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Las propiedades coligativas son cambios observables en una disolución causados por la presencia de un soluto. Su característica central es que dependen principalmente de la cantidad efectiva de entidades químicas dispersas en el disolvente y no de su identidad particular. Por ello, una disolución acuosa de glucosa, urea o cloruro de sodio puede producir efectos semejantes si contiene la misma concentración efectiva de partículas, aunque sus fórmulas, enlaces y propiedades químicas sean muy diferentes.
La explicación profunda está relacionada con la movilidad y la energía de las partículas del disolvente. En un líquido puro, las moléculas del disolvente poseen cierta libertad para desplazarse, escapar hacia la fase gaseosa, organizarse en una red sólida o atravesar una membrana semipermeable. Al añadir un soluto, esas moléculas encuentran entidades adicionales que ocupan espacio, modifican las interacciones locales y reducen su tendencia neta a participar en esos procesos. No se trata necesariamente de que el soluto “pegue” físicamente todas las moléculas del agua, sino de que disminuye la actividad química del disolvente: hay una menor proporción de moléculas de disolvente disponibles para escapar, congelarse o equilibrar diferencias de concentración.
Las cuatro propiedades coligativas clásicas son el descenso de la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica. Todas pueden comprenderse como consecuencias de la misma idea: una disolución posee un disolvente con menor tendencia a cambiar de fase o a desplazarse hacia otra región que el disolvente puro. La diferencia no depende de una propiedad misteriosa de cada sustancia, sino de cuántas partículas efectivas se encuentran presentes en una cantidad determinada de disolvente.
Volatilidad
La volatilidad es la tendencia de una sustancia a pasar desde una fase condensada, líquida o sólida, hacia la fase gaseosa. A presión y temperatura fijas, una sustancia más volátil mantiene una mayor cantidad de materia como vapor respecto de la materia que permanece en las fases líquida o sólida. Con frecuencia son volátiles las sustancias covalentes moleculares, formadas entre no metales, pues sus partículas suelen estar unidas por fuerzas intermoleculares relativamente débiles. También existen compuestos covalentes de metales muy electronegativos o en estados de oxidación elevados con no metales; un caso conocido es el tetróxido de osmio, OsO₄, que presenta una volatilidad considerable.
Como no es posible contar directamente las entidades gaseosas que pasan desde una muestra líquida o sólida, la volatilidad se determina mediante parámetros indirectos. El más empleado es la presión de vapor, es decir, la presión que ejercen las partículas que han escapado hacia la fase gaseosa dentro de un recipiente cerrado. Un manómetro permite medir esta presión: a la misma temperatura, la sustancia que genera una presión de vapor más alta contiene más partículas en fase gaseosa y, por tanto, es más volátil. También puede describirse el vapor mediante el volumen que ocupa, aunque este valor depende de las condiciones y del recipiente empleado.
Figura 1. [Volatilidad].
Los cuatro manómetros idealizados comparan la volatilidad de líquidos
puros mediante el volumen de vapor representado. Aunque todos se
equilibran contra una presión atmosférica cercana a 1 atm, el dibujo usa la
expansión gaseosa como indicador indirecto. El recipiente con mayor volumen de
vapor corresponde a la sustancia más volátil (Q); el de menor volumen, a la
menos volátil de todas.
En las figuras con una columna de mercurio, se observa el desplazamiento del líquido entre los brazos del manómetro. Esa diferencia de altura no representa directamente el volumen del vapor, sino la diferencia de presión ejercida por él. Cuanto mayor sea el desplazamiento de la columna, mayor será la presión de vapor de la sustancia. Así, tanto una presión interna elevada como una mayor cantidad de vapor en condiciones comparables indican que más materia ha pasado a la fase gaseosa; por ello, la sustancia presenta mayor volatilidad.
La volatilidad también cambia con la temperatura y la presión externa, aunque no debe confundirse con el punto de ebullición. Una sustancia puede pasar gradualmente a la fase gaseosa a cualquier temperatura mediante evaporación; sin embargo, al aumentar la temperatura, más partículas poseen energía suficiente para escapar y aumenta su presión de vapor. Por ello, la volatilidad es inversamente proporcional al punto de ebullición: una sustancia más volátil suele hervir a menor temperatura. Además, al disminuir la presión externa, se facilita tanto la ebullición como el paso de partículas hacia la fase gaseosa; en consecuencia, la volatilidad aumenta.
Una sustancia líquida se evapora por completo más rápido que otra cuando presenta mayor presión de vapor y, por tanto, mayor volatilidad, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión.
