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Como sabemos es importante saber como resolver ejercicios, pero no olviden que tambien es necesario comprender conceptos fundamentales de la materia.

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Como sabemos es importante saber como resolver ejercicios, pero no olviden que tambien es necesario comprender conceptos fundamentales de la materia.

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Las Leyes de la Termodinámica en 5 Minutos

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Propiedades coligativas de las disoluciones - rápido y fácil

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1. Objetivos de aprendizaje

2. Conteo de concentraciones

3. Presión de Vapor de Soluciones y Ley de Raoult

1. Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Anti-Freeze

2. Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

3. Ejemplo\(\PageIndex{2}\)

4. Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

4. Elevación del punto de ebullición

1. Ejemplo\(\PageIndex{3}\)

2. Ejercicio\(\PageIndex{3}\)

5. Depresión del punto de congelación

1. Ejemplo\(\PageIndex{4}\): Salting the Roads

2. Ejercicio\(\PageIndex{4}\)

3. Ejemplo\(\PageIndex{5}\)

4. Ejercicio\(\PageIndex{5}\)

5. Ejemplo\(\PageIndex{6}\): Sulfur

6. Ejercicio\(\PageIndex{6}\)

6. Presión osmótica

1. Ejemplo\(\PageIndex{7}\)

2. Ejercicio\(\PageIndex{7}\)

7. Propiedades coligativas de las soluciones electrolíticas

1. Ejemplo\(\PageIndex{8}\): Iron Chloride in Water

2. Ejercicio\(\PageIndex{8}\): Magnesium Chloride in Water

8. Resumen

Objetivos de aprendizaje

Describir la relación entre la concentración de soluto y las propiedades físicas de una solución.

Comprender que el número total de partículas de soluto no volátil determina la disminución de la presión de vapor, el aumento en el punto de ebullición y la disminución en el punto de congelación de una solución frente al disolvente puro.

Muchas de las propiedades físicas de las soluciones difieren significativamente de las de las sustancias puras discutidas en capítulos anteriores, y estas diferencias tienen importantes consecuencias. Por ejemplo, el rango limitado de temperatura del agua líquida (0°C-100°C) limita severamente su uso. Las soluciones acuosas tienen tanto un punto de congelación más bajo como un punto de ebullición más alto que el agua pura. Probablemente una de las aplicaciones más familiares de este fenómeno es la adición de etilenglicol ("anticongelante") al agua en un radiador de automóvil. Este soluto baja el punto de congelación del agua, evitando que el motor se agriete en climas muy fríos por la expansión del agua pura al congelarse. El anticongelante también permite que el sistema de enfriamiento funcione a temperaturas superiores a 100°C sin generar suficiente presión para explotar.

Los cambios en el punto de congelación y punto de ebullición de una solución dependen principalmente del número de partículas de soluto presentes en lugar del tipo de partículas. Tales propiedades de las soluciones se llaman propiedades coligativas (del latín colligatus, que significa "unidos" como en una cantidad). Como veremos, la presión de vapor y la presión osmótica de las soluciones también son propiedades coligativas.

Conteo de concentraciones

Cuando determinamos el número de partículas en una solución, es importante recordar que no todas las soluciones con la misma molaridad contienen la misma concentración de partículas de soluto. Consideremos, por ejemplo, soluciones acuosas 0.01 M de sacarosa,\(\ce{NaCl}\), y\(\ce{CaCl_2}\). Debido a que la sacarosa se disuelve para dar una solución de moléculas neutras, la concentración de partículas de soluto en una solución de sacarosa 0.01 M es 0.01 M. En contraste, ambos\(\ce{NaCl}\) y\(\ce{CaCl_2}\) son compuestos iónicos que se disocian en agua para producir iones solvatados. Como resultado, una solución acuosa 0.01 M de\(\ce{NaCl}\) contiene 0.01 M\(\ce{Na^{+}}\) iones y 0.01 M\(\ce{Cl^{−}}\) iones, para una concentración total de partículas de 0.02 M. De manera similar, la\(\ce{CaCl_2}\) solución contiene 0.01 M\(\ce{Ca^{2+}}\) iones y 0.02 M\(\ce{Cl^{−}}\) iones, para una concentración total de partículas de 0.03 M. Estos son correctos para soluciones diluidas, donde la disociación de los compuestos para formar iones solvatados por separado es completa.

A concentraciones más altas (típicamente >1 M), especialmente con sales de iones pequeños y altamente cargados (como\(\ce{Mg^{2+}}\) o\(\ce{Al^{3+}}\)), o en soluciones con disolventes menos polares, la disociación para dar iones separados a menudo es incompleta. La suma de las concentraciones de las partículas de soluto disueltas dicta las propiedades físicas de una solución. En la siguiente discusión, por lo tanto, debemos tener firmemente en mente la naturaleza química del soluto.

Presión de Vapor de Soluciones y Ley de Raoult

Agregar un soluto no volátil, uno cuya presión de vapor es demasiado baja para medirlo fácilmente, a un solvente volátil disminuye la presión de vapor del solvente. Podemos entender este fenómeno cualitativamente examinando la Figura\(\PageIndex{1}\), que es un diagrama esquemático de la superficie de una solución de glucosa en agua. En una solución acuosa de glucosa, una porción del área superficial está ocupada por moléculas de glucosa no volátiles en lugar de moléculas de agua volátiles. Como resultado, menos moléculas de agua pueden ingresar a la fase de vapor por unidad de tiempo, a pesar de que las moléculas de agua superficial tienen la misma distribución de energía cinética que lo harían en el agua pura. Al mismo tiempo, la velocidad a la que las moléculas de agua en la fase de vapor chocan con la superficie y vuelven a entrar en la solución no se ve afectada. El efecto neto es desplazar el equilibrio dinámico entre el agua en las fases vapor y líquida, disminuyendo la presión de vapor de la solución en comparación con la presión de vapor del disolvente puro.

