Propiedades coligativas de las soluciones no electrolíticas

 PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES NO ELECTROLÍTICAS 

Las propiedades coligativas de las soluciones son propiedades que dependen únicamente del número de moléculas de soluto no volátil en relación al número de moléculas de solvente y no de su naturaleza. Es decir, dependen de la fracción molar, molalidad y concentración molar. 

Las propiedades coligativas son:

a. Descenso relativo de la presión de vapor.

b. Aumento en la temperatura de ebullición.

c. Descenso en la temperatura de congelación

d. Presión osmótica.

a. Descenso relativo de la presión de vapor

Al  agregar un soluto no volátil a un solvente volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor, debido a la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre de la solución. El descenso relativo de la presión de vapor está dado por la ley de Raoult. El descenso relativo de la presión de vapor es directamente proporcional a la fracción molar del soluto.

(P° - P)/P° = xs

P = presión de vapor de la solución

P° = presión del solvente puro y xs = fracción molar del soluto. .

b. Aumento en la temperatura de ebullición

Al disolver un soluto no volátil en un disolvente volátil aumenta la temperatura de ebullición de la solución. Este aumento es directamente proporcional a la molalidad.

77

Tb - Tb° = Ke m

m = molalidad, Ke se denomina constante ebullosópica y depende del solvente. Para agua Ke = 0, 52 K kg/mol = 0,52 °C kg/mol. Tb es la temperatura de ebullición de la solución y Tb° es la temperatura de ebullición del solvente puro.

7

c. Descenso en la temperatura de congelación

 Al disolver un soluto no volátil en un solvente volátil disminuye la temperatura de congelación de la solución. La disminución de la temperatura de congelación es directamente proporcional a la molalidad.

Tc° - Tc = Kc m

Kc es la constante crioscópica y depende del solvente. Para el agua Kc = 1,86 K kg/mol = 1,86 °C kg/mol. Tc° es la temperatura de congelación del solvente puro. Tc es la temperatura de congelación de la solución.

Ejemplo sobre aumento y disminución en las temperaturas de ebullición y de fusión, respectivamente. 

Un anticongelante para automóviles es el etano-1,2-diol (C2H6O2). Calcular la temperatura de ebullición normal y la temperatura de congelación normal de una disolución formada por 250 g de etano-1,2-diol y 750 g de agua. 

Solución 

1. Calculamos la Mm del etano-1,2-diol. 

Mm = 2.12 g/mol + 6.1 g/mol + 2.16 g/mol = 62 g/mol

2. Calculamos los moles del etano-1,2-diol. 

mol de C2H6O2 = masa de C2H6O2 /Mm

mol de C2H6O2 = 250 g/62 g mol-1 = 4,03 mol

3. Calculamos la molalidad. 

m = mol de C2H6O2/kilogramo de H2O

 m = 4,03 mol/0,750 kg = 5,38 mol/kg

4. Calculamos el aumento en la temperatura de ebullición de la solución y la temperatura de ebullición de la solución. 

Tb - Tb° = Kb m = (0,52 °C kg/mol)(5,38 mol/kg) = 2,8 °C

Tb = 100 °C + 2,8 °C = 102,8 °C

(Recuerde que la temperatura de ebullición normal del agua es 100 °C) 

5. Calculamos la disminución en la temperatura de congelación de la solución y la temperatura de congelación de la solución. 

Tc° - Tc = Kc m = (1,86 °C kg/ mol)(5,38 mol/kg) = 10,0 °C

Tc = 0 °C - 10,0 °C = - 10,0 °C

(Recuerde que la temperatura de congelación normal del agua es 0 °C) 

c. Presión osmótica

La presión que hay que aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable.

π = cRT

R es la constante universal de los gases y vale 0,0821 atmL L/K mol. c es la concentración molar y T es la temperatura en Kelvin. π es la presión osmótica. La ecuación anterior es denominada ecuación de Van't Hoff. Esta ecuación indica que la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración y a la temperatura absoluta, siendo la constante universal de los gases la constante de proporcionalidad.

Fig. 1. Presión osmótica 

Experimento sobre presión osmótica.