PROPIEDADES COLIGATIVAS

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 llamadaspropiedades 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 (Ver Figura superior).

Las cuatro propiedades coligativas son:

descenso de la presión de vapor del disolvente elevación ebulloscópica descenso crioscópico presión osmótica

http://www.ehu.eus/biomoleculas/agua/coligativas.htm

Propiedad coligativa

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Propiedad coligativa}} ~~~~

En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración. Generalmente

expresada como concentración equivalente, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la composición química del soluto.

Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico.

Índice

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1 Descenso a disolución 2 Descenso crioscópico

o 2.1 Aplicacióno 2.2 Aplicación del frío en la congelación de alimentos

3 Aumento ebulloscópicoo 3.1 Aplicación

4 Presión osmóticao 4.1 Aplicación

5 Enlaces externos

Descenso a disolución[editar]

Los líquidos no volátiles presentan interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los líquidos volátiles tienen interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración.

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.

Descenso crioscópico[editar]

Artículo principal: Descenso crioscópico

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los que hacen descender su punto de congelación.

ΔT = Kf · m

m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

ΔT es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.

Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC.kg/mol.

Aplicación[editar]

Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. A pesar de que el hielo tiene una conductividad térmica cuatro veces mayor que el agua liquida, ésta contacta mejor el cuerpo a enfriar, por lo que la superficie para la transferencia de calor será mayor, lo que también contribuye al mejor enfriamiento. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor.

El agua se congela a partir de los 0 °C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura (de ahí que se utilice sal para fundir nieve o hielo con mayor facilidad)

Aplicación del frío en la congelación de alimentos[editar]

La congelación es la aplicación más drástica del frío

• Temperatura del alimento < punto de congelación

• Temperaturas de conservación más o menos -20 °C

• Disminuye la actividad del agua (forma de hielo)

• No hay desarrollo microbiano, pero no destruye todas las bacterias

• Limita la acción de la mayoría de las reacciones químicas y enzimáticas

• Aumento de la vida útil de los alimentos

• Se mantienen las características organolépticas y valor nutritivo si el proceso de congelación y almacenamiento son los adecuados

•La Congelación es el mejor método para conservación a largo plazo

•La Congelación y almacenamiento realizados correctamente permiten la no variación de propiedades organolépticas y nutritivas y una vida útil elevada. [1]

Aumento ebulloscópico[editar]

Artículo principal: Aumento ebulloscópico

Al agregar moléculas o iones a un disolvente puro, la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100° C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.

ΔTb = Kb · m

m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a T - Tb donde T es el punto de ebullición de la solución y Tb el del disolvente puro.

Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor cuando el solvente es agua es 0,512 ° C kg/mol.

Aplicación[editar]

Cuando una sal se disuelve lo hace disociándose. Por ejemplo, un mol de NaCl se disociará en un mol de Na+ y un mol de Cl-, con un total de dos moles en disolución, por eso una disolución de agua con electrolitos, como NaCl en agua, requiere más temperatura para hervir y no obedece la ley de Raoult. Se debe aplicar a dicha ley un factor de corrección conocido como el Factor de van't Hoff.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la presión externa y se observa las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve (tiene un punto de evaporación) a 100° C, si se modifica la presión externa se podría requerir más o menos temperatura para hervir el agua.

Una disolución entre un soluto y un solvente, como glucosa y agua, obedece la Ley de Raoult modificando el ΔTb, pues modifica los valores de molalidad

Presión osmótica[editar]

Artículo principal: Presión osmótica

La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor concentración hacia zonas de mayor concentración de soluto. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida (menos concentrada) hacia una solución menos diluida (más concentrada), cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable. La presión osmótica (π) se define como la presión requerida para evitar el paso de solvente a través de una membrana semipermeable, y cumple con la expresión:

 (también: π )

n es el número de moles de partículas en la solución. R es la constante universal de los gases, donde R = 8.314472 J · K-1 ·

mol-1. T es la temperatura en Kelvin.

