PROPIEDADES COLIGATIVAS La adición de un soluto a un disolvente hace que se modifiquen algunas propiedades de éste: La densidad. La conductividad eléctrica. La viscosidad, etc. Se pueden distinguir cuatro propiedades del disolvente PROPIEDADES COLIGATIVAS: que se ven afectadas en presencia de un soluto y que dependen de la concentración en que se halla el soluto (número de partículas disueltas), pero no de su naturaleza:
La presión de vapor. El punto de congelación. El punto de ebullición. La presión osmótica.
Las leyes que rigen estas propiedades sólo se cumplen exactamente en disoluciones ideales: Disoluciones muy diluidas. Con solutos no iónicos. PRESIÓN DE VAPOR DE LAS DISOLUCIONES: Un recipiente cerrado, esta lleno parcialmente de un líquido, que está constituido por moléculas que están en constante movimiento en todas las direcciones. Este movimiento errático, hace que se produzcan choques entre ellas, por lo que, las moléculas intercambian energía (algunas se aceleran, otras se frenan). En este constante choque e intercambio de energía, algunas moléculas pueden alcanzar tal velocidad, que si están cerca de la superficie pasan de líquido a gas. A este proceso de conversión lenta de los líquidos a gases se llama evaporación. A medida que más y más moléculas pasan al estado de vapor, la presión dentro del espacio cerrado sobre el líquido aumenta, este aumento no es indefinido, y hay un valor de presión para el cual por cada molécula que logra escapar del líquido necesariamente regresa una de las gaseosas a él, por lo que se establece un equilibrio y la presión no sigue subiendo. Esta presión se conoce como Presión de Vapor. LA PRESIÓN DE VAPOR depende de dos factores: La naturaleza del líquido: El valor de la presión de vapor saturado de un líquido, da una idea clara de su volatilidad, los líquidos más volátiles (éter, gasolina, acetona, etc.) tienen una presión de vapor saturado más alta, por lo que este tipo de líquidos, confinados en un recipiente cerrado, mantendrán a la misma temperatura, un presión mayor que otros menos volátiles.
La temperatura: Del mismo modo, la presión de vapor de saturación crece con el aumento de la temperatura, de esta forma si colocamos un líquido poco volátil como el agua en un recipiente y lo calentamos, obtendremos una presión notable al destaparlo. La explicación de este fenómeno se basa en el aumento de energía de las moléculas al calentarse. Cuando un líquido se calienta, estamos suministrándole energía. Esta energía se traduce en un aumento de velocidad de las moléculas que lo componen, lo que a su vez significa, que los choques entre ellas serán más frecuentes y violentos. Es fácil darse cuenta entonces, que la cantidad de moléculas que alcanzarán suficiente velocidad para pasar al estado gaseoso será mucho mayor, y por tanto, mayor también la presión. PUNTO DE EBULLICIÓN- EVAPORACIÓN: Supongamos que tenemos un líquido confinado en un recipiente abierto. Sobre el líquido actúa el aire a la presión de la atmósfera. Si esta presión atmosférica es mayor que la presión de vapor del líquido a esa temperatura, la evaporación será muy lenta. Se deberá básicamente, a que siempre en el incesante choque entre ellas, alguna de manera esporádica, alcanzará la energía suficiente para pasar al estado gaseoso con la posibilidad de abandonar el recipiente, especialmente si hay alguna corriente de gases que la arrastre. Si comenzamos a incrementar la temperatura del sistema, cada vez será mayor la cantidad de moléculas que lo abandonen y se irá incrementando gradualmente la evaporación. Cuando se alcance una temperatura, para la cual, el valor de la presión de vapor del líquido, sea igual al valor de la presión atmosférica, la evaporación se producirá en toda la masa del líquido, se dice entonces que el líquido entra en ebullición (hierve).
PROPIEDADES COLIGATIVAS 1
PRESIÓN DE VAPOR DE LAS DISOLUCIONES: “A una temperatura dada, cuando se disuelve un soluto no volátil en un disolvente, disminuye la presión de vapor del disolvente”.
