1. Descenso de la presión de vapor.
Tal como se indica en el gráfico anterior, un líquido puro posee una presión de vapor determinada, que depende sólo de él y de la temperatura a la que se presenta. Valor que se altera si agregamos al líquido (disolvente) un soluto cualquiera.
El soluto y el disolvente pueden ser volátiles o no volátiles. Los no volátiles presentan una gran atracción entre sus moléculas componentes, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los volátiles tienen interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor, es decir, el número de moléculas en estado gaseoso.
Figura 4. Representación de la presión de vapor de un líquido volátil y uno no volátil.
Si el soluto que se agrega al disolvente es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor, puesto que un soluto no volátil que se añade al líquido, reduce la capacidad de las moléculas del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor, debido a que se generan nuevas fuerzas de interacción. Lo que produce un desplazamiento del equilibrio y se traduce en una reducción de la presión de vapor sobre la disolución.
El grado en el cual un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a la concentración de la disolución, es decir, mientras mayor sea la concentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor. La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones que contienen solutos no volátiles está dada por la Ley de Raoult, formulada por el científico Francois Marie Raoult quien demostró que “a una temperatura constante, el descenso de la Presión de Vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la disolución”, lo que cuantitativamente se expresa como:
P=Xdisolvente·P0
disolvente
Donde:
P es la presión de vapor de la solución.
Xdisolvente es la fracción molar del disolvente.
P0
disolvente es la presión de vapor del disolvente puro.
Ahora bien, cuando la disolución posee un solvente A y un único soluto al que denominaremos “B”, de fracción molar XB, tendremos lo siguiente:
PA=PA0·X
A
Donde:
PA es la presión de vapor de la solución
PA0 es la presión de vapor del disolvente puro.
Considerando que XB+XA= 1 y reemplazando XAen la expresión anterior, tenemos que,
PA=PA0· (1–X
B)
Al resolver algebraicamente se obtiene:
PA=PA0–P
A0XB
Expresión que permite obtener la diferencia entre las presiones de vapor (6PA), observa atentamente: PA=PA0–P A0XB PA0–P A=PA0XB 6PA=PA0X B
Otro caso, es considerar una disolución formada por dos componentes volátiles, en las cuales las presiones parciales de los vapores de A y B sobre la disolución están dadas por la Ley de Raoult.
PA = XA · P0
A y PB = XB · P0B
La presión de vapor total sobre la solución se calcula sumando las presiones parciales de cada componente volátil.
PTOTAL = PA + PB PTOTAL = XA · P0
A + XB · PB0
Revisemos el siguiente ejemplo:
Consideremos una disolución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles de Tolueno. El Benceno presenta una presión de vapor (P0) de 75 mmHg y el
Tolueno una de 22 mmHg a 20 °C.
La fracción molar de Benceno y Tolueno serán:
Xbenceno= = 0,33 XTolueno= = 0,67
La presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de la solución serán:
Pbenceno=Xbenceno·P0
benceno Ptolueno=Xtolueno·P0tolueno
Pbenceno= (0,33 ) · (75 mmHg) Ptolueno= (0,67) · (22 mmHg)
Pbenceno= 25 mmHg Ptolueno= 15 mmHg
Y la presión total:
PTOTAL=Pbenceno+Ptolueno
PTOTAL= 25 mmHg + 15 mmHg
PTOTAL= 40 mmHg
2. Aumento del punto de ebullición
Un disolvente en disolución tiene menor número de partículas que se convierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie. Esto provoca el ascenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosférica a mayor temperatura.
2 1 + 2 1
Así, el ascenso del punto de ebullición, se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución y el punto de ebullición del disolvente puro, lo que se expresa como:
6Te=Tedisolución–Te0
disolvente puro
Donde:
6Te Corresponde al ascenso del punto de ebullición.
Tedisolución Es el punto de ebullición de la disolución.
Te0
disolvente puro Es el punto de ebullición del disolvente puro.
Se sabe además que, como toda propiedad coligativa, el ascenso del punto de ebullición depende de la concentración del soluto, siendo en este caso una relación directamente proporcional según la relación:
6Te = Ke · m
Donde:
Ke es la constante ebulloscópica que establece el ascenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua corresponde a 0,52 ºC/m.
m corresponde a la molalidad.
