APLICACIONES DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

Índice

Introducción

Descenso de la Presión de Vapor

Ascenso Ebulloscópico

Descenso Crioscópico

Presión Osmótica

Propiedades Coligativas y Conducción

Propiedades Coligativas y Plantas

Propiedades Coligativas en la Calidad y Cocina de Alimentos

Bibliografía

Introducción

Las propiedades coligativas son aquellas que no dependen de la naturaleza del soluto, sino de la cantidad del mismo.

Por ejemplo, la conductividad y la viscosidad no son propiedades coligativas ya que si dependen de la naturaleza del producto. Si disolvemos azúcar en agua destilada, ésta disolución no va a conducir la electricidad, en cambio, una disolución de agua destilada y sal, sí conduce la electricidad.

Las propiedades coligativas de una disolución siempre varían respecto a las del solvente puro en mayor o menor medida, tanto si se trata de sal como si se trata de azúcar.

Estas propiedades tienen infinidad de aplicaciones químicas y físicas, especialmente en la determinación de pureza de la sustancia, ya que sus propiedades coligativas no serán las mismas si no son puros, sean cuales sean las impurezas. Además, como dependen de la cantidad de soluto con ellas, se podrá determinar la cantidad de impureza.

No obstante, también están en infinidad de elementos y aplicaciones cotidianas de los que hablaremos más adelante.

¿Cuáles son las propiedades coligativas?

Las propiedades coligativas son:

• El descenso de la presión de vapor.

• El aumento ebulloscópico.

• El descenso crioscópico

• La presión osmótica

Descenso de la Presión de Vapor

La presión de vapor se puede definir como la fuerza ejercida por el equilibrio dinámico, que se forma entre los átomos o moléculas de un compuesto que entran en estado gaseoso y, vuelven a su estado original (líquido o sólido) a una determinada temperatura.

Un disolvente puro tiene una presión de vapor concreta, sin embargo, al añadirle un soluto, esta presión desciende. La razón de este fenómeno es simple; el disolvente puro tiene un determinado área de intercambio de moléculas gaseosas y líquidas, con la atmósfera y este área está formado solamente por moléculas del disolvente. En cambio, cuando hay un soluto disuelto en este disolvente, lo encontraremos por todo su volumen, incluido el área en contacto con la atmósfera, lo cual hará que menos partículas del disolvente estén expuestas a la zona de formación de vapor. Esto provocará que menos partículas entren en estado gaseoso parcial que colabora en la presión de vapor. Pero la presencia de soluto no dificulta el retorno al estado original de las moléculas en estado gaseoso, por tanto, cuanto más soluto haya en la disolución, menos exposición del disolvente a la atmósfera, experimentando una reducción de su presión de vapor a medida que aumente la concentración del soluto. La fórmula que representa este fenómeno es:

DP = Pd • Xs

Donde DP es la disminución de la presión de vapor, Pd es la presión del disolvente puro y Xs es la fracción molar del soluto.

En el caso de que el soluto sea un electrolito, nos encontramos con que la propiedad se ve incrementada debido a que los electrolito se disocian formando dos iones y, por tanto, ocupan más espacio que podrían ocupar moléculas de disolvente en contacto con la atmósfera. Esta corrección de la propiedad se conoce como factor de Van’t Hoff y se representa con una i.

DP = Pd • Xs • i

Ascenso Ebulloscópico

Aumentando la temperatura del compuesto, aumentamos su presión de vapor y, cuando a una determinada temperatura la presión de vapor es igual que la presión atmosférica, la sustancia entra en ebullición, y esa temperatura se trata del punto de ebullición.

Pero no debemos olvidar que acabamos de afirmar que en una disolución, la presión de vapor es menor que en el disolvente original, por lo que la temperatura necesaria para que la presión de vapor de la disolución sea igual que la del disolvente, deberá ser mayor para compensar esa presión de vapor menor causada por el soluto. Por lo que también, cuanto más soluto, mayor deberá ser la temperatura para que la disolución pueda entra en ebullición. Por tanto, donde antes el disolvente entraba en ebullición a una temperatura determinada, la disolución no entrará por tener una presión de vapor menor; necesitará una temperatura mayor. La fórmula para representar esta variación es:

DTe = ke • m

Donde DTe es la variación del punto de ebullición, ke es la constante ebulloscópica para cada soluto y m la molalidad de la disolución.

De nuevo, si el soluto es electrolítico de la misma manera que afecta a la presión de vapor afecta por tanto a esta propiedad:

DTe = ke • m • i

Descenso Crioscópico

Es similar a la ebullición. Si se reduce la temperatura de un disolvente lo suficiente, se producirá la congelación cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión de vapor del sólido. Por lo que el punto de congelación de un solvente, será más alto que el de la disolución.

Esto se puede explicar teniendo en cuenta que la presión de vapor del sólido de la disolución, también se verá afectado por la presencia del soluto, haciendo que tenga una presión de vapor más baja y, por tanto, necesitando una temperatura menor para que la disolución líquida tenga la misma presión de vapor que su sólido y se congele.

La variación del punto de congelación se deduce de esta fórmula:

DTc = kc • m

Donde DTc es la variación del punto de congelación, kc es la constante crioscópica para cada soluto y m la molalidad de la disolución.

De nuevo,

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