El descenso en la presión de vapor, más conocido por
su teorema resolutorio, la Ley de Raoult, establece que al añadir un soluto
a un solvente, la presión de vapor de este último disminuye. En términos
más simples, si consideramos una analogía, el agua salada actúa como si tuviera
"sed" y "tragara" más agua, en este caso, el vapor que se
encuentra sobre su superficie. Sin embargo, este fenómeno no se limita solo a
las sales; también ocurre con azúcares y, de hecho, con cualquier otro
soluto imaginable que se disuelva en el solvente, demostrando una propiedad
coligativa universal.
El aumento en el
número de entidades del soluto estabiliza el solvente volátil, es decir,
hace que el solvente se evapore en menor cantidad. Este fenómeno es evidente
cuando se mezclan dos líquidos volátiles. Si ambos componentes de la mezcla son
volátiles, ambos se evaporarán menos que sus respectivas sustancias puras. Esto
se debe a que el soluto, al estar disuelto, "compite" con el solvente
en la superficie de la solución, lo que reduce la capacidad de ambos para
escapar hacia la fase gaseosa.
En una evaporación
normal de una sustancia pura, la presión de vapor de esa sustancia sigue lo
que se conoce como la presión de vapor estándar, la cual se puede
consultar en tablas de datos que proporcionan los valores de presión de
vapor para diferentes sustancias a distintas temperaturas. Al introducir un
soluto en el solvente, la presión de vapor de la solución se ve
afectada, y esta disminución depende de la cantidad de soluto disuelto. Si se
considera una mezcla de dos líquidos volátiles, el factor de enriquecimiento
se refiere al ratio de presiones iniciales o estándares de un soluto
volátil sobre un solvente volátil, es decir, cómo se comparan las presiones de
vapor de cada componente antes de la mezcla.
El comportamiento
de la mezcla puede observarse al comparar las relaciones molares de las
sustancias en la fase gaseosa. Por ejemplo, si una disolución contiene una
mayor proporción de soluto, la relación molar en fase gaseosa reflejará
esta concentración, mostrando que el solvente tendrá una menor presión de vapor
en comparación con su estado puro. Finalmente, las presiones finales o en
equilibrio de la mezcla también pueden determinarse al evaluar las
relaciones de presiones de vapor de los componentes, lo que permite calcular la
composición en equilibrio de la fase gaseosa.
Comparativos
En los escenarios
comparativos, nuestro objetivo es determinar cuál de dos solutos
distintos, disueltos en el mismo solvente, causa una mayor depresión en
la presión de vapor. Para resolver este tipo de problemas, no es necesario
aplicar la Ley de Raoult directamente en toda su complejidad. En su lugar,
podemos simplificar el proceso utilizando el teorema
de ionización para calcular la cantidad
de sustancia efectiva para cada soluto.
El soluto que genere la mayor cantidad de sustancia efectiva (es decir,
el mayor número real de partículas en solución) será el que cause la mayor
disminución en la presión de vapor. Esto se debe a que las propiedades
coligativas dependen intrínsecamente del número de partículas disueltas, no de
su naturaleza química específica
Forma básica de la ley de
Raoult
Figura
1. El factor de conversión para la Ley de Raoult oculta un presupuesto
clave: la fracción molar del solvente puro es 1. Esta asunción es vital
para el análisis dimensional y la conversión de unidades. Su omisión en
las demostraciones de los libros de texto causa confusión, dificultando la
resolución de problemas y la comprensión profunda de la relación entre moles
de solución y solvente. Demostración.
Ley de Raoult con cantidades de sustancia
Figura
2. La Ley de Raoult para cantidades de sustancia requiere dos
pasos debido a la complejidad del factor de conversión. Primero, se
calcula la cantidad de sustancia total efectiva de la disolución,
incluyendo el factor de Van't Hoff si hay electrolitos. Luego, se aplica
la ley usando la fracción molar del solvente y su presión de vapor
pura. Demostración.
