Prop coligativas

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PROPIEDADES 
COLIGATIVAS 
 
Marco Antonio Quezada Sosa 
Fisicoquímica I 
MARCO ANTONIO QUEZADA SOSA 18070959 
 
4.1 Aumento en el punto de ebullición 
 
La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de 
vapor iguala a la atmosférica. 
Un disolvente tiene menor número de 
partículas que se convierten en gas por la 
acción de las moléculas del soluto en la 
superficie. Esto provoca el aumento del punto 
de ebullición, pues la presión de vapor se 
igualará a la presión atmosférica a mayor 
temperatura. Así: 
 
 
El aumento del punto de ebullición ∆Teb se obtiene por la diferencia entre la 
temperatura de ebullición de la disolución (TebSln) y la temperatura de 
ebullición del disolvente puro (T⁰ebDisolv). Cualquier disminución en la 
presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento 
en la temperatura de ebullición. La elevación de la temperatura de ebullición 
es también proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la 
temperatura de ebullición (∆Teb) es proporcional a la concentración molar del 
soluto: 
 
Donde Ke es la constante ebulloscópica que establece el descenso del punto 
de ebullición de una disolución 1 molar y es propia de cada disolvente y está 
tabulada. 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 
°C/mol/Kg o bien 0.52 °c/m. Esto significa que una disolución molar de 
cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 
0.52 °C. 
 
Ke también puede escribirse como Kb y puede calcularse a partir de: 
 
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Donde M es el peso molecular del solvente, R es la constante de los gases 
ideales, T°eb es la Temperatura estándar de ebullición del solvente puro y 
∆Hvap es el calor latente de vaporización del solvente. 
 
 
 
 
 
 
4.2 Disminución en el punto de 
congelación 
 
El punto de congelación es la temperatura a la cual las presiones de vapor del 
líquido y del sólido son iguales, provocando que el líquido se convierta en 
sólido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
En una solución, la solidificación del solvente se producirá cuando éste rompa 
sus interacciones con el soluto y se enlace nuevamente como si estuviera 
puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el 
disolvente puro se congelaría, por lo tanto, el punto de congelación de una 
disolución es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente 
proporcional a la concentración del soluto. El descenso del punto de 
congelación está dado por: 
 
 
Siendo TC°Disolv el punto de congelación del solvente puro y TCSln el punto 
de congelación de la disolución. 
 
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La temperatura de congelación de las disoluciones es más baja que la 
temperatura de congelación del disolvente puro. La congelación se produce 
cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. 
Experimentalmente, también se observa que: 
 
 
Donde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto 
de congelación de una solución 1 molar y es propia de cada disolvente y 
esta tabulada. Para el agua, este valor es 1.86 °C/mol/Kg o 1.86 °C/m. Esto 
significa que las disoluciones molares (m=1) de cualquier soluto en agua 
congelan a -1,86 °C. 
Análogamente a la constante ebulloscópica Ke o Kb, la Kc también pude 
encontrarse como Kf y puede calcularse a partir de: 
 
 
Donde M es el peso molecular del solvente, R es la constante de los gases 
ideales, TC° es la Temperatura estándar de congelación del solvente puro y ∆Hf 
es el calor latente de fusión del solvente. 
 
 
4.3 Disminución de la presión de vapor 
 
La disminución de la presión de vapor de un solvente con la disolución en él de 
un soluto no volátil, fue establecida por Raoult, y cuya ley establece que: 
“La disminución es proporcional a la fracción molar del soluto; o que 
la presión de vapor de la solución será proporcional a la fracción molar del 
solvente.” 
 
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto 
no volátil. 
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Este efecto es el resultado de dos factores: 
o La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie 
libre. 
o La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un 
soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores: 
• La disminución del número de moléculas del disolvente en la 
superficie libre. 
• La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y 
las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor. 
 
Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su disolución es menor que 
la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor y presión 
de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la 
disolución. Esta relación está dada por la ley de Raoult, que establece que la 
presión parcial de un disolvente sobre una disolución está dada por la presión 
de vapor del disolvente puro, multiplicada por la fracción molar del 
disolvente en la disolución. 
 
Una fuerza motora en los procesos físicos y químicos es el incremento del 
desorden: a mayor desorden creado, más favorable es el proceso. La 
vaporización aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el 
vapor no están tan cercanamente empacadas y por lo tanto tienen menos 
orden que las del líquido. Como en una disolución está más desordenada que 
el disolvente puro, la diferencia en el desorden entre una disolución y un vapor 
es menor que la que se da entre un disolvente puro y un vapor. Así las 
moléculas del líquido tienen menor tendencia a abandonar el disolvente para 
transformarse en vapor 
 
La presión de vapor se define como la fuerza ejercida por moléculas gaseosas 
de un material, sobre la superficie de ese mismo material. Es decir, existe un 
equilibrio entre la fase líquida y gaseosa. 
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El proceso de vaporización, al igual que el de condensación, se produce 
habitualmente en la cotidianidad. 
La disminución es proporcional a la fracción molar del soluto; o que la presión 
de vapor de la solución será proporcional a la fracción molar del solvente. 
DONDE: 
 
o ΔP° = Disminución o variación de la presión de vapor 
o P° ste = Presión de vapor del solvente puro 
o P°Soluc = Presión de vapor de la solución 
o Xsto = Fracción molar del soluto 
o Xste = Fracción molar del solvente 
 
