INSTITUTO TECNOLOGICO DE CONKAL
Licenciatura en Biología Biofísica Propiedades Coligativas De Las Soluciones Responsable: Br. Moreno Torres Harry Alberto Profesora: Dr. Ricalde Pérez María Fernanda
Conkal, Yucatán; Mayo de 2011
Propiedades Coligativas de las Soluciones La presencia de un soluto afecta muy diversas propiedades del líquido en el que esta disuelto: •
La presión de vapor del líquido puro es mayor que la de una disolución.
•
La temperatura a la que hierve un líquido puro es menor que la de una disolución.
•
La temperatura a la que se congela un líquido puro es mayor que la de una disolución.
Estas propiedades se conocen como “coligativas”. La magnitud de la modificación de la presión de vapor o de las temperaturas de ebullición o congelación depende de la cantidad de soluto disuelto. (Andoni Garritz. 1996) Al disolverse en agua, el soluto modifica las propiedades del disolvente. Algunas de las nuevas propiedades no dependen de la naturaleza del soluto, y si solo del número de partículas disueltas. (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994). Coligativo significa “que de la colección”; las propiedades coligativas dependen del efecto colectivo de la concentración de moléculas o iones de soluto de partículas de un soluto, y no de la naturaleza de sus moléculas. El descenso de la presión, la elevación de la temperatura de ebullición, el descenso de la temperatura de congelación y la presión osmótica son las cuatro propiedades coligativas de las disoluciones. Las propiedades coligativas no tienen ninguna relación con el tamaño, ni con ninguna otra propiedad de los solutos; están en función solo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno. Al examinar cada una, nos percatamos en como la concentración del soluto afecta la propiedad en comparación con el disolvente puro. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Villa Gerley María R, Aguilar Rodríguez Jairo I. 2005). Para su estudio conviene dividir a las soluciones en: •
No electrolitos. El soluto disuelto permanece en forma molecular sin carga y no
presenta tendencia a la disociación de iones con carga eléctrica. •
Electrolitos. El solu soluto to se diso disoci cia a en mayo mayorr o meno menorr prop propor orci ción ón en ione ioness
incrementando así el número de partículas en solución.
Presión De Vapor
Un líquido que se encuentra en un recipiente cerrado establece un equilibrio con su vapor. Cuando se llaga a ese equilibrio, la presión que el vapor ejerce se denomina presión de vapor. Una sustancia sin presión de vapor apreciable es no volátil , mientras que la que muestra una presión de vapor es volátil . El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración. Esta relación se expresa con la Ley de Raoult: “El descenso relativo de la presión de vapor del disolvente es igual a la fracción molar del soluto en la disolución”. PA = xA P°A Esta ley predice que al aumentar la fracción molar de las partículas del soluto no volátil en una disolución, la presión de vapor sobre la disolución se reduce. Recordemos que la reducción en la presión de vapor depende de la concentración de partículas de soluto, sean moléculas o iones. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999). Elevación Del Punto De Ebullición
La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la disolución. Por lo tanto, la curva de la presión de vapor de la disolución se desplazara hacia abajo en relación con la curva de presión de vapor del líquido puro, a cualquier temperatura dada, la presión de vapor de la disolución disolución es más baja que la del líquido puro. El punto normal de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm. Por lo tanto, se requiere una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor de 1 atm. El aumento en el punto de ebullición respecto al disolvente puro ( ∆ Tb) es directamente directamente propo proporc rcio iona nall al núme número ro de part partíc ícul ulas as de solu soluto to por por mol mol del del solu soluto to por por 1000 1000 g de disolvente, lo que representa un número fijo de moles de disolvente. Por lo tanto ∆ Tb es proporcional a la molaridad: ∆
T b = Kb m
∆
Tb= aumento del punto de ebullición.
Kb = constante ebulloscópica del solvente. m = molaridad. Recordando la definición de molaridad ∆
Tb = Kb 1000 w2 / w1 PM2
T = ∆ Tb + T°
m= 1000 w 2 2 / w 1 M 2 2 y
sustituyendo en
Tb
La magnitud de Kb, que se denomina constante molar de elevación del punto de ebullición, depende solo del disolvente. Para predecir correctamente el efecto de un soluto soluto dado dado sobre sobre el punto punto de ebulli ebullició ción n (o cualqu cualquier ier otra otra propie propiedad dad coliga coligativ tiva), a), es importante saber si el soluto es un electrolito o un no electrolito. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994), (Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999).
Constantes molares de elevación del punto de ebullición.