Ley de Raoult para masas de sustancia
Figura
3. Convertir la Ley de Raoult de cantidad de sustancia a masas
añade dos pasos extras. Primero, se convierten las masas de soluto y solvente a
moles usando sus masas molares. Luego, se calculan los moles totales
de la disolución. Finalmente, con los moles efectivos, se aplica la Ley de
Raoult para hallar la presión de vapor final. Demostración.
Ratio de masas con la ley de Raoult
Figura
4. La Ley de Raoult en términos de masa de soluto a solvente es teóricamente
simple, pero su aplicación por factores de conversión es un proceso de
tres pasos complejos. Requiere convertir masas a moles para calcular la fracción
molar del solvente, luego los moles efectivos del soluto (usando el factor
de Van't Hoff) y finalmente volver a gramos. Esta complejidad contrasta con
la elegancia del teorema, que permite un cálculo directo y bello, pero
es raramente adoptado. Demostración.
Ley de Raoult para los volúmenes líquidos
Figura
5. Para aplicar la Ley de Raoult a volúmenes líquidos, se sigue
un proceso de tres pasos. El Paso 1 se complica, ya que hay que
convertir volúmenes a masas (usando densidad) y luego a moles. Aunque
este enfoque de factores de conversión es didáctico y explícito, resalta
la complejidad frente a la elegancia del teorema puro, que resume todo
el proceso en una formulación concisa. Demostración.
Referencias
Baeza Baeza, J. J., & García Álvarez-Coque, M. C.
(2014). Extent of reaction
balances. A convenient tool to study chemical equilibria.
Brown, T.
L., LeMay, H. E. Jr., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M.
(2022). Chemistry: The Central Science (15th ed., AP Edition). Pearson
Savvas Higher Education.
Chang, R.,
& Overby, J. (2022). Chemistry (14th ed., AP Edition). McGraw Hill.
da Silva,
D. J. (2017). The basis of the limiting reagent concept, its identification and
applications. World Journal of Chemical Education, 5(1),
1-8.
DeToma, R.
P. (1994). Symbolic algebra and stoichiometry. Journal of chemical
education, 71(7), 568.
García
García, J. L. (2020). El álgebra de la estequiometría. Educación
química, 31(1), 138-150.
García García, J. L. (2021). Deduciendo las relaciones entre
las unidades de concentración en disoluciones líquidas. Educación
química, 32(3), 38-51.
García García, J. L. (2021b). Hacia un equilibrio químico
verdaderamente analítico. Educación química, 32(1), 133-146.
García, J.
L. G. (2025). Dimensional Analysis in Chemistry Textbooks 1900-2020 and an
Algebraic Alternative. Educación Química, 36(1),
82-108.
Garst, J.
F. (1974). The extent of reaction as a unifying basis for stoichiometry in
elementary chemistry. Journal of Chemical Education, 51(3),
194.
IUPAC.
(2019). Compendium of chemical terminology (2nd ed.). IUPAC.
https://doi.org/10.1351/goldbook
Moretti, G.
(2015). The “extent of reaction”: a powerful concept to study chemical
transformations at the first-year general chemistry courses. Foundations
of Chemistry, 17(2), 107-115.
Mousavi, A.
(2019). Stoichiometry of equations through the Inverse de Donder
relation. Chemistry Teacher International, 1(1),
20180006.
Schmitz, G.
(2005). What is a reaction rate?. Journal of chemical education, 82(7),
1091.
Smith, W.
R., & Missen, R. W. (1979). What is chemical stoichiometry?. Chemical
Engineering Education, 13(1), 26-32.
SOLAZ, J. J., & Quilez, J. (2001). Changes of extent of reaction in open chemical equilibria. Chemistry
Education Research and Practice, 2(3), 303-312.
Timberlake,
K. C. (2024). An Introduction to General, Organic, and Biological Chemistry
(14th ed.). Pearson.
Vandezande, J. E., Vander Griend, D. A., & DeKock, R. L.
(2013). Reaction extrema:
Extent of reaction in general chemistry. Journal of Chemical Education, 90(9),
1177-1179.
Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.
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