Propiedades coligativas

INTRODUCCION

En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración . 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, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.

Cuando un soluto se disuelve en un disolvente dado, las propiedades de la disolución resultante son distintas a las del disolvente puro, y la la variación producida depende en primer lugar de la naturaleza del soluto y del disolvente, la densidad, la conductividad eléctrica y la viscosidad, y en segundo lugar el numero de partículas o moléculas de soluto disueltas en una cantidad específica de disolvente.

Las propiedades del disolvente que se ven afectadas por la cantidad de soluto disuelto son la presión de vapor, el punto de ebullición, el punto de congelación, y la presión osmótica. La medida en que los solutos afectan estas propiedades está relacionada directamente con el numero de pariculas de soluto. Cuanto mas grade la cantidad de soluto disuelto, mayor su efecto.

DESARROLLO:

Descenso de la presión de vapor

Cuando se prepara una solución con un solvente volátil y un soluto no volátil (que no se transformará en vapor) y se mide su presión de vapor, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura y presión atmosférica), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil. El fenómeno observable es un aumento del punto de ebullición de la disolución.

A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el

límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil.

Ej: dejar un vaso con agua a la intemperie, este se evaporara, es decir las moléculas de H2O pasan a estado gaseoso.

Aumento del Punto de Ebullición

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor de un solvente o solución iguala la presión externa y comienza a observarse las moléculas de líquido transformarse en gas. Por ejemplo, a presión externa de 1 atm, el agua hierve a 100 °C, mientras que para una solución acuosa de algo a 100 °C las presiones externas y de vapor no se han igualado y por ende no se observa el cambio a estado gaseoso. Cuando la presión de vapor iguale la presión externa la temperatura de la solución será mayor que 100 °C y, consecuentemente, se comprueba que su punto de ebullición es, efectivamente, mayor que el punto de ebullición de su solvente puro (agua) medido a una misma presión externa.Al agregar moléculas o iones a un solvente 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.

Ej: Cuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará

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