Teniendo en cuenta que n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:

Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

Observación: Se utiliza la unidad de molaridad (M) para expresar la concentración ya que el fenómeno de ósmosis ocurre a temperatura constante (de esto se deduce que las unidades de concentración para el ascenso ebulloscópico y el descenso crioscópico estén dadas en molalidad (m), ya que este tipo de expresión no varía con la temperatura)...

Aplicación[editar]

El experimento más típico para observar el fenómeno de ósmosis es el siguiente:

Se colocan dos soluciones con distinta concentración (por ejemplo, una consta de agua con sal común o azúcar y la otra de agua sola).

Ambas soluciones se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable que permite el movimiento del agua a través de ella, es decir, que permite que el solvente pase y las partículas no. El papel celofán suele funcionar, pero debe ser verdadero papel celofán y no sus sustitutos.

Al cabo de un tiempo se podrá observar que el solvente ha pasado de la solución diluida hacia la solución concentrada y los niveles de líquido han cambiado.

Las membranas celulares son semipermeables, la observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico ohipotónico respecto al medio interno celular.

https://es.wikipedia.org/wiki/Propiedad_coligativa

Las propiedades coligativas son aquellas que están muy relacionadas con el

cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a

estos una cantidad determinada de un soluto no volátil. Específicamente las

propiedades que varían son: Punto de ebullición (aumento ebulloscópico), Punto

de congelación (descenso crioscópico), Descenso de la presión del vapor y la

aparición de la Presión Osmótica.

Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara

el soluto a un solventepuro. Obviamente las moléculas del soluto interaccionan o

interfieren en el normal movimiento de las moléculas del solvente afectando

seriamente a estas propiedades mencionadas.

Estos cambios se pueden cuantificar a través de fórmulas. En el caso de las

variaciones de lospuntos de ebullición y de fusión la fórmula siguiente es la más

utilizada.

∆T = K.m  (Kb en el caso del ascenso ebulloscópico y Kc en el caso del descenso

crioscópico).

La m expresa la molalidad de la solución. Recordando brevemente el concepto de

molalidad, es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente.

La K tiene como unidad al grado/m o sea grado centígrado dividido la molalidad.

De esta manera se cancelan m con m y queda el grado de temperatura cuando

calculamos al ∆T. se debe aclarar que el valor de los K depende

delsolvente usado en cuestión.

En la mayoría de los problemas de propiedades coligativas se usa

como solvente al agua (solvente universal).  La Kb es 0.52 °C/m y para Kc es 1.86

°C/m.

De manera que en los problemas nos pueden preguntar cualquiera de las

tres partes de la fórmula. K, m o ∆T.  Generalmente nos preguntan ∆T. Pero con

simples despejes matemáticos se puede averiguar lo que nos pregunten.

También suele usarse en algunos cursos avanzados de química otra fórmula que

si bien parece algo extensa es más práctica si nos dan como datos las masas

de soluto y de solvente (agua). No es más que una adaptación a la anterior.

∆T =(K.g.1000)/(P.M sto . G)

G = masa de solvente (agua). g = masa de soluto. K (de ebullición o de

congelación según corresponda).

Descenso  de la presión de vapor:

La presión de vapor de un solvente con un soluto no volátil (Solución), es menor

que la presión del mismo solvente en estado puro.  Este suceso también se puede

cuantificar gracias a la ley de Rault. Sostiene que la presión de un solvente en una

solución a determinada temperatura es igual a la presión de vapor del

mismo solvente puro multiplicada por la fracción molar de este solvente en la

solución a la misma temperatura.

P1 = P1° .  X1

Recordemos que la fracción molar de un componente en una solución no tiene

unidad.  Las presiones, en cambio se pueden medir en muchas unidades, como

atmósferas, milímetros de Mercurio (mmHg), etc. lo importante es que ambas

presiones estén en la misma unidad. De esta forma se cancelaran sin problemas.

Presión Osmótica:

La ósmosis es un fenómeno que se origina cuando dos soluciones de distinta

concentración se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable.

De manera que solo pueden pasar ciertas moléculas. En este caso las de agua.