Figura\(\PageIndex{1}\): Un modelo que representa por qué la presión de vapor de una solución de glucosa es menor que la presión de vapor del agua pura. (a) Cuando el agua o cualquier solvente volátil se encuentra en un recipiente cerrado, las moléculas de agua entran y salen de la fase líquida a la misma velocidad en un equilibrio dinámico. (b) Si se agrega un soluto no volátil como la glucosa, alguna fracción de la superficie está ocupada por moléculas de soluto solvatadas. Como resultado, disminuye la velocidad a la que se evaporan las moléculas de agua, aunque inicialmente su velocidad de condensación no cambia. (c) Cuando la solución de glucosa alcanza el equilibrio, la concentración de moléculas de agua en la fase vapor, y de ahí la presión de vapor, es menor que la del agua pura.

La figura\(\PageIndex{2}\) muestra dos vasos de precipitados, uno que contiene agua pura y otro que contiene una solución acuosa de glucosa, en una cámara sellada. Podemos ver que el sistema tiene dos equilibrios competitivos: el vapor de agua se condensará en ambos vasos a la misma velocidad, pero las moléculas de agua se evaporarán más lentamente de la solución de glucosa porque hay menos moléculas de agua en la superficie. Eventualmente, toda el agua se evaporará del vaso de precipitados que contiene el líquido con la mayor presión de vapor (agua pura) y se condensará en el vaso que contiene el líquido con la presión de vapor más baja (la solución de glucosa). Si el sistema consistiera solo en un vaso de precipitados de agua dentro de un recipiente sellado, el equilibrio entre el líquido y el vapor se lograría con bastante rapidez, y la cantidad de agua líquida en el vaso de precipitados permanecería constante.

Figura\(\PageIndex{2}\): Transferencia de agua a un vaso de precipitados que contiene una solución de glucosa. (arriba) Un vaso de precipitados contiene una solución acuosa de glucosa y el otro contiene agua pura. Si se colocan en una cámara sellada, la menor presión de vapor del agua en la solución de glucosa da como resultado una transferencia neta de agua desde el vaso de precipitados que contiene agua pura al vaso de precipitados que contiene la solución de glucosa. (abajo) Finalmente, toda el agua se transfiere al vaso de precipitados que tiene la solución de glucosa.

Si las partículas de un soluto son esencialmente del mismo tamaño que las del disolvente y tanto el soluto como el disolvente tienen probabilidades aproximadamente iguales de estar en la superficie de la solución, entonces el efecto de un soluto sobre la presión de vapor del disolvente es proporcional al número de sitios ocupados por soluto partículas en la superficie de la solución. Duplicar la concentración de un soluto dado hace que el doble de sitios superficiales sean ocupados por moléculas de soluto, resultando en el doble de la disminución de la presión de vapor. La relación entre la composición de la solución y la presión de vapor es,

\[P_A=\chi_AP^0_A \label{13.5.1} \]

donde\(P_A\) está la presión de vapor del componente A de la solución (en este caso el disolvente),\(\chi_A\) es la fracción molar de\(A\) en solución, y\(P^0_A\) es la presión de vapor de puro\(A\). \(\ref{13.5.1}\)La ecuación se conoce como ley de Raoult, después del químico francés que la desarrolló. Si la solución contiene solo un solo soluto no volátil (B), entonces\(\chi_A + \chi_B = 1\), y podemos sustituirlo\(\chi_A = 1 − \chi_B\) para obtener

\[\begin{align} P_A &=(1−\chi_B)P^0_A \\[4pt] &=P^0_A−\chi_BP^0_A \label{13.5.2} \end{align} \]

Reordenando y definiendo\(ΔP_A=P^0_A−P_A\), obtenemos una relación entre la disminución de la presión de vapor y la fracción molar del soluto no volátil:

\[ \begin{align} P^0_A−P_A &=ΔP_A \\[4pt] &=\chi_BP^0_A \label{13.5.3} \end{align} \]

Podemos resolver problemas de presión de vapor de dos maneras: usando Ecuación\(\ref{13.5.1}\) para calcular la presión de vapor real por encima de una solución de un soluto no volátil, o usando Ecuación\(\ref{13.5.3}\) para calcular la disminución de la presión de vapor causada por una cantidad especificada de un soluto no volátil.

Estrategia:

Solución:

Incluso cuando un soluto es volátil, lo que significa que tiene una presión de vapor medible, todavía podemos usar la ley de Raoult. En este caso, calculamos la presión de vapor de cada componente por separado. La presión de vapor total de la solución (\(P_{tot}\)) es la suma de las presiones de vapor de los componentes:

\[P_{tot}=P_A+P_B=\chi_AP^0_A+\chi_BP^0_B \label{13.5.4} \]

Porque\(\chi_B = 1 − \chi_A\) para un sistema de dos componentes,

\[P_{tot}=\chi_AP^0_A+(1−\chi_A)P^0_B \label{13.5.5} \]

