MCAT, OAT & Science Prep. Obtenido el 19 de octubre de 2022, de https://courses.chadsprep.com/courses/take/general-chemistry-1-and-2/pdfs/30158183-chapter-13-study-guide
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