Las moléculas de soluto al ocupar un lugar entre las del disolvente, dificultan el escape al estado gaseoso de las moléculas del disolvente, por lo que la presión de vapor disminuye. Esta variación la explica la ley de Raoult:
A una temperatura dada, la disminución relativa de la presión de vapor de un líquido volátil al disolver en él un soluto no volátil es direct amente proporcional a la fracción molar del soluto:
Expresa el descenso de la presión de vapor de la disolución
∆ p = pº - p´ = pº Xs
Presión de vapor del disolvente puro
Fracción molar del soluto
Presión de vapor del disolvente en la disolución
PROPIEDADES COLIGATIVAS 2 PUNTO DE CONGELACIÓN DE LAS DISOLUCIONES:
El punto de congelación, o de fusión, de una disolución es inferior al del disolvente puro. Al añadir un soluto no volátil a una disolución, disminuye la temperatura de congelación de la misma. La disminución de la presión de vapor es proporcional a la fracción molar del soluto (Ley de Raoult), lo que para disoluciones muy diluidas, equivale a decir que tal disminución es proporcional a la molalidad. Por tanto, el descenso del punto de congelación de una disolución es proporcional también a la molalidad (m): “Descenso crioscópico”
∆ tc = Kc m
Molalidad de la disolución
(tc – t´) Constante crioscópica molal Temperatura de congelación del disolvente puro
Temperatura de congelación de la disolución
ANTICONGELANTES: En los depósitos del sistema de refrigeración de los coches se agregan al agua de refrigeración diversas sustancias para reducir su punto de congelación e impedir que se solidifique a 0 ºC, lo que reventaría los sistemas de refrigeración. Las sales muy solubles no pueden emplearse porque corroen los metales. Por ello, se utilizan disoluciones de alcohol etílico, etilenglicol y glicerina, que en proporciones adecuadas no se congelan hasta -25 ºC o incluso -50 ºC.
PROPIEDADES COLIGATIVAS 3 PUNTO DE EBULLICIÓN DE LAS DISOLUCIONES:
El punto de ebullición de una disolución es superior al del disolvente puro. Al añadir un soluto no volátil a una disolución, aumenta la temperatura de ebullición de la misma. El ascenso ebulloscópico se puede calcular con la siguiente expresión:
“Ascenso ebulloscópico”
∆ te = Ke m
Molalidad de la disolución
( t´- te) Constante ebulloscópica molal Temperatura de ebullición del disolvente puro
Temperatura de ebullición de la disolución
PRESIÓN OSMÓTICA: Cuando enfrentamos dos disoluciones de distinta concentración separadas por una membrana semipermeable, se produce el paso de disolvente desde la disolución menos concentrada a la más concentrada hasta que las dos disoluciones equilibran sus concentraciones. El fenómeno se denomina ósmosis. Este fenómeno tiene una gran importancia en muchos procesos biológicos (los intercambios celulares con el medio se realizan a través de las membranas celulares). Al poner en contacto el disolvente puro con la disolución a través de una membrana semipermeable, puede producirse un doble flujo de moléculas de disolvente en ambos sentidos. Sin embargo, en el lado de la disolución, la presencia de moléculas de soluto que no pueden atravesar la membrana dificulta la migración de las moléculas del disolvente de la disolución, por lo que hay un mayor flujo desde el disolvente hacia la disolución que al revés (de la menos concentrada a la más concentrada). La presión mecánica (hidrostática) necesaria para contrarrestar el paso de agua se denomina PRESIÓN OSMÓTICA. La presión que hay que ejercer sobre la disolución para impedir el proceso de ósmosis.
SI NAUFRAGAS NO BEBAS AGUA DEL MAR: ocasionaría por ósmosis, una pérdida de agua en nuestros tejidos: cuanta más agua salada bebemos, más agua perderemos. LA SALAZÓN: es un buen método para conservar alimentos, ya que elimina la humedad de éstos, secándolos por ósmosis e impidiendo la proliferación de microorganismos (curación del jamón serrano).