Disolvente
Punto de ebullición normal (° C)
Kb (°C / m)
Agua, H2O
100.0
0.51
Benceno, C6H6
80.1
2.53
Etanol, C2H50H
78.4
1.22
Tetraclorur Tetracloruro o de 76.8 Carbono, CCl 4
5.02
Cloroformo, CHCl 3
3.63
61.2
Abatimiento Del Punto De Congelación
Consideránd Considerándose ose el parámetro parámetro abatimiento abatimiento o depresión depresión del punto de congelació congelación, n, que se define como la diferencia (en cualquier dirección) entre el punto de congelación del agua pura. pura. La depres depresión ión del punto punto de congel congelaci ación ón de una soluci solución ón es casi casi direct directame amente nte proporc proporcion ional al a la concen concentra tració ción n de las entida entidades des disuel disueltas tas.. (Maggi (Maggi Marina Marina,, Patron Patrone e Ubaldo, Tavella María J., Tzal Karina. 2006). El punto de congelación de una disolución es la temperatura a la cual una solución se halla en equilibrio con el solvente líquido. Las soluciones se congelan a temperaturas menores que el solvente puro. El descenso del punto de congelación de una solución es, una consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor del solvente debido a la presencia del soluto disuelto. En el punto de congelación del solvente (liquido) se hallan en equilibrio las fases sólida y liquida, por tanto, ambas poseen igual presión de vapor. Dado que la temperatura de punto triple de la disolución es más baja que la del líquido puro, el punto de congelación de la disolución también es más bajo que el líquido puro.
Descenso del punto de congelación.
Al igual que la elevación del punto de ebullición, el abatimiento del punto de congelación (∆ T ), es directamente proporcional a la molaridad del soluto: ∆
Tf = Kf m
∆
Tf = descenso del punto de congelación.
Kf = constante de descenso en el punto de congelación molar del solvente. m = molaridad.
Dónde: Kf = RT0 / ∆ Hf n1 R= constante universal de los gases. T0 = temperatura de congelación del solvente puro. ∆
Hf = calor de fusión del solvente.
n1 = número de moles del solvente. Recordando la definición de molaridad m= 1000 w 2 2 / w 1 M 2 2 y sustituyendo en T
∆
Tf = Kf 1000 w2 / w1 M2
∆
Tf = T° - T
f
T° = ∆ Tf + T Que permite, por ejemplo, calcular el peso molecular de un soluto, en una solución de punto de congelación conocido, despejando M 2: M2 = 1000 w2 Kf / ∆ Tf w1 (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004), (Canales Margarita, Hernández Tzasná, Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999).
Constantes molares del abatimiento del punto de congelación.
Disolvente
Punto de congelación normal (° C)
Kf (°C/m)
Agua, H2O
0.0
1.86
Benceno, C6H6
5.5
5.12
Etanol, C2H50H
-114.6
1.99
Tetraclorur Tetracloruro o de -22.3 Carbono, CCl 4
29.8
Cloroformo, CHCl 3
4.68
-63.5
En el caso dela gua, K f = 1.86 °C/m; por lo tanto, una disolución acuosa de 1 m de sacarosa, o cualquier otra disolución acuosa que sea de 1 m en partículas no volátiles (como NaCl 0.5 m), se congelara a 1.86 °C más abajo que el agua pura. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004). Presión Osmótica
Una descripción apropiada de la presión osmótica es la que se define como la propiedad de una solución que permite predecir si la solución ganara o perderá agua por osmosis cuando experimente un proceso de intercambio por otra solución; en otras palabras, si se conocen las presiones osmóticas de dos soluciones es posible predecir la dirección del proceso de osmosis entre ellas. (Maggi Marina, Patrone Ubaldo, Tavella María J., Tzal Karina. 2006). Ciertos materiales al entrar en contacto con una disolución, estos materiales permiten el paso de algunas moléculas a través de su red de poros diminutos, pero no de otras. Es común que moléculas pequeñas de disolventes como el agua si puedan pasar, no así moléculas o iones de soluto más grandes. La osmosis es el proceso por el cual el disolvente se mueve espontáneamente desde una región de una disolución donde su actividad es baja, a una en que su actividad es alta. La presión osmótica de una disolución a una temperatura dada se define como “ la presión que se debe ejercer sobre sobre la disolución para contrarrestar cualquier movimiento neto de disolventes entre la disolución y el disolvente puro, cuando estos están separados por una membrana membrana semiperm semipermeab eable le perfecta perfecta”. ”. (Canales Margarita, Hernández Tzasná,
