PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES Profesor Hernn Soto

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES Profesor : Hernán Soto Nilo

• Propiedades Coligativas Corresponde a los cambios físicos que experimenta el solvente de una solución, cuando se disuelve en el un soluto. Las expresiones matemáticas asociadas a estos cambios se efectúan con facilidad cuando la concentración del soluto se expresa en unidades de Molalidad =

Las cuatro propiedades coligativas más importantes son : – – Disminución de la presión de vapor del solvente Aumento ebulloscópico Descenso crioscópico Presión Osmótica

Diagrama del Punto Triple del agua • En el diagrama del agua, podemos visualizar claramente las 3 primeras propiedades

Determinación de la presión de vapor del agua

Descenso de la Presión de Vapor Tal como lo vimos en clases anteriores, el descenso en la presión de vapor del solvente, cuando este forma una solución, se basa en la ley de Raoult. “La presión parcial de un disolvente en una solución p 1, está dada por la presión del disolvente puro p 1º, multiplicada por la fracción molar del solvente en la solución” p 1 = p 1º x 1 Como la propiedad es función del soluto disuelto, refiramos la ecuación anterior al soluto p 1 = p 1º x 1 = p 1º · (1 -x 2) = p 1º- p 1º· x 2 p 1 – p 1º = - p 1º x 2 P 1º- p 1 = p 1º X 2 = p / p 1º

Ejemplo : Calcular la presión de vapor de una solución ideal, que se forma al agregar 1 mol de urea CO(NH 2)2 en 24 moles de agua, si la presión de vapor del agua pura a 25 ºC es de 23, 87 mm Hg. X 2 = n 2 / ( n 1 + n 2 ) = (1 / 25) = 0, 04 X 1 = 1 – X 2 = 1 – 0, 04 = 0, 96 p 1 = p 1º X 1 = 23, 87 x 0, 96 =22, 9 mm Hg

Elevación Ebulloscópica • Se define como Punto de Ebullición la temperatura a la cual la presión de vapor de la solución se homologa a la presión ambiental que rodea al líquido • De acuerdo con la teoría, al disolver un soluto en el solvente, se origina un aumento en la temperatura de ebullición. • La elevación ebulloscópica Te = Ke x m – Ke = Cte ebulloscópica – m = molalidad del soluto – Ke = R x Te 2 / (1000 x Le) – Te = temperatura absoluta de ebullición – R Cte de los gases = 2 cal / mol – Le = Calor Latente = 540 cal/ g (para el caso del agua) Ke = 2 (cal/mol) * (373, 16 ºK)2 / (1000 gr x 540 cal/gr =0, 51 ( ºC/molal)

Por lo tanto, el aumento ebulloscópico quedará: Te = Ke x m

Interpretación de la concentración

Resolver el siguiente problema: Una disolución contiene 0, 604 g de Naftaleno (C 10 H 8) en 20 g de cloroformo. La solución hierve a 61, 2 ºC. El cloroformo hierve a 62, 11ºC. Encontrar: a. - La Cte molal del punto de ebullición b. - El calor Latente de ebullición, por cada gramo de cloroformo. Te = Ke x m 2 = 0, 235 * Ke = (62, 11 - 61, 2) =0, 91 a. - Ke = 3, 87 (ºC/molal) b. - Le = 58 (cal/gr)

Descenso Crioscópico • Las moléculas de un líquido estarán más cerca entre ellas, cuando más baja sea la temperatura. • El punto de congelación corresponde a la temperatura a la cual las fuerzas de atracción molecular alcanza el valor necesario para efectuar el cambio de fase, a presión cte. Por lo tanto, a estas condiciones se encuentraran en equilibrio el estado sólido y el estado líquido. • Tc = Kc x m 2 – Tc = Descenso criocópico – Kc = Cte molal descenso criocópico – m 2 = Molalidad del soluto

• A igual que en el caso anterior, podemos expresar Kc como:

Problema • Se disuelven 5 g de Urea CO(NH 2)2 (M =60 g/mol) en 125 g de agua. Hallar el punto de congelación de la solución si la cte molal es de 1, 86 (ºC/molal) • • m = = 0, 667 molal Tc = Kc · m 2 = 1, 86 x 0, 667 molal = 1, 24 ºC Tc =( Tf – T i) = 1. 24 Como el descenso implica negativo , la solución congelará a -1, 24 ºC

Presión Osmótica • Corresponde al paso de solvente puro a través de una membrana semipermeable.

El estudio sistemático de la presión osmótica lo realizó Van`Hoff y experimentalmente determinó que la presión osmótica = c RT

• Podemos notar que un mol de sacarosa corresponde a un mol de solvato, ya que la sacarosa no ioniza. Sin embargo, un mol de Na. Cl en solución acuosa genera: un mol de iones Na+ más un mol de Cl-. Se define entonces el factor “ i “ de Van`t Hoff como:

• T esperado = Ke · m y • T experimental = i · Ke · m Van`t Hoff encontró que el aumento o descenso de las temperaturas congelación o de ebullición de un cierto solvente en solución, tenía un efecto mayor al esperado, como se muestra en la siguiente tabla:

En el caso del Na. CL el factor i de van´t Hoff i = ( 3, 72 / 1, 86) = 2 significa que hay dos especies iónicas en solución. Problema : Una solución acuosa 0, 1 molal de HCl tiene un punto de congelación de – 0, 372 ºC y otra solución de HF también 0, 1 molal tiene un punto de congelación de -0, 281. Calcular el factor i de van`t Hoff para ambas soluciones i HCl = ( T exp/ T esperado) = (0, 372/ 1, 86 · 0, 1) = 2 i HF = ( T exp/ T esperado) = 0, 281 / 1, 86 · 0, 1 ) = 1, 5