En química, las propiedades coligativas son características de las soluciones químicas que dependen del número de partículas de soluto en comparación con las partículas de solvente, no de la identidad química de las partículas de soluto. Sin embargo, las propiedades coligativas no dependen de la naturaleza del disolvente. Las cuatro propiedades coligativas son la depresión del punto de congelación, la elevación del punto de ebullición, la reducción de la presión de vapor y la presión osmótica.
Las propiedades coligativas se aplican a todas las soluciones, pero las ecuaciones utilizadas para calcularlas se aplican solo a soluciones ideales o soluciones débiles de un soluto no volátil disuelto en un disolvente volátil. Se necesitan fórmulas más complicadas para calcular las propiedades coligativas de los solutos volátiles. La magnitud de una propiedad coligativa es inversamente proporcional a la masa molar del soluto.
Cómo funcionan las propiedades coligativas
La disolución de un soluto en un solvente introduce partículas adicionales entre las moléculas de solvente. Esto reduce la concentración del solvente por unidad de volumen, esencialmente diluyendo el solvente. El efecto depende de cuántas partículas adicionales haya, no de su identidad química. Por ejemplo, al disolver el cloruro de sodio (NaCl) se obtienen dos partículas (un ion de sodio y un ion de cloruro), mientras que se disuelve el cloruro de calcio (CaCl2) produce tres partículas (un ión calcio y dos iones cloruro). Suponiendo que ambas sales son completamente solubles en un solvente, el cloruro de calcio tiene un mayor efecto sobre las propiedades coligativas de una solución que la sal de mesa. Entonces, agregar una pizca de cloruro de calcio al agua reduce el punto de congelación, aumenta el punto de ebullición, disminuye la presión de vapor y cambia la presión osmótica más que agregar una pizca de cloruro de sodio al agua. Es por eso que el cloruro de calcio actúa como un agente de deshielo a temperaturas más bajas que la sal de mesa.
Las 4 propiedades coligativas
Disminución del punto de congelación
Los puntos de congelación de las soluciones son más bajos que los puntos de congelación de los disolventes puros. La depresión del punto de congelación es directamente proporcional a la molalidad del soluto.
Disolver azúcar, sal, alcohol o cualquier químico en el agua reduce el punto de congelación del agua. Ejemplos de depresión del punto de congelación incluyen rociar sal sobre hielo para derretirlo y enfriar el vodka en un congelador sin congelarlo. El efecto funciona en otros solventes además del agua, pero la cantidad de cambio de temperatura varía según el solvente.
La fórmula del punto de congelación es:
ΔT = iK f m
donde:
ΔT = Cambio de temperatura en °C
i = factor de van ‘t Hoff
K f = constante molal de depresión del punto de congelación o constante crioscópica en ° C kg / mol
m = molalidad del soluto en mol soluto / kg solvente
Existen tablas de constantes de depresión del punto de congelación molal (K f ) para disolventes comunes.
| Solvente | Punto de congelación normal ( o C) | K f ( o C / m) |
| ácido acético | 16,66 | 3,90 |
| benceno | 5.53 | 5.12 |
| alcanfor | 178,75 | 37,7 |
| tetracloruro de carbono | -22,95 | 29,8 |
| ciclohexano | 6.54 | 20,0 |
| naftalina | 80,29 | 6,94 |
| agua | 0 | 1.853 |
| p -xileno | 13.26 | 4.3 |
Constantes de depresión del punto de congelación
Elevación del punto de ebullición
El punto de ebullición de una solución es más alto que el punto de ebullición del disolvente puro. Como ocurre con la depresión del punto de congelación, el efecto es directamente proporcional a la molalidad del soluto. Por ejemplo, agregar sal al agua aumenta la temperatura a la que hierve (aunque no mucho).
