Propiedades Coligativas 372q52

NOMBRE: Karla E. Villegas GRUPO: Gr 1 FECHA: 14/01/2014 CONSULTA N°1 TEMA: PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES DE SOLUTOS NO ELECTROLITOS Y ELECTROLITOS. Una solución es una mezcla homogénea de especies químicas dispersas a escala molecular, es una fase simple. El componente presente en mayor cantidad se considera solvente o disolvente, mientras que aquellos presentes en cantidades relativamente pequeñas se denominan solutos. El nombre de electrolitos reciben las sustancias como los ácidos, las bases y las sales que en soluciones tienen la propiedad de ser conductoras de corriente eléctrica, las demás sustancias se consideran como no electrolitos. Las propiedades de las soluciones dependen de la concentración del soluto y del disolvente. Tipos de solutos:  No electrolitos: se caracterizan porque sus disoluciones no conducen la electricidad. Se disuelven como moléculas neutras que no pueden moverse en presencia de un campo eléctrico. (Metanol).  Electrolitos: las disoluciones acuosas de estas sustancias conducen la electricidad. En disolución estos solutos se disocian en iones. (NaCl). PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas o propiedades colectivas, son propiedades que dependen sólo del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Todas estas propiedades tienen un mismo origen y dependen del número de partículas de soluto presentes, independientemente de que sean átomos, iones o moléculas. Las propiedades coligativas son la disminución de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. Las propiedades coligativas de las soluciones de solutos electrolitos se miden de diferente manera que las propiedades coligativas de las soluciones de soluto no electrolito, debido a la disociación de los solutos electrolitos en iones, dando así a una separación de un compuesto en diferentes iones o partículas.

Propiedades coligativas de las soluciones de solutos no electrolitos Estas soluciones son relativamente diluidas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤0.2 M. Disminución 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. El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración. La formulación matemática de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fracción molar del soluto fue expresada por Raoult. 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:

De donde se obtiene que: con lo que: Esta fórmula 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 soluciones verdaderas. Otra manera de calcular el la disminución de la presión de vapor es: ∆ Pv=Pv solvente−Pvsolución

La presión de vapor de una disolución es menor que la del disolvente puro porque se establecen fuerzas entre el soluto y el disolvente las cuales reducen la facilidad de la solución a evaporarse. La elevación del punto de ebullición 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, por ejemplo, como se da al añadir un soluto no volátil, 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 ( ∆ Te) es proporcional a la concentración molal del soluto: ∆ T e = Ke m La constante ebulloscópica (Ke) no depende de la naturaleza del soluto sino que es característica de cada disolvente y m es molalidad (número de moles de soluto / 1000 g de solvente). Para el agua su valor es 0,52 ºC.Kg /mol. Esto significa que una disolución molal de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C. ∆ Te también se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (PeAB) y el punto de ebullición del disolvente puro (PoB). ∆ Te = PeAB - PoB

La disminución del punto de congelación En una solución, la solidificación del solvente se produce cuando éste rompe sus interacciones con el soluto y se enlaza 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 es siempre más bajo que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto. La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido. Llamando ∆ Tc al descenso crioscópico, Kc la constante crioscópica del disolvente y m a la concentración molal del soluto, se cumple que: ∆ T c = Kc m Para el agua, este valor es 1,86 ºC.Kg /mol. Esto significa que las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua congelan a -1,86 º C. Otra forma de calcular el descenso del punto de congelación es: ∆ Tc = T°cB – TAB Siendo T°cB el punto de congelación del solvente puro y TAB el punto de congelación de la disolución. La presión osmótica Es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas. Para comprender esta propiedad se debe saber los conceptos de difusión y de ósmosis.

Difusión: es el proceso que al cabo de cierto tiempo las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible. 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:  impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente.  semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua.  dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales.  permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos; sólo son impermeables a las dispersiones groseras. En Biología y en Fisiología, al hablar de disolvente nos referimos al agua, pero los solutos pueden ser:   

coloidales (proteínas, polisacáridos) verdaderos de tipo molecular (glucosa, urea) verdaderos de tipo salino (NaCl, KHCO3)

Ósmosis: es un fenómeno en el cual al ponerse en o dos disoluciones a través de una membrana semipermeable se producirá el paso de disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, con el fin de igualar las concentraciones, lo cual producirá un equilibrio entre las soluciones y el flujo neto del disolvente se detendrá. Esta tendencia obedece al segundo principio de la termodinámica y se debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las dos soluciones. Presión osmótica: la presión osmótica de una disolución es la presión que se requiere para detener la ósmosis. Está dada por Donde:

M es la molaridad de la disolución R la constante de los gases (0.0821 L·atm/K·mol) T la temperatura absoluta. La presión osmótica, π, se expresa en atm.