Por lo tanto, necesitamos especificar la fracción molar de solo uno de los componentes en un sistema de dos componentes. Consideremos, por ejemplo, la presión de vapor de soluciones de benceno y tolueno de diversas composiciones. A 20°C, las presiones de vapor de benceno puro y tolueno son 74.7 y 22.3 mmHg, respectivamente. La presión de vapor del benceno en una solución benceno-tolueno es

\[P_{C_6H_6}=\chi_{C_6H_6}P^0_{C_6H_6} \label{13.5.6} \]

y la presión de vapor del tolueno en la solución es

\[P{C_6H_5CH_3}=\chi_{C_6H_5CH_3}P^0_{C_6H_5CH3} \label{13.5.7} \]

Ecuaciones\(\ref{13.5.6}\) y ambas\(\ref{13.5.7}\) están en forma de la ecuación para una línea recta:\(y = mx + b\), dónde\(b = 0\). Las gráficas de las presiones de vapor de ambos componentes frente a las fracciones molares son, por lo tanto, líneas rectas que pasan por el origen, como se muestra en la Figura\(\PageIndex{3}\). Además, una gráfica de la presión de vapor total de la solución frente a la fracción molar es una línea recta que representa la suma de las presiones de vapor de los componentes puros. Así, la presión de vapor de la solución es siempre mayor que la presión de vapor de cualquiera de los componentes.

Figura\(\PageIndex{3}\): Presiones de Vapor de Soluciones de Benceno-Tolueno. Las gráficas de las presiones de vapor de benceno (\(\ce{C_6H_6}\)) y tolueno (\(\ce{C_6H_5CH_3}\)) versus las fracciones molares a 20°C son líneas rectas. Para una solución como esta, que se aproxima a una solución ideal, la presión de vapor total de la solución (\(P_{tot}\)) es la suma de las presiones de vapor de los componentes.

Gráfica de presión de vapp en mmHg contra fracciones molares de benceno y toulen. Las fracciones molares de benceno aumentan de izquierda a derecha mientras que las fracciones molares de tolueno disminuyen de izquierda a derecha en el eje x.

Una solución de dos componentes volátiles que se comporta como la solución de la Figura\(\PageIndex{3}\), la cual se define como una solución que obedece a la ley de Raoult. Como un gas ideal, una solución ideal es un sistema hipotético cuyas propiedades pueden describirse en términos de un modelo simple. Las mezclas de benceno y tolueno se aproximan a una solución ideal porque las fuerzas intermoleculares en los dos líquidos puros son casi idénticas tanto en tipo como en magnitud. En consecuencia, el cambio en la entalpía en la formación de la solución es esencialmente cero (\(ΔH_{soln} ≈ 0\)), que es una de las características definitorias de una solución ideal.

Las soluciones ideales y los gases ideales son modelos simples que ignoran las interacciones intermoleculares.

La mayoría de las soluciones reales, sin embargo, no obedecen precisamente a la ley de Raoult, así como la mayoría de los gases reales no obedecen exactamente a la ley del gas ideal. Las soluciones reales generalmente se desvían de la ley de Raoult porque las interacciones intermoleculares entre los dos componentes A y B difieren. Podemos distinguir entre dos tipos generales de comportamiento, dependiendo de si las interacciones intermoleculares entre las moléculas A y B son más fuertes o más débiles que las interacciones A-A y B-B en los componentes puros. Si las interacciones A-B son más fuertes que las interacciones A-A y B-B, cada componente de la solución presenta una presión de vapor más baja de la esperada para una solución ideal, al igual que la solución en su conjunto. Las interacciones favorables A-B estabilizan eficazmente la solución en comparación con el vapor. Este tipo de comportamiento se llama una desviación negativa de la ley de Raoult. Los sistemas estabilizados por enlaces de hidrógeno entre dos moléculas, como la acetona y el etanol, exhiben desviaciones negativas de la ley de Raoult. Por el contrario, si las interacciones A-B son más débiles que las interacciones A-A y B-B, pero el aumento de entropía es suficiente para permitir que se forme la solución, tanto A como B tienen una mayor tendencia a escapar de la solución a la fase de vapor. El resultado es una presión de vapor mayor a la esperada para una solución ideal, produciendo una desviación positiva de la ley de Raoult. En una solución de\(\ce{CCl_4}\) metanol, por ejemplo, las\(\ce{CCl_4}\) moléculas no polares interrumpen la extensa red de enlaces de hidrógeno en metanol, y las moléculas de metanol más ligeras tienen fuerzas de dispersión de Londres más débiles que las\(\ce{CCl_4}\) moléculas más pesadas. En consecuencia, las soluciones\(\ce{CCl_4}\) y el metanol presentan desviaciones positivas de la ley de Raoult.

Dado: identidad de líquidos puros

Estrategia:

Solución:

Un video discutiendo la ley de Roult. Video Link: Introducción a la presión de vapor de una solución (Ley de Raoult), YouTube (opens in new window) [youtu.be]

Un Video Discutiendo Cómo encontrar la Presión de Vapor de una Solución. Enlace de video: Encontrar la presión de vapor de una solución (soluto no iónico-no volátil), YouTube (opens in new window) [youtu.be]

Elevación del punto de ebullición

Recordemos que el punto de ebullición normal de una sustancia es la temperatura a la que la presión de vapor es igual a 1 atm. Si un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de un disolvente, también debe afectar el punto de ebullición. Debido a que la presión de vapor de la solución a una temperatura dada es menor que la presión de vapor del disolvente puro, lograr una presión de vapor de 1 atm para la solución requiere una temperatura mayor que el punto de ebullición normal del disolvente. Así, el punto de ebullición de una solución es siempre mayor que el del disolvente puro. Podemos ver por qué esto debe ser cierto comparando el diagrama de fases para una solución acuosa con el diagrama de fases para agua pura (Figura\(\PageIndex{4}\)). La presión de vapor de la solución es menor que la del agua pura a todas las temperaturas. En consecuencia, la curva líquido-vapor para la solución cruza la línea horizontal correspondiente a P = 1 atm a una temperatura mayor que la curva para el agua pura.