Ley de Henry
Aunque la ley de Henry no es una propiedad coligativa, se relaciona con ellas porque ambas estudian el equilibrio entre una fase gaseosa y una fase acuosa. Las propiedades coligativas indican que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor del disolvente, es decir, reduce su tendencia a escapar hacia el gas. La ley de Henry, en cambio, describe qué ocurre con un gas que está sobre una disolución: al aumentar su presión parcial, aumenta la cantidad de gas que puede permanecer disuelta en el agua. Por tanto, una presión mayor favorece que más partículas gaseosas entren en la fase acuosa y disminuye la proporción que permanece libre como vapor.
En las evaluaciones de estado no suele ser necesario aplicar la fórmula de la ley de Henry ni usar constantes. Basta interpretar las figuras: si aumenta la presión ejercida por un gas sobre el líquido, más partículas son empujadas y retenidas dentro de la fase acuosa. Una representación con muchas partículas en la parte superior indica una menor disolución relativa; una figura donde más partículas aparecen sumergidas representa una mayor solubilidad del gas. La idea clave es sencilla: a mayor presión del gas, mayor cantidad de partículas disueltas en el agua.
Figura 2. En la [ley de Henry] (izquierda), una baja presión atmosférica favorece un aumento en la presión de vapor, lo que provoca que el soluto volátil escape, ya que su solubilidad disminuye. Por el contrario (derecha), cuando la presión aumenta, contrarrestando la presión de vapor, el equilibrio favorece la disolución del gas, lo que hace que las sustancias regresen al estado líquido, lo que se interpreta como un aumento en la solubilidad.
Descenso en la presión de vapor
La presión de vapor es la presión ejercida por las partículas que han escapado desde la superficie de un líquido hacia la fase gaseosa cuando se alcanza un equilibrio dinámico. Incluso a temperatura ambiente, algunas moléculas de agua poseen suficiente energía cinética para vencer parcialmente las fuerzas intermoleculares y abandonar el líquido. Al mismo tiempo, otras moléculas de vapor regresan a la superficie. Cuando ambas velocidades se igualan, se establece el equilibrio líquido-vapor.
Si se disuelve una sustancia no volátil, como azúcar o sal, disminuye la fracción de superficie ocupada por moléculas de disolvente y se reduce la tendencia global de estas a escapar. En consecuencia, la disolución presenta una presión de vapor menor que la del disolvente puro a la misma temperatura. Esta es la primera propiedad coligativa: el soluto disminuye la facilidad con que el disolvente alcanza la fase gaseosa.
La palabra importante aquí es proporción. Una pequeña cantidad de soluto produce un efecto pequeño; una mayor concentración efectiva de partículas produce una disminución más marcada de la presión de vapor. Por esta razón, un soluto que genera varios iones puede provocar un efecto coligativo mayor que una sustancia molecular que permanece como una sola entidad en la disolución.
Figura 3. [El diagrama de punto triple] es un tipo de diagrama de fases que relaciona presión y temperatura para mostrar los estados sólido, líquido y gas de una sustancia. El punto triple indica la coexistencia simultánea de las tres fases en equilibrio, mientras que el punto crítico marca el límite donde desaparece la distinción entre líquido y gas.
Figura 4. [La curva de calentamiento] es una forma simplificada del diagrama de fases a presión constante. Los tramos inclinados representan una sola fase, mientras que las mesetas indican cambios de fase, donde la temperatura permanece constante. Estas regiones reflejan resistencia al cambio, ya que el sistema requiere energía y tiempo para reorganizar su estructura molecular.
Figura 5. [La ley de Raoult y agua de mar]. La ley de Raoult explica que una mayor salinidad neta reduce la presión de vapor del agua. Esta salinidad incluye NaCl y otras sales disueltas, como sulfatos y cloruros. Por ello, mares más salinos, como el mar Rojo, evaporan menos, hierven a mayor temperatura y se congelan a menor temperatura que aguas menos salinas.
Desplazamiento de temperaturas críticas
La elevación ebulloscópica es el aumento del punto de ebullición de una disolución respecto al disolvente puro. La ebullición ocurre cuando la presión de vapor iguala la presión externa; como un soluto no volátil reduce la tendencia del disolvente a escapar, se necesita una temperatura mayor para alcanzar esa condición. En cambio, el descenso crioscópico es la disminución del punto de congelación de una disolución. El disolvente debe enfriarse más para formar una estructura sólida estable.
Ambos fenómenos dependen de un mismo principio: las entidades disueltas modifican la movilidad y el equilibrio de las partículas del disolvente. En la ebullición, el soluto disminuye la cantidad de moléculas capaces de pasar a la fase gaseosa; en el congelamiento, dificulta que las moléculas se ordenen en una red cristalina. Por ello, una mayor concentración efectiva de partículas produce mayor elevación del punto de ebullición y mayor descenso del punto de congelación.