PROPIEDADES COLIGATIVAS ECUACIÓN DE LA PRESIÓN OSMÓTICA: La presión osmótica esta relacionada con siguiente manera:
π =
la concentración de la
n RT V
Molaridad
T = t + 273 Kelvin (K) R = 0,082 atm / K mol
Si el medio es hipertónico respecto a los hematíes: retracción. Si el medio es isotónico respecto a los hematíes: equilibrio. Si el medio es hipotónico respecto a los hematíes: hemólisis.
SUSPENSIONES Y DISOLUCIONES COLOIDALES SUSPENSIONES: Si pulverizamos arena muy finamente y la mezclamos con agua, puede parecernos una disolución, pero no lo es ya que al cabo de un tiempo la mayoría de las partículas de arena se aglutinan y, por la acción de la gravedad, sedimentan. Otras quedan flotando largo tiempo en el disolvente en forma de grandes conglomerados de partículas. Este tipo de mezcla heterogénea, en la cual, las partículas son lo suficientemente grandes como para poder ser observadas a simple vista o mediante un microscopio óptico, se le denomina SUSPENSIÓN. Las disoluciones verdaderas son transparentes porque las sustancias que se disuelven quedan, por acción del disolvente, descompuestas en sus moléculas o iones constituyentes; sin embargo, las suspensiones son opacas o traslúcidas, debido a la presencia de los grandes conglomerados de partículas. Ejemplos de suspensiones: amoxicilina, barro, etc.
DISOLUCIONES COLOIDALES: Existen otras mezclas heterogéneas donde las partículas de sólido son tan pequeñas que no sedimentan, y solo pueden reconocerse porque reflejan y refractan a la luz que incide sobre ellas; además, no pueden atravesar membranas, que solo son permeables al disolvente.
A estos sistemas se les llama dispersiones o disoluciones coloidales. Una misma sustancia puede formar parte de disoluciones verdaderas o de coloidales, según el disolvente utilizado.
Las partículas disueltas en las disoluciones coloidales reciben el nombre de micelas, y su tamaño es intermedio entre los de las partículas de las disoluciones verdaderas y los de las suspensiones. Una disolución coloidal puede formarse combinando dos sustancias que se encuentren en cualquier fase, siempre que estas sean inmiscibles.
MEDIO DE FASE DISPERSIÓN DISPERSA
CLASIFICACIÓN EJEMPLOS
Gas
Líquido
Aerosol líquido
Nieblas, nubes
Gas
Sólido
Aerosol sólido
Humo
Líquido
Gas
Espuma
Espumas, nata batida
Líquido
Líquido
Emulsión
Mayonesa
PROPIEDADES DE LAS DISPERSIONES COLOIDALES: EFECTO TYNDALL:
Al igual que las disoluciones verdaderas, las dispersiones coloidales son muy claras al microscopio. No obstante si se observan en dirección perpendicular al recorrido de un haz de luz que las atraviese, aparecen turbias, y si la habitación está a oscuras, la dispersión se hace visible, ya que difunde la luz que llega. La dispersión de la luz es lo que se conoce como efecto Tyndall. La dispersión aumenta con el tamaño y número de las micelas.
ADSORCIÓN:
Es la unión en la superficie de un sólido, de átomos, moléculas o iones existentes en el medio en el que se halla dicho sólido.
CARGA ELÉCTRICA:
Las micelas están cargadas de electricidad. Si introducimos en la dispersión coloidal dos láminas metálicas conectadas a cada uno de los dos polos de una pila eléctrica (electrodos): las micelas se moverán hacia el electrodo positivo si están cargadas negativamente, o bien, hacia el negativo, si lo están positivamente.
El origen de esta carga eléctrica pude ser debido a: Por su enorme superficie, las micelas adsorben iones existentes en la dispersión apropiándose de su carga eléctrica. La propia micela al entrar en contacto con la fase dispersante, se disocia desprendiendo un ión de un determinado signo, quedando el resto cargado con signo opuesto.