Propiedades coligativas

Propiedades coligativas

Propiedades coligativas, propiedades de las disoluciones que dependen del número de partículas en un volumen de disolvente determinado, y no de la masa de dichas partículas ni de su naturaleza. Entre las propiedades coligativas figuran el descenso de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica (véase Ósmosis). Las medidas de estas propiedades en una disolución acuosa diluida de un soluto no ionizado, como la urea o la glucosa, pueden permitir determinar con precisión las masas moleculares relativas. En el caso de solutos ionizados, las medidas pueden llevar a una estimación del porcentaje de ionización que tiene lugar. Las modificaciones debidas a solutos gaseosos son despreciables.

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PRESIÓN DE VAPOR

La relación entre el descenso de la presión de vapor y la concentración viene dada por la ley de Raoult, que afirma que el descenso relativo de la presión de vapor es igual a la fracción molar del soluto en la disolución:

En esta fórmula, p₀ es la presión de vapor del disolvente puro, p la presión de vapor de la disolución, n es la cantidad de soluto en moles y N la cantidad de disolvente en moles.

Puesto que esta relación sólo se cumple para disoluciones muy diluidas, en las que n es muy pequeño frente a N, la fórmula puede aproximarse por la siguiente ecuación:

El lado izquierdo de la ecuación corresponde al descenso relativo de la presión de vapor: el descenso absoluto dividido por la presión de vapor original. El lado derecho de la ecuación es el cociente entre el número de partículas del soluto y el número de partículas del disolvente.

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PUNTO DE EBULLICIÓN Y PUNTO DE CONGELACIÓN

Tanto la elevación del punto de ebullición como el descenso del punto de congelación son proporcionales al descenso de la presión de vapor, siempre que sólo se consideren disoluciones diluidas de solutos no volátiles.

Para una masa fija de 1 kg de disolvente, el cambio de temperatura viene dado por δT = Km/M

donde m es la masa de soluto, M la masa molecular relativa del soluto y K la constante ebulloscópica o crioscópica, característica de cada disolvente.

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PRESIÓN OSMÓTICA

Jacobus H. van't Hoff

El químico físico holandés Jacobus H. van't Hoff fue galardonado con el Premio Nobel de Química en 1901 por sus trabajos en cinética química y sus descubrimientos sobre la presión osmótica. También realizó importantes investigaciones sobre la estructura de los compuestos orgánicos.

Las leyes que rigen la presión osmótica de una disolución diluida fueron descubiertas por el botánico alemán W. F. P. Pfeffer y el químico holandés J. H. van’t Hoff, y afirman lo siguiente:

La presión osmótica de una disolución diluida a temperatura constante es directamente proporcional a su concentración.
La presión osmótica de una disolución dada es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Estas leyes son análogas a la de Boyle-Mariotte y a la de Charles y Gay-Lussac para los gases ideales, por lo que puede emplearse una ecuación similar: pV = nRT

donde p es la presión osmótica, V el volumen que contiene 1 mol de soluto, T la temperatura absoluta, n la cantidad de soluto en moles y R la constante molar de los gases, que vale 8,3145 JK^-1mol^-1.