Por ejemplo, cuál es el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Ke= 0,52 °C/m). Datos:
Masa soluto etilenglicol = 100 g
Masa molar soluto etilenglicol = 62 g/mol Masa disolvente agua = 900 g
MM disolvente agua = 18 g/mol
Ke= 0,52 °C/m
Te= 100 °C
Sí6Tese puede calcular a partir de las expresiones
6Te=Tedisolución–T0
edisolvente puro(1) y 6Te=Ke·m(2)
Para obtener la temperatura de ebullición de la disolución necesitamos la ecuación (1), pero como no tenemos 6Te(ascenso de la temperatura de ebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación (2).
Primero se debe la molalidad de la disolución: Moles de soluto : 62 g --- 1 mol
100 g --- x
x = 1,613 moles de soluto Molalidad = 1,792 molal
Posteriormente y empleando la molalidad, se tiene:
6Te = Ke· m
6Te = (0,52 °C/molal) (1,792 molal)
6Te = 0,9319 °C
3. Descenso del punto de congelación
En una disolución, la solidificación del disolvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto disuelto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro por lo tanto, el punto de congelación de una disolución es siempre más bajo que el del disolvente puro y
directamente proporcional a la concentración del soluto.
El descenso del punto de congelación (6Tc) se obtiene por la diferencia entre el punto de congelación del disolvente puro (TºcB) y el punto de congelación de la disolución (Tc), lo que se expresa como:
6Tc = TºcB – Tc
Experimentalmente, se observa que 6Tces directamente proporcional a la concentración molal de la disolución, a saber:
6Tc = Kc · m
Donde:
Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el agua es 1,86 ºC/m.
m corresponde a la concentración molal de la solución.
El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido son iguales, provocando que el líquido se convierta en sólido.
Para la misma sustancia (etilenglicol) se calculara el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que
Kc= 1,86 °C/molal.
Sabiendo que 6Tc=T°c–Tcy además es 6Tc=Kc · m
Al igual que el ejercicio anterior, se debe determinar la molalidad de la disolución.
Moles de soluto : 62 g --- 1 mol 100 g --- x x = 1,61 moles de soluto Molalidad = 1,79 molal Así: 6Tc = Kc· m 6Tc = (1,86 °C/molal) · (1,79 molal) 6Tc = 3,33 °C Despejando se obtendrá: 6Tc = T°c– Tc 3,33 °C = 0° – Tc Tc = – 3,33 °C 4. Presión osmótica
Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como osmosis.
Membrana semipermeable
• Ambas soluciones tienen la misma concentración, a una temperatura dada, luego podemos decir que no se presenta el fenómeno de Osmosis. • Se puede concluir, entonces, que ambas soluciones tiene igual Presión
Osmótica.
• Cuando dos soluciones tienen igual Presión Osmótica se dice que son Disolución A
Concentración 0,01 molal
Disolución B Concentración 0,01 molal
La presión osmótica se entiende como aquella que establece el equilibrio dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la más concentrada y viceversa.
La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales. Van't Hoff fue el primer científico que analizó estos hechos, los cuales se expresan en la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van't Hoff:
/ = Donde:
/ = Presión Osmótica (atm)
V = Volumen de la solución (L)
R = Constante de los gases ideales (0,082 L atm/ K mol)
n = Número de moles de soluto
T = Temperatura (K)
De acuerdo a la ecuación de Van't Hoff, se observa que a temperatura constante la presión osmótica sólo depende de la concentración de
partículas y no de la naturaleza del soluto, de ahí que la presión osmótica es una propiedad coligativa de una solución.
Si el volumen de la solución fuera un litro, entonces:
= Molaridad*, por lo tanto, nuestra relación puede formularse como:
/ = M · R · T
*Cuando las soluciones son muy diluidas (menores a 0,1 M) se puede considerar que la molaridad es igual a la molalidad.
Las disoluciones se pueden clasificar entre sí respecto de su presión osmótica en:
1.Ambas disoluciones tiene la misma concentración:
n V
n R T V