PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS

Las propiedades coligativas de las disoluciones dependen de la concentración total de las partículas del soluto, independientemente de si las partículas son iones o moléculas. De esta manera, esperaríamos que una disolución de NaCl 0.100 m presente una disminución de su punto de congelación de (0.200 m) (1.86°C/m) = 0.372 °C , debido a que es 0.100 m de Na+(ac) y 0.100 m de Cl-1(ac). Sin embargo, la disminución del punto de congelación registrada es de solo 0.348 X y la situación es similar para otros electrolitos fuertes. Por ejemplo, una disolución de KC10.100 m, se congela a —0.344 °C.

La diferencia entre las propiedades coligativas esperadas y las observadas en los electrolitos fuertes se debe a las atracciones electrostáticas entre los iones. Mientras los iones se mueven dentro de la disolución, los iones de carga opuesta hacen colisión y se "mantienen juntos" por breves momentos. Mientras permanecen juntos, se comportan como una sola partícula llamada par iónico (Figura 13.25 ▼). Por lo tanto, el número de partículas independientes es reducido, lo que provoca una reducción en la disminución del punto de congelación (así como la elevación del punto de ebullición, la reducción de la presión de vapor y la presión osmótica).

[pic 1]

Una medida del grado al cual los electrolitos se disocian es el factor de van't Hoff, i. Este factor representa la relación del valor real de una propiedad coligativa con respecto al valor calculado, suponiendo que la sustancia es un no electrolito. Por ejemplo, mediante la disminución del punto de congelación, tenemos:

[pic 2]

Se puede determinar el valor ideal de i para una sal a partir del número de iones por unidad formular. Por ejemplo, para el NaCl el factor de van't Hoff ideal es igual a 2 debido a que el NaCl consiste de un Na+  y un Cl-1por unidad formular; en el caso del K2SO4 es 3, debido a que el K2SO4 consiste de dos K+ y un (SO4)-2. En ausencia de cualquier información con respecto al valor real de i para una disolución, en los cálculos utilizaremos el valor ideal.

La tabla 13.5 ▼ muestra los factores de van't Hoff observados para distintas sustancias a diluciones diferentes. En estos datos son evidentes dos tendencias. Primero, la dilución afecta el valor de i para los electrolitos; mientras más diluida este la disolución, más se aproximara i el valor ideal o limite. De esta manera, el grado de apareamiento iónico en las disoluciones de electrolitos disminuye durante la dilución. Segundo, mientras menores sean las cargas en los iones, menor es la desviación de i de su valor limitante, debido a que el grado de apareamiento iónico disminuye al disminuir las cargas iónicas. Ambas tendencias son consistentes con los fundamentos de la electrostática: la fuerza de interacción entre partículas cargadas disminuye al incrementarse la separación entre ellas y al disminuir sus cargas

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