Hasta que ambas soluciones tengan la misma concentración. Si queremos impedir

este pasaje tendríamos que aplicar una presión sobre la solución más concentrada

para impedir que las moléculas de agua penetren en esta. Esta presión es la

presión osmótica. También la podemos calcular por fórmula.

∏ = M.R.T

∏ es la presión osmótica, M es la molaridad de la solución, R es la constante

universal de los gases, cuyo valor es de ( 0,082 atm.litro/°K.mol). y T es la

temperatura absoluta o sea en grados Kelvin (°K). Con estas unidades es fácil

darse cuenta que la presión osmótica la obtendremos en atmósferas. También la

R la podemos hallar con el valor de (8.314 J/K.mol).

Todas las formulas expuestas están basadas en solutos no iónicos. Cuando

tenemos solutos iónicos la situación varía.  Los solutos iónicos se disocian en

iones. Es decir, de una partícula se generan 2 o más al disociarse. Teniendo en

cuenta que las propiedades coligativas dependen del número de partículas

de soluto, un soluto iónico generara varias partículas y se incrementará el efecto

coligativo de manera proporcional.  Las fórmulas en estos casos son las mismas

nada más que agregamos el factor i. Por ejemplo:

En el caso del cloruro de sodio (ClNa). Una sal que se disocia en agua.

Aparecerán dos iones a partir de una molécula.

ClNa  →  Cl– +  Na+

El valor de i es 2 por aparecer dos iones. De manera que si quisiéramos averiguar

el aumento ebulloscópico en una solución. La fórmula

∆T = Kb . m  será

∆T = Kb . m . i

O sea que el efecto de la variación de la temperatura será multiplicado por dos. El

doble. Con respecto a la misma cantidad de un soluto que no es iónico. Este

mismo factor i se usa en todas las demás fórmulas ya expuestas. Los solutos

iónicos son, todas la sales, los ácidos fuertes y las bases fuertes como los

hidróxidos de calcio, sodio, magnesio, litio, etc. otros como la glucosa, urea etc.

son no iónicos.

http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/propiedades-coligativas-quimica/propiedades-coligativas/

Aumento del Punto de Ebullición.

En primer lugar, recordemos que la temperatura de ebullición es aquella temperatura a la cual es necesaria calentar un líquido para que la presión de vapor del mismo sea igual a la presión externa que existe sobre el líquido.

Ahora bien, cuando se le agrega un soluto no electrolito a un solvente y se forma una solución, se produce una reducción en la presión de vapor en el solvente. Si la presión de vapor es menor, se requiere aumentar la temperatura a un valor mayor para que las interacciones entre el soluto y el solvente

cedan y las moléculas de solvente pasen a un estado de vapor para buscar el equilibrio entre la presión del solvente y la presión que se encuentre en el entorno.

En otras palabras, al aumentar la cantidad de moléculas de soluto presentes en la solución, ésta aumenta su concentración, y para romper las interacciones entre el soluto y el solvente, y por lo tanto, mayores son los puntos de ebullición de estas.

El aumento en el punto de ebullición de una solución es directamente proporcional al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente.

Los líquidos tienen propiedades fisicas características como: densidad, ebullición, congelación y evaporación, viscosidad, capacidad de conducir corriente, etc. Para estas propiedades cada líquido presenta valores característicos constantes. Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia del soluto determina la modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro.

Propiedades de las disoluciones:1. propiedades constitutivas: aquellas que dependan de la naturaleza de las partículas disueltas. Ej. viscosidad, densidad, conductividad electrica, etc.

2. Propiedades coligativas: dependen del número de particulas disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas particulas. Ej. Descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica.