Meraz Samuel, Peñalosa Ignacio. 1999). Consideremos una situación en la que solo moléculas del disolvente pueden atravesar una una memb membra rana na.. Si tal tal memb membra rana na se colo coloca ca entr entre e dos dos diso disolu luci cion ones es con con dife difere rent nte e concentración, las moléculas del disolvente se moverán en ambas direcciones a través de la membrana. Sin embargo, la concentración de disolvente en más alta en la disolución que contiene menos soluto, que en la más concentrada, así que la tasa de transferencia de disolvente de la disolución menos concentrada a la más concentrada es mayor que en la dirección opuesta. Por tanto, hay un movimiento neto de moléculas de disolvente de la diso disolu luci ción ón meno menoss conc concen entr trad ada a haci hacia a la más más conc concen entr trad ada. a. Duran Durante te la osmo osmosi sis, s, el movimiento neto del disolvente siempre es hacia la disolución que tiene la concentración más alta de soluto. La presión necesaria para evitar la osmosis es la presión osmótica ( ) de la disolución. La presión osmótica obedece una ley cuya fórmula es: V = nRT, donde V es el volumen de la disolución, n es el número de moles de soluto, R es la constante del gas ideal y T es la temperatura en la escala Kelvin. A partir de esta ecuación, podemos escribir:
= (n/V) RT
= MRT
Donde M es la molaridad de la
disolución. Cuando se ponen en contacto dos disoluciones de distinta concentración, tanto el agua como como el solu soluto to tien tiende den n a difu difund ndir ir,, hast hasta a que que se obti obtien ene e una una diso disolu luci ción ón únic única a de concentración intermedia. En el caso de que las dos disoluciones no estén en contacto directo, sino atravesó de una membrana semipermeable, que permite el paso de agua, pero no de soluto, la tendencia a igualar las concentraciones se manifestara por un paso preferente de agua desde la disolución más diluida hacia la más concentrada. La presión mecáni mecánica ca (hidro (hidrostá státic tica) a) necesa necesaria ria para para contra contrarres rrestar tar el paso paso de agua agua se denomi denomina na presión osmótica . (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994.)
Representación de las circunstancias que permiten medir la presión osmótica.
a) Si la membra membrana na que separa dos disoluc disolucion iones es de distin distinta ta concentr concentració ación n es permeabl permeable e al soluto, este se difundirá a través de las disoluciones, hasta igualar ambas concentraciones. b) Si la membrana solo es permeable al agua (y no al soluto), el agua tendera a difundirse
desde la disolución más diluida hacia la más concentrada. Para evitar esta difusión, habrá que ejercer una presión mecánica que contrarreste la presión osmótica, osmótica, según se muestra en el dibujo.
Si dos disolu disolucio ciones nes con idénti idéntica ca presió presión n osmóti osmótica ca se separa separan n con una membra membrana na semipermeable, no habrá osmosis. Se dice que las dos disoluciones son isotónicas. Si una disolución disolución tiene menor presión osmótica, osmótica, se describe como hipotónica hipotónica respecto a la
disolución disolución más concentrada. concentrada. Decimos Decimos que la disolución disolución más concentrada concentrada es hipertónica hipertónica respecto a la disolución diluida. (Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004). Disoluciones moleculares e iónicas.
El caráct carácter er iónico iónico o molecu molecular lar de una disolu disolució ción n reperc repercute ute direct directame amente nte sobre sobre sus propiedades coligativas. En efecto, estas propiedades dependen del número real de part partíc ícul ulas as en la diso disolu luci ción ón ya sean sean esta estass molé molécu cula lass o ione iones. s. En las las diso disolu luci cion ones es moleculares, este número de partículas coincide con el número de moléculas disueltas; sin embargo, en las disoluciones iónicas, habrá un número de partículas superior, debido a la disoci disociaci ación ón de las molécu moléculas las.. Para Para calcul calcular ar las propie propiedad dades es coliga coligativ tivas as de una disolución iónica, la moralidad m se sustituye por el producto i X m, siendo i el número de partículas originadas al disociarse cada molécula. Entre las moléculas que no se disocian (sustancias no electrolíticas) y las que se disocian por completo (electrolitos fuertes) existe el caso intermedio de una disociación parcial (electrolitos débiles). Desde el punto de vista de las propiedades coligativas, podemos considerar el caso de los electrolitos débiles como aproximadamente igual al de los solutos no electrolíticos. Disoluciones coloidales.
Si las partículas de soluto superar un determinado tamaño (diámetro superior a 10 A, o masa masa mole molecu cula larr supe superi rior or a 10 kdal kdal)) las las diso disolu luci cion ones es corr corres espo pond ndie ient ntes es se llam llaman an coloid coloidale ales, s, y difier difieren en de las disolu disolucio ciones nes verdad verdadera erass por alguna algunass propie propiedad dades, es, por ejemplo, se pueden precipitar por centrifugación a alta velocidad. Como las partículas coloidales son muy grandes, incluso las disoluciones concentradas (en peso de soluto) contienen un número relativamente escaso de moléculas o partículas dispersas. En consecuencia, las propiedades coligativas de las disoluciones coloidales son apenas observables. (Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994).