Figura\(\PageIndex{4}\): Diagramas de fases de agua pura y una solución acuosa de un soluto no volátil. La curva de vaporización para la solución se encuentra por debajo de la curva para el agua pura a todas las temperaturas, lo que resulta en un aumento en el punto de ebullición y una disminución en el punto de congelación de la solución.

El punto de ebullición de una solución con un soluto no volátil es siempre mayor que el punto de ebullición del disolvente puro.

La magnitud del incremento en el punto de ebullición está relacionada con la magnitud de la disminución en la presión de vapor. Como acabamos de discutir, la disminución en la presión de vapor es proporcional a la concentración del soluto en la solución. De ahí que la magnitud del incremento en el punto de ebullición también debe ser proporcional a la concentración del soluto (Figura\(\PageIndex{5}\)).

Figura\(\PageIndex{5}\): Disminución de la presión de vapor y aumento del punto de ebullición como funciones de la fracción molar de un soluto no volátil

Cambio en la presión de vapor en atm en el eje y del lado izquierdo mientras que el cambio de temperatura está en el eje y del lado derecho. Estos están siendo trazados contra la fracción molar de soluto.

Podemos definir la elevación del punto de ebullición (\(ΔT_b\)) como la diferencia entre los puntos de ebullición de la solución y el disolvente puro:

\[ΔT_b=T_b−T^0_b \label{13.5.8} \]

donde\(T_b\) está el punto de ebullición de la solución y\(T^0_b\) es el punto de ebullición del disolvente puro. Podemos expresar la relación entre\(ΔT_b\) y concentración de la siguiente manera

\[ΔT_b = mK_b \label{13.5.9} \]

donde m es la concentración del soluto expresada en molalidad, y\(K_b\) es la constante de elevación del punto de ebullición de molal del disolvente, que tiene unidades de °C/m. La tabla\(\PageIndex{1}\) enumera\(K_b\) valores característicos para varios solventes de uso común. Para soluciones relativamente diluidas, la magnitud de ambas propiedades es proporcional a la concentración de soluto.

Solvente

Punto de ebullición (°C)

K b (°C/m)

Punto de congelación (°C)

K f (°C/m)

La concentración del soluto se expresa típicamente como molalidad en lugar de fracción molar o molaridad por dos razones. Primero, debido a que la densidad de una solución cambia con la temperatura, el valor de la molaridad también varía con la temperatura. Si el punto de ebullición depende de la concentración de soluto, entonces por definición el sistema no se mantiene a una temperatura constante. Segundo, la molalidad y la fracción molar son proporcionales para soluciones relativamente diluidas, pero la molalidad tiene un valor numérico mayor (una fracción molar puede estar solo entre cero y uno). El uso de la molalidad nos permite eliminar ceros no significativos.

De acuerdo con la Tabla\(\PageIndex{1}\), la constante de elevación del punto de ebullición del molal para el agua es de 0.50 °C/m. Así, una solución acuosa de 1.00 m de un soluto molecular no volátil como glucosa o sacarosa tendrá un incremento en el punto de ebullición de 0.51°C, para dar un punto de ebullición de 100.51°C a 1.00 atm. El incremento en el punto de ebullición de una\(\ce{NaCl}\) solución acuosa de 1.00 m será aproximadamente el doble que el de la solución de glucosa o sacarosa debido a que 1 mol de\(\ce{NaCl}\) produce 2 moles de iones disueltos. De ahí que una\(\ce{NaCl}\) solución de 1.00 m tendrá un punto de ebullición de aproximadamente 101.02°C.

Dado: composición de la solución

Preguntado por: punto de ebullición

Estrategia:

Solución:

Un video sobre la elevación del punto de ebullición y la depresión del punto de congelación. Enlace de video: Elevación del punto de ebullición y depresión del punto de congelación, YouTube (opens in new window) [youtu.be] (opens in new window)

Depresión del punto de congelación

El diagrama de fases de la Figura\(\PageIndex{4}\) muestra que la disolución de un soluto no volátil en agua no sólo eleva el punto de ebullición del agua sino que también disminuye su punto de congelación. La curva sólido-líquido para la solución cruza la línea correspondiente a una\(P = 1\,atm\) temperatura menor que la curva para el agua pura.

Podemos entender este resultado imaginando que tenemos una muestra de agua a la temperatura normal del punto de congelación, donde existe un equilibrio dinámico entre sólido y líquido. Las moléculas de agua chocan continuamente con la superficie del hielo y entran en la fase sólida al mismo ritmo que las moléculas de agua están saliendo de la superficie del hielo y entrando en la fase líquida. Si disolvemos un soluto no volátil como la glucosa en el líquido, las moléculas de glucosa disueltas reducirán el número de colisiones por unidad de tiempo entre las moléculas de agua y la superficie del hielo porque algunas de las moléculas que chocan con el hielo serán glucosa. La glucosa, sin embargo, tiene una estructura muy diferente a la del agua, y no puede caber en la red de hielo. En consecuencia, la presencia de moléculas de glucosa en la solución solo puede disminuir la velocidad a la que las moléculas de agua en el líquido colisionan con la superficie del hielo y solidifican. En tanto, la velocidad a la que las moléculas de agua salen de la superficie del hielo y entran en la fase líquida no cambia. El efecto neto es hacer que el hielo se derrita. La única manera de restablecer un equilibrio dinámico entre el agua sólida y líquida es bajar la temperatura del sistema, lo que disminuye la velocidad a la que las moléculas de agua abandonan la superficie de los cristales de hielo hasta que sea igual a la velocidad a la que las moléculas de agua en la solución chocan con el hielo.

