Descenso Crioscopico

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACION

El punto normal de congelación o punto de fusión de una sustancia pura es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida están en equilibrio bajo la presión de 1 atm. Aquí el equilibrio significa que existe la misma tendencia de que el sólido pase al estado líquido que para el proceso inverso, ya que el líquido y el sólido tienen la misma tendencia de escape. En la figura 5 se asigna arbitrariamente el valor de 0 ºC a la temepratura To, cuando se trata de agua saturada con aire a la presión de 1 atm. El punto triple del agua libre del aire, en el que el sólido, el líquido y el vapor están en equilibrio, se encuentra a una presión de 4,58 mm de Hg y a una temperatura de 0,0098 ºC, no coincidiendo exactamente con el punto de congelación ordinario del agua a la presión atmosférica, como se explicó en la página 101, sino que más bien es el punto de congelación del agua bajo la presión de su propio vapor. En el razonamiento que sigue, usaremos el punto triple, puesto que aquí el descenso no difiere, de modo importante, del a la presión de 1 atm. Los dos descensos indicados pueden observarse en la figura 5, en la que también se muestra el valor de e, ya señalado en la figura 3.

Si se disuelve un soluto en el líquido, en las condiciones del punto triple, la tendencia de escape o presión de vapor del disolvente descenderá por debajo de la del disolvente puro y, por tanto, para que se vuelva a establecer el equilibrio entre el líquido y el sólido la temperatura tendrá, forzosamente, que descender y, debido a este hecho, el punto de congelación de una disolución es siempre inferior al del disolvente puro. Naturalmente, siempre se supone que el disolvente se congela en estado puro y no en forma de disolución sólida que contenga

FIG. 5. Descenso del punto de congelación del disolvente debido al soluto (no a escala).

parte del soluto, pues cuando surge una complicación de este tipo deben emplearse cálculos especiales, de los cuales no trataremos aquí.

Como se observa en la figura 5, cuanto más concentrada sea la disolución más se separan las curvas de la disolución y del disolvente en el diagrama y mayor es el descenso del punto de congelación. Por consiguiente, éste es un caso semejante al descrito para la elevación del punto de ebullición y, por ello, el descenso del punto de congelación es proporcional a la concentración molal del soluto, según la ecuación:

[15]

0

[16]

¦ es el descenso del punto de congelación, y Kf es la constante de descenso molal, o constante crioscópica, que depende de las propiedades físicas y químicas del disolvente.

El descenso del punto de congelación de un disolvente es sólo función del número de partículas existentes en la disolución, y por esta razón se considera que es una propiedad coligativa. Este descenso, lo mismo que la elevación del punto de ebullición, es consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor del disolvente. El valor de Kf, para el agua, es 1,86, el cual puede determinarse experimentalmente midiendo /m a varias concentraciones molales y extrapolando a concentración cero. Como puede verse en la figura 6, Kf se aproxima al valor 1,86 en disoluciones acuosas de sacarosa y glicerina cuando las concentraciones tienden a cero, o sea, que la ecuación [15] es válida

CONCENTRACION MOLAL

FIG. 6. Influencia de la concentración sobre la constante crioscópica.

solamente para disoluciones muy diluidas. La constante crioscópica aparente para concentraciones más altas puede obtenerse a partir de la figura 6. En los trabajos farmacéuticos y biológicos, el valor 1,86 de Kf puede redondearse a 1,9, resultando así una buena aproximación para la práctica con disoluciones acuosas cuyas concentraciones son inferiores a 0,1 M. En una disolución acuosa de ácido cítrico, el valor de Kf para el disolvente no

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