Problemas •
Presión de vapor
La presión de vapor del agua es de 17.5 torr a 20 °C. Imaginemos que tenemos la temperatura constante mientras agregamos glucosa (C 6H12O6) al agua de modo que la disolución resultante tiene X H20 = 0.800 y X C6H12O6 = 0.200. Según la ley de Raoult, la presión de vapor del agua sobre la disolución será el 80 % de aquella sobre agua pura: PH20 = (0.800) (17.5 torr) = 14.0 torr La presencia del soluto no volátil reduce la presión de vapor del disolvente volátil en 17.5 torr – 14.0 torr = 3.5 torr. •
Elevación Del Punto De Ebullición
A 400 g de un líquido le agregamos 120.1 g de urea (M 2= 60.05), su peso molecular es de 160 g/mol y la constante de ebulloscópica del solvente es 0.9. ¿Cuál será la temperatura de ebullición de la solución si la del solvente puro es de 60 °C? T=? Kb= 0.9 °C/molar m2= 120.1 g T°= 60 °C m1= 400 g W2= 60.05 g/mol Considerando la ecuación de aumento en el punto de ebullición y sustituyendo datos: ∆
Tb = Kb 1000 w2 / w1 PM2
∆
Tb = (0.9 °C/molar) (1000) (120 g) / (400 g) (60.05 g/mol) = 4.5 °C
T = ∆ Tb + T° T = 4.5 °C + 60 °C = 64.5 °C
¿Cuál es la temperatura de ebullición normal de una solución preparada disolviendo 4.26 g de glucosa, en 87.9 g de agua? K b del agua es 0.512 °C / molar m = 4.26 g / (180.6 g / mol) (0.0879 kg) = 0.269 mol ∆
Tb = 0.512 °C / molar (0.269 mol) = 0.14 °C
∆
Tb = 100 °C + 0.14 °C = 100.14 °C
•
Abatimiento Del Punto De Congelación
A 400 g de un líquido le agregamos 120.1 g de urea (M 2= 60.05), su peso molecular es de 160 g/mol, el punto de congelación congelación de la solución solución es de 15 °C y la constante crioscópi crioscópica ca es de 1.45. ¿Cuál será el punto de congelación del solvente puro? T°=? Kf = 1.45 °C/molar m2= 120.1 g T= 15 °C m1= 400 g W2= 60.05 g/mol Considerando la ecuación del descenso en el punto de congelación y sustituyendo los valores conocidos: ∆
Tf = Kf 1000 w2 / w1 M2
∆
Tf = (1.45 °C/molar) (1000) (120.1 g) / (400 g) (60.05 g/mol) = 7.25 °C
∆
Tf = T° - T
T° = ∆ Tf + T = 7.25 °C + 15 °C = 22.25 °C
El sistem sistema a de enfria enfriamie miento nto de un automó automóvil vil contie contiene ne un antico anticonge ngelan lante, te, prepara preparado do usualmente mezclando volúmenes iguales de agua y etilen glicol (C 2H602). Si la densidad de este es 1.113 g / mL, calcule la temperatura de congelación de la mezcla. Para 1000 mL de agua (1 kg) se tienen 1000 mL de etilen glicol con un peso de 1113 g. nglicol = 1113 g / 62 g / mol = 17.95 mol m = 17.95 mol / L glicol / 1 kg H20 = 17.95 mol ∆
Tf = (1.86 °C / molar) (17.95 mol) = 33.4 °C
Tf = 0 °C – 33.4 °C = -33.4 °C
•
Osmosis
¿Cuál es la presión osmótica a 25 °C de una solución de sacarosa C 12H22011, 0.0010 M? p = MRT p = (0.0010 mol/L) (0.082 atm/ L mol) (298 K) p = 0.024 atm
Bibliografía:
Andoni Garritz. 1996. Química. Editorial Addison Wesley Iberoamericana. México. p: 208 Brown Theodore L., Bursten Bruce E. 2004. Química: La ciencia central. 9ª Edición. Editorial Pearson Educación. México. p: 502 – 508 Cana Canale less Marg Margari arita ta,, Herná Hernánd ndez ez Tzas Tzasná ná,, Mera Merazz Samu Samuel el,, Peña Peñalo losa sa Igna Ignaci cio. o. 1999 1999.. Fisicoquímica Volumen I: Teoría. Editorial UNAM. México. p: 136 – 145 Macarulla M. José, Goñi Félix M. 1994. Bioquímica Humana: Curso Básico. Editorial REVERTÉ. España. p: 22 – 27 Maggi Marina, Patrone Ubaldo, Tavella María J., Tzal Karina. 2006. Fisiología Animal. Editorial Médica Panamericana. España. p: 94 - 95 Villa Gerley María R, Aguilar Rodríguez Jairo I. 2005. Manual de Practicas: Química Orgánica. Editorial SELLO. Colombia. p: 43