Por analogía con nuestro tratamiento de la elevación del punto de ebullición, la depresión del punto de congelación (\(ΔT_f\)) se define como la diferencia entre el punto de congelación del disolvente puro y el punto de congelación de la solución:

\[ ΔT_f=T^0_f−T_f \label{13.5.10} \]

donde\(T^0_f\) está el punto de congelación del solvente puro y\(T_f\) es el punto de congelación de la solución.

El orden de los términos se invierte en comparación con la Ecuación\(\ref{13.5.8}\) para expresar la depresión del punto de congelación como un número positivo. La relación entre\(ΔT_f\) y la concentración de soluto viene dada por una ecuación análoga a la ecuación\(\ref{13.5.9}\):

\[ΔT_f = mK_f \label{13.5.11} \]

donde\(m\) está la molalidad de la solución y\(K_f\) es la constante de depresión del punto de congelación del molal para el disolvente (en unidades de °C/m).

Al igual que\(K_b\), cada disolvente tiene un valor característico de\(K_f\) (ver Tabla\(\PageIndex{1}\)). La depresión del punto de congelación depende del número total de partículas disueltas de soluto no volátil, al igual que con la elevación del punto de ebullición. Así, una\(\ce{NaCl}\) solución acuosa tiene una depresión del punto de congelación dos veces más grande que una solución de glucosa de la misma molalidad.

Las personas que viven en climas fríos utilizan la depresión del punto de congelación en su beneficio de muchas maneras. Por ejemplo, la sal se usa para derretir hielo y nieve en carreteras y aceras, se agrega etilenglicol al agua refrigerante del motor para evitar que se destruya un motor de automóvil, y se agrega metanol al líquido del lavaparabrisas para evitar que el líquido se congele.

La disminución de la presión de vapor, el aumento en el punto de ebullición y la disminución en el punto de congelación de una solución frente a un líquido puro dependen del número total de partículas de soluto no volátiles disueltas.

Solubilidades de Varios Sólidos Inorgánicos y Orgánicos en Agua en Función de la Temperatura. La solubilidad puede aumentar o disminuir con la temperatura; la magnitud de esta dependencia de la temperatura varía ampliamente entre los compuestos.

Gráfica de solubilidad frente a temperatura. Parcelas de sacarosa, NH4NO3, glucosa, CaCl2, KBr, CH3CO2Na, NH4Cl, NaCl, Li2SO4, Na2SO4, K2SO4.

Estrategia:

Solución:

Contestar

−13.0°C

Estrategia:

Solución:

También se pueden usar propiedades coligativas para determinar la masa molar de un compuesto desconocido. Un método que se puede llevar a cabo en el laboratorio con un equipo mínimo es medir el punto de congelación de una solución con una masa conocida de soluto. Este método es preciso para soluciones diluidas (≤ 1% en masa) porque los cambios en el punto de congelación suelen ser lo suficientemente grandes como para medir con precisión y precisión. Al comparar\(K_b\) y\(K_f\) valores en la Tabla\(\PageIndex{1}\), vemos que los cambios en el punto de ebullición son menores que los cambios en el punto de congelación para un disolvente dado. Las elevaciones del punto de ebullición son por lo tanto más difíciles de medir con precisión. Por esta razón, la depresión del punto de congelación se usa más comúnmente para determinar la masa molar que la elevación del punto de ebullición. Debido a su muy grande valor de\(K_f\) (37.8°C/m), a menudo se utiliza d- (+\(\PageIndex{1}\)) -alcanfor (Tabla) para determinar la masa molar de compuestos orgánicos por este método.

Estrategia:

Solución:

Entonces la ecuación\(\ref{13.5.11}\) da

Contestar

847 g/mol;\(\ce{C_{70}}\)

Un Video Discutiendo cómo encontrar el Peso Molecular de un Desconocido usando Propiedades Colligativas. Enlace de video: Encontrar el peso molecular de un desconocido usando propiedades coligativas, YouTube (opens in new window) [youtu.be]

Presión osmótica

La presión osmótica es una propiedad coligativa de las soluciones que se observa usando una membrana semipermeable, una barrera con poros lo suficientemente pequeños como para permitir el paso de moléculas de disolvente pero no moléculas de soluto o iones. El flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable se llama ósmosis (del griego osmós, que significa "empujar"). La dirección del flujo neto de disolvente es siempre del lado con la menor concentración de soluto al lado con la concentración más alta.

La ósmosis se puede demostrar usando un tubo en U como el que se muestra en la Figura\(\PageIndex{6}\), que contiene agua pura en el brazo izquierdo y una solución acuosa diluida de glucosa en el brazo derecho. Se produce un flujo neto de agua a través de la membrana hasta que los niveles en los brazos finalmente dejan de cambiar, lo que indica que se ha alcanzado el equilibrio. La presión osmótica (\(\Pi\)) de la solución de glucosa es la diferencia en la presión entre los dos lados, en este caso las alturas de las dos columnas. Aunque la membrana semipermeable permite que las moléculas de agua fluyan en cualquier dirección, la velocidad de flujo no es la misma en ambas direcciones porque la concentración de agua no es la misma en los dos brazos. El flujo neto de agua a través de la membrana se puede prevenir aplicando una presión en el brazo derecho que es igual a la presión osmótica de la solución de glucosa.