La elevación del punto de ebullición se puede calcular a partir de la ecuación:
ΔT = Kb m
donde:
K b = constante ebulloscópica (0.52 ° C kg / mol para agua)
m = molalidad del soluto en mol soluto / kg solvente
Existen tablas de constantes ebulloscópicas o constantes de elevación del punto de ebullición (Kb ) para disolventes comunes.
| Solvente | Punto de ebullición normal (oC) | K b (oC/m) |
| Benceno | 80,10 | 2,53 |
| Alcanfor | 207,42 | 5.611 |
| Disulfuro de carbono | 46,23 | 2,35 |
| Tetracloruro de carbono | 76,75 | 4.48 |
| Éter etílico | 34,55 | 1.824 |
| Agua | 100 | 0.515 |
Reducción de la presión de vapor
La presión de vapor de un líquido es la presión ejercida por su fase de vapor cuando la condensación y la vaporización ocurren a la misma velocidad (están en equilibrio). La presión de vapor de una solución es siempre menor que la presión de vapor del solvente puro.
La forma en que esto funciona es que los iones o moléculas de soluto reducen el área de superficie de las moléculas de solvente expuestas al medio ambiente. Entonces, la tasa de vaporización del solvente disminuye. La velocidad de condensación no se ve afectada por el soluto, por lo que el nuevo equilibrio tiene menos moléculas de disolvente en la fase de vapor. La entropía también juega un papel. Las partículas de soluto estabilizan las moléculas de disolvente, estabilizándolas para que sea menos probable que se vaporicen.
La ley de Raoult describe la relación entre la presión de vapor y las concentraciones de los componentes de una solución:
P A = X A P A *
donde: ‘
P A es la presión parcial ejercida por el componente A de la solución
P A * es la presión de vapor de A puro
X A es la fracción molar de A
Para una sustancia no volátil, la presión de vapor solo se debe al solvente. La ecuación se convierte en:
P solución = X solvente P solvente *
Presión osmótica
La presión osmótica es la presión necesaria para evitar que un disolvente fluya a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica de una solución es proporcional a la concentración molar del soluto. Entonces, cuanto más soluto se disuelva en el solvente, mayor será la presión osmótica de la solución.
La ecuación de van’t Hoff describe la relación entre la presión osmótica y la concentración de soluto:
Π = icRT
donde
Π es la presión osmótica
i es el índice de van’t Hoff
c es la concentración molar del soluto
R es la constante del gas ideal
T es la temperatura en Kelvin
Ostwalt y la historia de las propiedades coligativas
El químico y filósofo Friedrich Wilhelm Ostwald introdujo el concepto de propiedades coligativas en 1891. La palabra «coligativo» proviene de la palabra latina colligatus («unidas»), refiriéndose a la forma en que las propiedades de los solventes están ligadas a la concentración de solutos en una solución. En realidad, Ostwald propuso tres categorías de propiedades de los solutos:
- Las propiedades coligativas son propiedades que solo dependen de la concentración y la temperatura del soluto. Son independientes de la naturaleza de las partículas de soluto.
- Las propiedades aditivas son la suma de las propiedades de las partículas constituyentes y dependen de la composición química del soluto. La masa es un ejemplo de propiedad aditiva.
- Las propiedades constitucionales dependen de la estructura molecular de un soluto.
Tabla Comparativa de Propiedades Coligativas y Ejemplos
| Propiedad Coligativa | Definición | Ejemplo |
|---|---|---|
| Presión de Vapor | La adición de un soluto no volátil reduce la presión de vapor del solvente. | Disolución de sal en agua reduce la presión de vapor del agua. |
| Punto de Ebullición | La presencia de un soluto eleva el punto de ebullición del solvente. | Una solución de agua salada hierve a una temperatura más alta que el agua pura. |
| Punto de Congelación | La presencia de un soluto disminuye el punto de congelación del solvente. | Una solución de agua salada se congela a una temperatura más baja que el agua pura. |
| Presión Osmótica | La presión necesaria para detener el flujo de solvente a través de una membrana semipermeable. | La presión ejercida por una solución de azúcar en agua separada por una membrana de agua pura. |
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