Utilidades de las propiedades coligativas:a. separar los componentes de una solución por destilación fraccionadab. formular y crear mezclas frigorificas y anticongelantesc. determinar masas molares de solutos desconocidosd. formular sueros fisiológicos para animalese. formular caldos de cultivos para microorganismosf. formular soluciones de nutrientes especiales para regadios de vegetales

Las disoluciones deben ser relativamente diluidas (menores a 0,2 M), en donde las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas.--------------------------------------------------------------------Presión de Vapor

Evaporación es la tendencia de las partículas de la superficie del liquido, a salir de la fase liquida en forma de vapor. Es importante saber que no todas las partículas de liquido tienen la misma energía cinetica (no todas se mueven a la misma velocidad). Las particulas con mayor energía en la superficie pueden escaparse a la fase gaseosa. Las moleculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase liquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se le denomina presión de vapor, cuando ambas fases están en equilibrio dinámico. Esta presión de vapor depende de la temperatura y de la naturaleza del líquido.

Conclusiones:1. Para un mismo líquido, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 1: Descenso de la presión de vapor

Los liquidos no volatiles presentan una gran interacción entre soluto y solvente, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los liquidos volatiles tienen interacciones moleculares más debiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto que se agrega es no volatil, se producirá un descenso de la presión de vapor, ya que este reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volatil disminuye la presion de vapor es proporcional a su concentración.

Ley de Raoult = "A una temperatura constante, el descenso de la presión de vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la dispolución"Pv = Po X

La Presión de vapor es proporcional a la Presión de vapor en estado puro y su fraccion molar (X)

Las diferencias entre las presiones de vapor se cuantifican segun las siguientes relaciones:Pv = PoA - PBPV= P0A XBP0A- PA = P0A XBtambien se debe considerar una solución formada por dos componentes A y B:PA = XA P0A y PB = XB P0BLa presion total Pt es: PT = XA P0A + XB P0B

Ej. Consideremos una disolución formada por 1 mol de benceno y 2 moles de tolueno. El benceno presenta una presión de vapor P0 de 75 mmmHg y el Tolueno de 22mmHg a 20°C. ¿Cuál es la Presion total?

Respuesta: La fracción molar de benceno y Tolueno serán:

Xbenceno = 1 / 1+2 = 0,33 X Tolueno = 2 /1+2 = 0,67

Las presiones parciales serán:Pbenceno = 0,33 x 75mmHg = 25 mmHg ; P Tolueno = 0,67 x 22 mmHg = 15 mmHgy la PT será: PT = 25 mmHg + 15 mmHg = 40 mmHg.-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 2: Aumento punto de Ebullición

Un disolvente tiene menor numero de particulas que se convierten en gas por la acción de las moleculas del soluto en la superficie. Esto provoca el descenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosferica a mayor temperatura.Asi dTe = PeAB - P0BEl descenso del punto de ebullición dTe se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución (PeAB) y el punto de ebullición del disolvente puro (PoB).Además se sabe también que dTe = Ke mdonde Ke es la constante ebulloscopica que establece el descenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua es 0,52°C/m. m es la molalidad.

Ej. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 100g de anticongelante etilenglicol C2H6O2 en 900 g de agua (Ke= 0,52°C/m). (datos: masa soluto 100g; peso molecular etilenglicol 62 g/mol; masa solvente agua 900g; peso molecular agua 18 g/mol; Ke = 0,52°C/m; T°e= 100°C)

Respuesta: Si dTe= Te - T°e (1) y dTe = Ke m (2), para obtener Te necesitamos dTe (ascenso de temperatura de ebullición), lo obtenemos de ecuación (2).62g ----- 1 mol100g ----X moles ; X = 1,613 moles de soluto

Molalidad = 1,613 moles/ 0,9 Kg solvente = 1,792 molalLuego dTe = 0,52°C/m x 1,792 molal = 0,9319°CAsi en la ecuación (1), dTe = 0,9319 = Te - T°e0,9319 + 100 = TeTe = 100,9319°C-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 3: Descenso punto de congelación

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 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.

El descenso del punto de congelación dTc = T°cB - TABsiendo T°cB el punto de congelación del solvente puro y TAB el punto de congelación de la disolución.Experimentalmente, tambien se observa que dTc = Kc mdonde Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una solución 1 molal y es propia de cada disolvente y esta tabulada. Para el agua es 1,86°C/m; m es la molalidad.

El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del liquido y del sólido son iguales, provocando que el liquido se convierta en sólido.