Figura\(\PageIndex{6}\): Presión osmótica. (a) Se coloca una solución diluida de glucosa en agua en el brazo derecho de un tubo en U, y el brazo izquierdo se llena a la misma altura con agua pura; una membrana semipermeable separa los dos brazos. Debido a que el flujo de disolvente puro a través de la membrana de izquierda a derecha (de agua pura a la solución) es mayor que el flujo de disolvente en la dirección inversa, el nivel de líquido en el tubo derecho aumenta. (b) En equilibrio, el diferencial de presión, igual a la presión osmótica de la solución (\(\Pi_{soln}\)), iguala el caudal del disolvente en ambas direcciones. (c) Aplicar una presión externa igual a la presión osmótica de la solución original de glucosa al líquido en el brazo derecho invierte el flujo de disolvente y restaura la situación original.

Al igual que con cualquier otra propiedad coligativa, la presión osmótica de una solución depende de la concentración de partículas de soluto disuelto. La presión osmótica obedece a una ley que se asemeja a la ecuación ideal del gas:

\[\Pi=\dfrac{nRT}{V}=MRT \label{13.5.12} \]

donde\(M\) es el número de moles de soluto por unidad de volumen de solución (es decir, la molaridad de la solución),\(R\) es la constante de gas ideal, y\(T\) es la temperatura absoluta.

Como se muestra en Ejemplo\(\PageIndex{7}\), las presiones osmóticas tienden a ser bastante altas, incluso para soluciones bastante diluidas.

Estrategia:

Solución:

Contestar

24 atm

Debido a la gran magnitud de las presiones osmóticas, la ósmosis es extraordinariamente importante en bioquímica, biología y medicina. Prácticamente cada barrera que separa un organismo o célula de su entorno actúa como una membrana semipermeable, permitiendo el flujo de agua pero no de solutos. Lo mismo ocurre con los compartimentos dentro de un organismo o célula. Algunas barreras especializadas, como las de tus riñones, son ligeramente más permeables y utilizan un proceso relacionado llamado diálisis, que permite que pasen tanto el agua como las moléculas pequeñas pero no moléculas grandes como las proteínas.

El mismo principio se ha utilizado durante mucho tiempo para conservar las frutas y sus vitaminas esenciales durante el largo invierno. Las altas concentraciones de azúcar se utilizan en mermeladas y jaleas no solo por dulzura sino porque aumentan en gran medida la presión osmótica. Así, cualquier bacteria no muerta en el proceso de cocción se deshidrata, lo que evita que se multipliquen en un medio rico para el crecimiento bacteriano. Un proceso similar al usar sal evita que las bacterias crezcan en jamón, tocino, cerdo salado, bacalao salado y otras carnes en conserva. El efecto de la presión osmótica se ilustra dramáticamente en la Figura\(\PageIndex{7}\), que muestra lo que sucede cuando los glóbulos rojos se colocan en una solución cuya presión osmótica es mucho menor o mucho mayor que la presión interna de las células.

Figura\(\PageIndex{7}\): Efecto sobre los glóbulos rojos de la presión osmótica de la solución circundante. a) Cuando los glóbulos rojos se colocan en una solución salina diluida que tiene la misma presión osmótica que el fluido intracelular, la velocidad de flujo de agua dentro y fuera de las células es la misma y su forma no cambia. b) Cuando las células se colocan en agua destilada cuya presión osmótica es menor que la del fluido intracelular, el caudal de agua hacia las células es mayor que el caudal de salida de las células. Las células se hinchan y finalmente estallan. (c) Cuando las células se colocan en una solución salina concentrada con una presión osmótica mayor que la del fluido intracelular, la velocidad de flujo de agua que sale de las células es mayor que la velocidad de flujo hacia las células. Las células se marchitan y se deforman tanto que no pueden funcionar.

Además de la acción capilar, los árboles utilizan presión osmótica para transportar agua y otros nutrientes desde las raíces hasta las ramas superiores. La evaporación del agua de las hojas da como resultado un aumento local en la concentración de sal, lo que genera una presión osmótica que arrastra el agua por el tronco del árbol hacia las hojas.

Finalmente, se puede utilizar un proceso llamado ósmosis inversa para producir agua pura a partir del agua de mar. Como se muestra esquemáticamente en la Figura\(\PageIndex{8}\), la aplicación de alta presión al agua de mar obliga a las moléculas de agua a fluir a través de una membrana semipermeable que separa el agua pura de la solución, dejando atrás la sal disuelta. Las plantas de desalinización a gran escala que pueden producir cientos de miles de galones de agua dulce al día son comunes en las tierras desérticas del Medio Oriente, donde abastecen una gran proporción del agua dulce que necesita la población. Instalaciones similares ahora se están utilizando para abastecer de agua dulce en el sur de California. Las unidades pequeñas de ósmosis inversa operadas manualmente pueden producir aproximadamente 5 L de agua dulce por hora, lo suficiente para mantener vivas a 25 personas, y ahora son equipos estándar en los botes salvavidas de la Marina de los Estados Unidos.