Las mediciones de presión osmótica deben ser a temperatura constante, por lo cual la concentración se expresa en unidades de molaridad en vez de molalidad. Al igual que la elevación del punto de ebullición y la disminución del punto de congelación, la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de la disolución. Esto es lo que se esperaría, ya que todas las propiedades coligativas dependen sólo del número de partículas de soluto disueltas en la disolución. Cuando dos soluciones tienen la misma concentración y consecuentemente la misma presión osmótica, se dice que son isotónicas y dos soluciones tienen diferente presión osmótica, la solución de mayor concentración es hipertónica y la solución más diluida se describe como hipotónica.

Propiedades coligativas de las soluciones de solutos electrolitos Las propiedades coligativas dependen de la concentración del soluto presente en la solución, si se disocia un soluto electrolito aumenta la cantidad de partículas en la solución y tendrá variación en las propiedades coligativas con respecto de una solución con soluto no electrolito. Las propiedades coligativas de una solución de un electrolito son el resultado del número de iones presentes en solución. “Para electrolitos fuertes y débiles, la concentración de partículas en solución es mayor que la concentración inicial del compuesto en cuestión, por lo tanto, si se determina experimentalmente las propiedades coligativas de estos compuestos se observan desviaciones de los resultados teóricas esperados”, éste fenómeno se debe a las atracciones electrostáticas entre los iones que conforman a la solución y provoca una unión momentánea de los iones de cargas opuestas formando un par iónico. Al formarse los pares iónicos, disminuye la presencia de iones libres en la solución, y por lo tanto, provoca una leve caída en los valores de las propiedades coligativas. El químico holandés Jacobus Hendricus Van´t Hoff demostró que los valores experimentales no coincidían con los teóricos, mediante una solución de cloruro de sodio (NaCl) de 0,1 m y determinó su punto de congelación de manera experimental que fue -0.348ºC y de manera teórica el valor del punto de congelación de la misma solución que fue de -0.372ºC. Para los electrolitos fuertes, el factor de Van't Hoff es el número de iones totales producidos, ya que los electrolitos fuertes se disocian por completo, en cambio los electrolitos débiles que no se disocian por completo la ecuación de Van't Hoff viene expresada por:

Siendo: i = factor de corrección de Van't Hoff α = grado de ionización del soluto, que indica que cantidad de soluto se disoció.

q = número total de iones liberados en la ionización de un compuesto. Otra fórmula para calcular el factor de Van't Hoff es:

Esta ecuación se puede utilizar para soluciones que se disocian completamente o no se disocian. Para las soluciones de electrolitos fuertes, las ecuaciones de las propiedades coligativas deben modificarse para su adaptación a éstas clases de soluciones. Con el factor de Van´t Hoff, las propiedades coligativas para las soluciones electrolíticas son: Disminución del Punto de Congelación Aumento del Punto de Ebullición Presión Osmótica

∆ Tc = i . m . Kc ∆ Te = i. Ke . m π = M .R .T. i

Punto de Congelación calculado > Punto de Congelación experimental Punto de Ebullición calculado < Punto de Congelación experimental Presión Osmótica calculado > Presión Osmótica experimental Presión de Vapor calculada > Presión de Vapor experimental BIBLIOGRAFÍA http://apuntescientificos.org/soluciones.html http://www.ehu.eus/biomoleculas/agua/coligativas.htm http://lacienciadelfuturo.galeon.com/contenido10.htm http://tema12.weebly.com/propiedades-coligativas-de-las-disoluciones-de-noelectroacutelitos.html http://quimica2medio.blogspot.com/p/propiedades-coligativas.html http://www.radiodent.cl/quimica/propiedades_coligativas_de_soluciones.pdf http://es.slideshare.net/noestoyloconel/propiedades-coligativas-de-las-soluciones-electroliticas http://datateca.unad.edu.co/contenidos/201604/201604_Modulo_exe/exefiscoq28enero/leccion_n o_20_propiedades_coligativas_de_las_soluciones_de_electrolitos.html