USOS 
o El descenso crioscópico puede ser usado para determinar la actividad 
de un soluto en solución o su grado de disociación en un solvente dado. 
o Es gracias al descenso crioscópico que se puede usar sal común para 
fundir nieve, hielo o escarcha simplemente espolvoreándolo. 
o El fenómeno tiene importantes consecuencias en el caso del agua de 
mar, porque la respuesta al enfriamiento intenso del agua del océano, 
como ocurre en el invierno de las regiones polares, es la separación de 
una fase sólida flotante de agua pura. Es así como se forma la banquisa 
en torno a la Antártida o al océano Ártico, como un agregado compacto 
de hielo puro de agua, con salmuera llenando los intersticios, y flotando 
sobre una masa de agua líquida a menos de 0ºC (hasta un límite de -
1,9ºC para una salinidad del 3.5%). 
o El descenso crioscópico ha encontrado aplicaciones prácticas fuera de 
los laboratorios de investigación, como en el uso de anticongelantes 
para evitar que los circuitos de refrigeración de los motores de los 
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vehículos o los mismos combustibles se congelen cuando las 
temperaturas bajan en invierno, para la determinación de la 
adulteración de la leche con agua, para la preparación de disoluciones 
en la industria farmacéutica, para análisis clínicos de y orina, etc. 
o El descenso crioscópicose utiliza en la industria para determinar masas 
moleculares de productos químicos que se fabrican, al igual que se hace 
a nivel de laboratorio. También se emplea para controlar la calidad de 
los líquidos: la magnitud del descenso crioscópico es una medida directa 
de la cantidad total de impurezas que puede tener un producto: a mayor 
descenso crioscópico, más impurezas contiene la muestra analizada. 
 
 
 
4.4 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 es necesario revisar los conceptos de difusión y de ósmosis. 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 
ósmosis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a 
alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, 
lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo. En Biología es especialmente 
importante el fenómeno de difusión a través de membranas, ya que la 
presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y 
solutos en las estructuras celulares. 
 
La presencia de una membrana separando dos medios diferentes impone 
ciertas restricciones al proceso de difusión de solutos, que dependerán 
fundamentalmente de la relación entre el diámetro de los poros de la 
membrana y el tamaño de las partículas disueltas. 
 
Las membranas se clasifican en cuatro grupos: 
o Impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente 
o Semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del 
agua 
o Dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los 
solutos coloidales 
o Permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y 
verdaderos; sólo son impermeables a las dispersiones gruesas. 
 
En Biología y en Fisiología, al hablar de disolvente nos referimos al agua, pero 
los solutos pueden ser: 
o Coloidales (proteínas, polisacáridos) 
o Verdaderos de tipo molecular (glucosa, urea) 
o Verdaderos de tipo salino (NaCl, KHCO3) 
 
Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución 
separada del disolvente puro por una membrana semipermeable. Un soluto 
ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es 
capaz de atravesar la membrana que los separa. 
 
La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica 
necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente 
por una membrana semipermeable. 
 
Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro que consiste en un 
recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana semipermeable y 
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con un émbolo en la parte superior. Si se introduce una disolución en el 
recipiente y se sumerge en agua destilada, el agua atraviesa la membrana 
semipermeable y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo hasta una 
altura determinada. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada 
se puede impedir que pase el agua hacia la disolución, y el valor de esta presión 
mecánica mide la presión osmótica. 
 
Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy 
diluídas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las leyes de los 
gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff, 
premio Nobel de Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente 
fórmula: 
 
 
Donde π representa la presión osmótica, [M] es la molaridad de la disolución, 
R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta. 
 
Comparando la presión osmótica de dos disoluciones se pueden definir tres 
tipos de disoluciones: 
o Disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión 
osmótica que la disolución de referencia 
o Disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión 
osmótica que la disolución de referencia 
o Disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión 
osmótica que la disolución de referencia 
 
 
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4.5 Aplicaciones de las propiedades 
coligativas en las soluciones de la vida 
diaria 
 
o Conservación de frutas y hortalizas 
o Conservas y encurtidos 
o Evitar la formación de hielo en las carreteras, cuando las temperaturas son 
muy bajas en el invierno, al adicionar sal CaCl2 que se disuelve y forma una 
salmuera. 
o Conservación de los productos de la pesca en salmueras por debajo del punto 
de congelación del agua. Evita que el producto se congele y quede libre de 
la acción de los microorganismos. 
o Evitar la evaporación y congelación del agua en los radiadores de los carros 
al adicionar etilenglicol. 
o Personas que requieren de reposición de fluidos corporales o nutrimentos 
como sangre, glucosa, vitaminas, minerales, etc. Estas soluciones deben ser 
isotónicas con respecto a nuestros fluidos. 
 
 
 
 
	4.1 Aumento en el punto de ebullición
	4.2 Disminución en el punto de congelación
	4.3 Disminución de la presión de vapor
	USOS
	4.4 Presión osmótica
	4.5 Aplicaciones de las propiedades coligativas en las soluciones de la vida diaria