Figura\(\PageIndex{8}\): Desalinización de Agua de Mar por Ósmosis Inversa. (arriba) Cuando la presión aplicada al agua de mar es igual a su presión osmótica (\(\Pi_{soln}\)), no hay flujo neto de agua a través de la membrana semipermeable. (fondo) La aplicación de una presión mayor que la presión osmótica del agua de mar obliga a las moléculas de agua a fluir a través de la membrana, dejando atrás una solución salina concentrada. En las plantas de desalinización, el agua de mar se introduce continuamente bajo presión y se recoge agua pura, por lo que el proceso continúa indefinidamente.

Un Video Discutiendo la Presión Osmótica. Video Link: Presión osmótica, YouTube (opens in new window) [youtu.be] (opens in new window)

Propiedades coligativas de las soluciones electrolíticas

Hasta ahora hemos asumido que podríamos simplemente multiplicar la concentración molar de un soluto por el número de iones por unidad de fórmula para obtener la concentración real de partículas disueltas en una solución electrolítica. Hemos utilizado este modelo simple para predecir propiedades tales como puntos de congelación, puntos de fusión, presión de vapor y presión osmótica. Si este modelo fuera perfectamente correcto, esperaríamos que la depresión del punto de congelación de una solución de cloruro de sodio de 0.10 m, con 2 moles de iones por mol de\(\ce{NaCl}\) en solución, sea exactamente el doble que la de una solución de 0.10 m de glucosa, con solo 1 mol de moléculas por mol de glucosa en solución. En realidad, no siempre es así. En cambio, el cambio observado en los puntos de congelación para soluciones acuosas de 0.10 m de\(\ce{NaCl}\) y\(\ce{KCl}\) son significativamente menores de lo esperado (−0.348°C y −0.344°C, respectivamente, en lugar de −0.372°C), lo que sugiere que hay menos partículas de las que esperábamos están presentes en solución.

La relación entre el número real de moles de soluto añadidos para formar una solución y el número aparente determinado por las propiedades coligativas se denomina factor van't Hoff (\(i\)) y se define de la siguiente manera:

\[i=\dfrac{\text{apparent number of particles in solution}}{\text{ number of moles of solute dissolved}} \label{13.5.13} \]

Nombrado así por Jacobus Hendricus van 't Hoff (1852-1911), profesor holandés de química en la Universidad de Ámsterdam que ganó el primer Premio Nobel de Química (1901) por su trabajo sobre termodinámica y soluciones.

A medida que aumenta la concentración de soluto, el factor van 't Hoff disminuye.

El factor van 't Hoff es, por lo tanto, una medida de una desviación del comportamiento ideal. Cuanto menor sea el factor van 't Hoff, mayor será la desviación. Como\(\PageIndex{2}\) muestran los datos de la Tabla, los factores de van't Hoff para los compuestos iónicos son algo menores de lo esperado; es decir, sus soluciones aparentemente contienen menos partículas de las predichas por el número de iones por unidad de fórmula. A medida que aumenta la concentración del soluto, el factor van't Hoff disminuye debido a que los compuestos iónicos generalmente no se disocian totalmente en solución acuosa.

Compuesto

i (medido)

i (ideal)

glucosa

1.0

1.0

sacarosa

1.0

1.0

En cambio, algunos de los iones existen como pares de iones, un catión y un anión que por un breve tiempo se asocian entre sí sin una capa intermedia de moléculas de agua (Figura\(\PageIndex{9}\)). Cada una de estas unidades temporales se comporta como una sola partícula disuelta hasta que se disocia. Los iones altamente cargados como\(Mg^{2+}\),,\(Al^{3+}\) \(SO_4^{2−}\), y\(PO_4^{3−}\) tienen una mayor tendencia a formar pares de iones debido a sus fuertes interacciones electrostáticas. El número real de iones solvatados presentes en una solución se puede determinar midiendo una propiedad coligativa a varias concentraciones de soluto.

Figura\(\PageIndex{9}\): Pares de iones. En soluciones concentradas de electrolitos como\(NaCl\), algunos de los iones forman pares de iones neutros que no están separados por disolvente y se difunden como partículas individuales.

Estrategia:

Solución:

o después de reorganizar

\[M = 0.170 mol \nonumber \]

Un video discutiendo las propiedades coligativas en las soluciones. Video Link: Propiedades Colligativas en Soluciones, YouTube (opens in new window) [youtu.be]

Resumen

Las propiedades coligativas de una solución dependen únicamente del número total de partículas disueltas en solución, no de su identidad química. Las propiedades coligativas incluyen presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación y presión osmótica. La adición de un soluto no volátil (uno sin una presión de vapor medible) disminuye la presión de vapor del disolvente. La presión de vapor de la solución es proporcional a la fracción molar de disolvente en la solución, una relación conocida como ley de Raoult. Las soluciones que obedecen a la ley de Raoult se llaman soluciones ideales. La mayoría de las soluciones reales muestran desviaciones positivas o negativas de la ley de Raoult. La elevación del punto de ebullición (\(ΔT_b\)) y la depresión del punto de congelación (\(ΔT_f\)) de una solución se definen como las diferencias entre los puntos de ebullición y congelación, respectivamente, de la solución y el disolvente puro. Ambos son proporcionales a la molalidad del soluto. Cuando una solución y un disolvente puro están separados por una membrana semipermeable, barrera que permite el paso de moléculas de disolvente pero no moléculas de soluto, el flujo de disolvente en direcciones opuestas es desigual y produce una presión osmótica, que es la diferencia de presión entre los dos lados del membrana. La ósmosis es el flujo neto de disolvente a través de dicha membrana debido a las diferentes concentraciones de soluto. La diálisis utiliza una membrana semipermeable con poros que permiten que solo pequeñas moléculas de soluto y moléculas de disolvente pasen a través. En soluciones más concentradas, o en soluciones de sales con iones altamente cargados, los cationes y aniones pueden asociarse para formar pares de iones, lo que disminuye su efecto sobre las propiedades coligativas de la solución. El grado de formación de pares iónicos viene dado por el factor van't Hoff (i), la relación entre el número aparente de partículas en solución y el número predicho por la estequiometría de la sal.

