domingo, 11 de junio de 2017

7 PROPIEDADES COLIGATIVAS, PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

Algunas propiedades físicas de las soluciones difieren de manera importante de las del disolvente puro. Por ejemplo, el agua pura se congela a 0ºC, pero las soluciones acuosas se congelan a temperaturas más bajas. Aplicamos este comportamiento cuando añadimos anticongelante de etilenglicol al radiador de un automóvil para bajar el punto de congelación de la solución. El soluto añadido eleva también el punto de ebullición de la solución por encima del agua pura, haciendo posible el funcionamiento del motor a una temperatura más alta.  La disminución del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición son propiedades físicas de soluciones que dependen de la cantidad (concentración) pero no del tipo o identidad de las partículas de soluto. Tales propiedades se denominan propiedades coligativas. Colligativo significa "dependiendo de la coalición”, las propiedades coligativas dependen del efecto colectivo del número de partículas de soluto.  Además de la disminución del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición, la reducción de la presión de vapor y la presión osmótica son también propiedades coligativas. Al examinar cada uno, observe cómo la concentración de soluto afecta cuantitativamente a la propiedad.

7.1 Elevación del punto de ebullición

El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor es igual a 1 atm. Debido a que la solución tiene una presión de vapor inferior a la del disolvente puro, se requiere una temperatura más alta para que la solución alcance una presión de vapor de 1 atm. Como resultado, el punto de ebullición de la solución es mayor que el del disolvente puro. 

Encontramos el punto de ebullición normal del disolvente puro en el gráfico de diagrama de fase colocando el punto donde la línea horizontal de presión de 1 atm corta la curva de vapor-presión negra y luego trazamos este punto hasta el eje de temperatura. Para la solución, la línea 1-atm corta la curva de presión de vapor azul a una temperatura más alta, indicando que la solución tiene un punto de ebullición más alto que el disolvente puro.

El aumento del punto de ebullición de una solución, en relación con el disolvente puro, depende de la molalidad del soluto. Pero es importante recordar que la elevación del punto de ebullición es proporcional a la concentración total de partículas de soluto, independientemente de si las partículas son moléculas o iones. Cuando el NaCl se disuelve en agua, se forman 2 moles de partículas de soluto “1 mol de sodio(1+) y 1 mol de cloro(1-)” por cada mol de NaCl que se disuelve. Tenemos esto en cuenta al definir i, el factor van't Hoff, como el número de fragmentos que un soluto se descompone en un disolvente particular. El cambio en el punto de ebullición para una solución en comparación con el disolvente puro es:

ΔT(e) es el cambio en la temperatura de ebullución el cual se puede clacular como una resta simple de la temperatura de ebullición de la solución Te(sln) menos la temperatura de ebullición del solvente en estado de pureza Te(slv). El cambio en la temperatura de ebullición también se puede calcular como el producto de del factor de factor van't Hoff llamado i por la constante de elevación del punto de ebullición molal k(e) por la molalidad del soluto b(slo). El factor van't Hoff depende de la naturaleza de la reacción de disolución, si la sustancia puede disolverse sin disociar sus componentes el factor será  i = 1, pero en casos como el cloruro de sodio en el que una molécula pasa a convertirse en dos el factor será i = 2.

7.2 Disminución del punto de congelación

Las curvas de presión de vapor para las fases líquida y sólida se encuentran en el punto triple. En la figura siguiente vemos que la temperatura de punto triple de la solución es menor que la temperatura de punto triple del líquido puro porque la solución tiene una presión de vapor más baja que el líquido puro.

El punto de congelación de una solución es la temperatura a la que se forman los primeros cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. La línea que representa el equilibrio sólido-líquido sube casi verticalmente desde el punto triple. Es fácil ver que la temperatura de punto triple de la solución es menor que la del líquido puro, pero también es válida para todos los puntos a lo largo de la curva de equilibrio sólido-líquido: el punto de congelación de la solución es menor Que el del líquido puro. Estos cambios también están dados por una ecuación de van't Hoff.

Los términos son semejantes a la fórmula (c) solo que aquí tabajamos con temperaturas de fusion Tf y con la constante de depresión del punto de fusión molal k(f). Hay que destacar que tanto k(e) como k(f) se encuentran en tablas determinadas para las sustancias más comunes, como la siguiente.

En la tabla anterior existe sin embargo una ambigüedad molesta debido a un arcaicismo, el símbolo de unidad m empleado aquí refiere a molalidad, sin embargo esto genera confusiones con el símbolo de desplazamiento m para el metro. De allí que los metrólogos prefieran emplear las unidades basales que definen a molal es decir mol/kg de forma tal que las unidades de las constantes debe estar expresada en la forma de °C·kg/mol.  La depresión del punto de congelación causada por los solutos tiene aplicaciones útiles: es por eso que el anticongelante trabaja en los sistemas de enfriamiento del automóvil y por qué el cloruro de calcio promueve el derretimiento del hielo en las carreteras durante el invierno.

7.3 Referencias

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