Figura 6. [Aumento ebulloscópico y depresión crioscópica]. Para evitar confusiones, las temperaturas del solvente y de la disolución se tratan como estados del mismo sistema. La temperatura inicial corresponde al solvente puro y la final a la disolución, lo que permite aplicar la función diferencia ΔT. Solo así es válido restar temperaturas, ya que el álgebra exige igual identidad para operar magnitudes.
Presión osmótica
La ósmosis aparece cuando dos regiones con distinta concentración están separadas por una membrana semipermeable. Esta membrana permite el paso del disolvente, pero limita o impide el paso del soluto. Si un lado contiene disolvente puro y el otro una disolución, el disolvente tiende a desplazarse hacia la región donde hay mayor concentración efectiva de partículas disueltas.
Ese desplazamiento no ocurre porque el soluto “succione” el agua como una esponja. Ocurre porque el sistema busca equilibrar la actividad del disolvente en ambos lados de la membrana. La entrada de disolvente diluye la solución más concentrada y reduce la diferencia entre las dos regiones. La presión osmótica es la presión externa mínima que debe aplicarse sobre la disolución para impedir ese flujo neto de disolvente.
Figura 7. [Ósmosis y tonicidad]. En soluciones isotónicas, el agua entra y sale de las células sin cambiar de forma apreciable su volumen. En medios hipotónicos, el agua ingresa, causa hinchamiento y puede provocar lisis; en medios hipertónicos, sale y produce arrugamiento o plasmólisis. Para resistir estas tensiones, los organismos emplean paredes celulares, transporte activo, vacuolas contráctiles y solutos compatibles para ajustar su equilibrio interno.
La presión osmótica resulta especialmente importante en células, organismos vivos, conservación de alimentos, desalinización y tratamientos médicos. Una solución demasiado concentrada puede extraer agua de las células; una solución demasiado diluida puede favorecer su entrada excesiva. En todos estos casos, el efecto depende de la concentración neta de partículas, especialmente de iones y moléculas que no atraviesan libremente la membrana.
Modelo matemático
El modelo matemático de las cuatro propiedades coligativas parece complejo porque presenta cuatro ecuaciones con constantes independientes. Estas son necesarias cuando se desean calcular valores finales de presión, temperatura o presión osmótica. Sin embargo, en ejercicios de comparación relativa —por ejemplo, determinar qué disolución posee mayor propiedad coligativa— puede emplearse una sola relación: la cantidad total de entidades efectivas presentes en la disolución. Esta idea extiende la ley de Proust a las especies producidas al disolver o ionizar un soluto. Según el [Axioma del factor de Van’t Hoff] forma [1], esta cantidad puede expresarse como nef = i · n, donde n representa la cantidad de sustancia inicial e i indica cuántas partículas efectivas produce cada unidad fórmula.
La misma relación funciona para las cuatro propiedades: a mayor concentración de partículas efectivas, más marcado será el descenso de la presión de vapor, mayor la elevación ebulloscópica, mayor el descenso crioscópico y mayor la presión osmótica. La glucosa posee idealmente i = 1 porque permanece como moléculas individuales; el NaCl posee i = 2 en el modelo ideal porque origina Na⁺ y Cl⁻. Por ello, una disolución ideal de glucosa de 2 mol/L tendría una concentración efectiva cercana a 2 mol/L de entidades, comparable con una disolución ideal de NaCl de 1 mol/L, que también genera aproximadamente 2 mol/L de partículas. En la realidad, la solvatación y las interacciones entre iones pueden reducir el valor efectivo de i para el NaCl, por ejemplo hasta cerca de 1.9.
Así, antes de buscar constantes o aplicar ecuaciones extensas, conviene comparar i · c, es decir, la concentración efectiva de entidades. El énfasis final dependerá de la propiedad estudiada, pero el razonamiento inicial es común: más partículas dispersas producen un cambio coligativo más intenso.
Referencias
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Campbell, N. A., Urry, L. A., Cain, M. L., Wasserman, S. A., Minorsky, P. V., & Orr, R. B. (2021). Biology: A global approach (12.ª ed.). Pearson.
Flowers, P., Theopold, K., Langley, R., & Robinson, W. R. (2019). Chemistry 2e. OpenStax. https://openstax.org/details/books/chemistry-2e
Millero, F. J. (2013). Chemical oceanography (4.ª ed.). CRC Press.
Chang, R., & Overby, J. (2025). Chemistry (15.ª ed.). McGraw Hill.
Brown, T. E., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2023). Chemistry: The central science (15.ª ed.). Pearson.