Ley de Henry:\[C = kP \nonumber \]

Ley de Raoult:\[P_A=\chi_AP^0_A \nonumber \]

disminución de la presión de vapor:\[P^0_A−P_A=ΔP_A=\chi_BP^0_A \nonumber \]

presión de vapor de un sistema que contiene dos componentes volátiles:\[P_{tot}=\chi_AP^0_A+(1−\chi_A)P^0_B \nonumber \]

elevación del punto de ebullición:\[ΔT_b = mK_b \nonumber \]

depresión del punto de congelación:\[ΔT_f = mK_f \nonumber \]

presión osmótica:\[\Pi=nRTV=MRT \nonumber \]

factor van 't Hoff:\[i=\dfrac{\text{apparent number of particles in solution}}{\text{ number of moles of solute dissolved}} \nonumber \]

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13.5: Propiedades coligativas de las soluciones

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Page ID 77938 Anonymous LibreTexts Objetivos de aprendizaje Conteo de concentraciones Presión de Vapor de Soluciones y Ley de Raoult Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Anti-Freeze Ejercicio\(\PageIndex{1}\) Ejemplo\(\PageIndex{2}\) Ejercicio\(\PageIndex{2}\) Elevación del punto de ebullición Ejemplo\(\PageIndex{3}\) Ejercicio\(\PageIndex{3}\) Depresión del punto de congelación Ejemplo\(\PageIndex{4}\): Salting the Roads Ejercicio\(\PageIndex{4}\) Ejemplo\(\PageIndex{5}\) Ejercicio\(\PageIndex{5}\) Ejemplo\(\PageIndex{6}\): Sulfur Ejercicio\(\PageIndex{6}\) Presión osmótica Ejemplo\(\PageIndex{7}\) Ejercicio\(\PageIndex{7}\) Propiedades coligativas de las soluciones electrolíticas Ejemplo\(\PageIndex{8}\): Iron Chloride in Water Ejercicio\(\PageIndex{8}\): Magnesium Chloride in Water Resumen Objetivos de aprendizaje Describir la relación entre la concentración de soluto y las propiedades físicas de una solución.

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Leanlo, que haremos una actividad extra en clases :)))

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La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas.

Es muy importante resaltar que la cinetica quimica es hoy por hoy un estudio puramente empirico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de conocimientos sobre química cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes para predecir ni siquiera por aproximación la velocidad de una reacción quimica. Por lo que la velocidad de cada reacción se determina experimentalmente.

Velocidad de reacción

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción.La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo.La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/(l·s). La velocidad media de aparición del producto en una reacción está dada por la variación de la concentración de una especie química con el tiempo: La velocidad de aparición del producto es igual a la velocidad de desaparición del reactivo. De este modo, para una reacción química hipotética:

la velocidad de reacción se define como:

r = k[ A]a[ B]b

(las concentraciones de reactivos están elevados a su correspondiente coeficiente cinético sólo en el caso en el que la reacción sea elemental). Donde los corchetes denotan la concentración de cada una de las especies; "r" denota la velocidad de reacción y "k" es la constante de velocidad. La velocidad de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas; la corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede tardar millones de años.

Factores que influyen en la rapidez de reacción

Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador.

Temperatura

Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de velocidad o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil a puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius K = A e x p( − E A / R T) donde K es la constante de la velocidad, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de velocidad es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene facilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados.

Estado Físico de los Reactivos

Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.

Al encontrarse los reactantes en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir hay que estudiar las velocidades de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la velocidad intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.

No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactante en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactante, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.

Presencia de un catalizador

Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla, además mejoran la selectividad del proceso, reduciendo la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con menor energía de activación.

Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación).

Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como inhibidores.

Concentración de los reactivos

La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se encuentren los reactivos. Cuanta mayor concentración, mayor frecuencia de colisión.

La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad de reacción "r" puede expresarse como Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.

Hay casos en que la velocidad de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.

Energía de Activación

En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, las moléculas solo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía llamado energía de activación ( Ea). Una colisión con energía Ea o mayor, consigue que los átomos de las moléculas alcancen el estado de transición. Pero para que se lleve a cabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. La constante de la velocidad de una reacción ( k) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:

Donde A es el factor de frecuencia de la materia prima con la presión..

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Cinética química La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la

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Escaneen el Qr hay videos chidos que les serviran

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Hola gente bonita, ire subiendo más material en el transcurso del semestre y mediante vayamos avanzando.

La mayor debilidad de una persona es rendirse. La manera más segura de tener suerte es intentar una vez más.

Thomas Edison

Chic@s se que la materia se ve complicada pero si vienen a clases les aseguro que sera más sencilla. vamos que podemos aprobar la materia juntos, no se desanimen a mitad del semestre o lo dejen.

Tomen agua, duerman bien y nos vemos en clases :))

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Panic! at the Disco - High Hopes (Traducida al Español)