Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.
Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.
Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente
Las cuatro propiedades coligativas son:
v Descenso de la presión de vapor del disolvente
v Elevación ebulloscópica
v Descenso crioscópico
v Presión osmótica
DESCENSO RELATIVO DE LA PRESIÓN DE VAPOR
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores:
1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre
2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor
Presión de vapor | disolvente puro | disolución |
 |  |  |
Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult (foto de la izquierda) de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fracción molar del soluto.Si representamos por P la presión de vapor del disolvente, P' la presión de vapor de la disolución y Xs la fracción molar del soluto, la ley de Raoult se expresa del siguiente modo:
Esta fórmula nos permite enunciar la ley de Raoult: la presión de vapor de la disolución es igual a la presión de vapor del disolvente por la fracción molar del disolvente en la disolución. Esta fórmula tiene validez para todas las disoluciones verdaderas.
Cuando se trabaja con disoluciones diluidas como las biológicas, cuya molalidad oscila entre 0 y 0,4, se puede utilizar una fórmula aproximada.
Por ejemplo, la molalidad m = 0,4 hay 0,4 moles de soluto en 1000 g de agua, o lo que es lo mismo, 0,4 moles de soluto por cada 55,5 moles de agua, ya que 1000 g de agua (peso molecular =18) son 55,5 moles:
Por ejemplo, la molalidad m = 0,4 hay 0,4 moles de soluto en 1000 g de agua, o lo que es lo mismo, 0,4 moles de soluto por cada 55,5 moles de agua, ya que 1000 g de agua (peso molecular =18) son 55,5 moles:
Por otro lado, la fracción molar del soluto (Xs) es:
y por lo tanto,
De acuerdo con esta fórmula, el descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad, si la disolución es diluída.
ELEVACIÓN EBULLOSCÓPICA
La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor iguala a la atmosférica.
Cualquier disminución en la presión de vapor producirá un aumento en la temperatura de ebullición . La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (DTe) es proporcional a la concentración molal del soluto:DTe = Ke m
La constante ebulloscópica (Ke) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C.
El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro.
DESCENSO CRIOSCÓPICO
La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la temperatura de congelación del disolvente puro (Ver Figura de la tabla). La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando Tc al descenso crioscópico y m a la concentración molal del soluto, se cumple que:
DTc = Kc m
siendo Kc la constante crioscópica del disolvente. Para el agua, este valor es 1,86 ºC/mol/Kg. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C.
Ej. Para el etilenglicol se debe calcular el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc= 1,86°C/molal
Respuesta: Determinemos la molalidad de la disolucion:
62g ------ 1mol
100g -----X; X = 1,61 moles de soluto; molalidad = 1,61 moles/0,9 Kg solvente = 1,79 molal
Así dTc = 1,86°C/m x 1,79 molal = 3,33°C
despejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C, entonces: Tc = -3,33°C
PRESIÓN OSMÓTICA
La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad.
Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas de los sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán son semipermeables. Cuando se ponen en contacto con una solución, ellas permiten el paso de algunas moléculas pero no de otras. Generalmente permiten el paso de las moléculas pequeñas de solvente como el agua pero bloquean el paso de solutos más grandes o iones. El carácter semipermeable, se debe a la red de poros diminutos de la membrana.
Consideremos una situación en la cual solamente las moléculas de solvente pueden pasar a través de la membrana. Si esa membrana se coloca entre dos soluciones de diferente concentración, las moléculas de solvente se moverán en ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo la concentración del solvente es mayor en la solución que contiene menos soluto que en la más concentrada. Por consiguiente la tasa de paso del solvente desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada es mayor que la velocidad en la dirección opuesta. Así hay un movimiento neto de las moléculas de solvente desde la solución menos concentrada hacia la más concentrada, este proceso se llama osmosis. Recuerde: el movimiento neto del solvente es siempre hacia la solución con la concentración de solutos más alta.
La Presión osmótica es aquella que establece un equilibri dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la mas concentrada y viceversa.
Ecuación de Van´t Hoff: pi = nRT/V; donde pi es la presión osmotica; R = 0,082 Latm/K mol; T la temperatura en °K; V el volumen en L.
Si el volumen de la solución fuera 1L entonces n/V = Molaridad y la ecuación quedaría como:
pi = MRT
Ej. La presión osmotica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25°C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre?
Respuesta: M = pi/RT, reemplazando, M=7,7 atm /0,082L atm/°Kmol x 298°K
M = 0,31 M o 5,3%
REFERENCIAS
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química. Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química. Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo Interamenricano
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