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 ------ 1mol100g -----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°Cdespejando se obtendrá: 3,33°C = dTc = T°c - Tc ; si T°C = O°C, entonces: Tc = -3,33°C

-------------------------------------------------------------------Propiedad Coligativa 4: Presión osmótica

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, fenomeno conocido como osmosis.

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°KM = 0,31 M o 5,3%

http://quimica2medio.blogspot.com/p/propiedades-coligativas.html

EbulloscopíaLa ebulloscopía es la determinación del punto de ebullición de un líquido en el que se halla disuelta una sustancia,1 lo que permite conocer el grado deconcentración de la solución.

El soluto que se encuentra en un líquido disminuye su presión de vapor, lo que se traduce en un incremento del punto de ebullición. De acuerdo con la Ley de Raoult, este incremento del punto de ebullición en relación al del disolvente puro es proporcional a la molalidad de la sustancia disuelta.2

https://es.wikipedia.org/wiki/Ebulloscopía

Propiedades coligativas de las soluciones

Las propiedades coligativas son propiedades físicas que van a depender del número de partículas de soluto en una cantidad determinada de disolvente o solvente

Propiedades ColigativasLa presión de vapor:Esta propiedad esta reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, Francois Raoult quien enunció el siguiente principio: “La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto disuelto”.

Este principio ha sido demostrado mediante experimentos en los que se observa que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o solutos sólidos, siempre tienen presiones más bajas que los solventes puros.

El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula que se muestra a la derecha.

Las soluciones que obedecen a esta relación exacta se conocen como soluciones ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente.Pasos para calcular la presión de vapor de una solución:El planteamiento del problema puede ser el siguiente: Calcule la presión de vapor de una solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea disuelta en 200 gr. de agua. Masa molecular de la urea: 60 g/molMasa molecular del agua: 18 g/mol

Paso 1: Calcular el número de moles del soluto y del solvente.

Total moles soluto + solvente = 0,1666 + 11,111 = 11,276 mol

Paso 2: Fracción molar (Fn)

Paso 3: Aplicar la expresión matemática de la Ley de Raoult

Se busca en la tabla la presión del agua a 26ºC que corresponde a Po y se sustituye en la fórmula.

Presión de vapor de agua a 28ºC = 25 mmHg

Punto de ebullición y de congelación:El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica.La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC.

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.

Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula:

Cálculo del punto de ebullición:

   

Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro.Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 0,52 ºC Kg/molm: molalidad

El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se igualan.El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC.

Cálculo del punto de congelación:

 

Tc: diferencia entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro.Kc: constante molal de congelación. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 1,86 ºC Kg/molm: molalidad

Aplicación de las fórmulas:

En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol.

Paso 1: determinar la molalidad de la solución:

Paso 2:

Determinar el punto de ebullición y de congelación

Punto de ebullición:

      

Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor obtenido a 100°C: 100°C + 0,329 = 100,329°C

Punto de congelación:

      

Como el agua se congela por debajo de los 0ºC 0ºC– 1,179 = - 1,179°C.

Presión osmótica:Esta propiedad se basa en el fenómeno de la ósmosis en el cual se selecciona el paso de sustancias a través de una membrana semipermeable que tiene poros muy pequeños que sólo permiten el paso de las moléculas del disolvente pero no del soluto.

Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma concentración.

El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca un aumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se representa con la letra 

Cálculo de la presión osmótica

  

  C: molaridad o molalidadR: valor constante 0,082 L atm/°K x molT: temperatura expresada en °K. Si el valor de la temperatura está expresado en ºC, se suma a este valor 273. Ejemplo: Temperatura: 20 ºC, 20ºC + 273 = 293ºK

A continuación se presenta un problema tipo de presión osmótica:

Paso 1: Cálculo de la molalidad o molaridad:

Halle la presión osmótica de una solución de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de solución a una temperatura de 298ºK.

Masa molecular de la glucosa = (MM): 180 g/mol

Paso 2: Cálculo de la presión osmótica

 = C x R x T

 = 0,13 g/mol x 0,082  x 298°K 

 = 3,176 atm