Las propiedades coligativas son propiedades físicas
que dependen únicamente de la cantidad de entidades disueltas en una
disolución, sin importar su naturaleza química, una vez alcanzado el
equilibrio.
La coligatividad tiene que ver con la capacidad de una
entidad disuelta para interactuar con el solvente que la rodea,
dificultando su movilidad. Esta restricción puede manifestarse como una
resistencia a cambiar de fase, a pasar a otro estado de la materia,
o a fluir hacia el otro lado de una membrana. En este sentido, la
coligación puede entenderse como una relación rígida entre soluto y solvente,
casi como un noviazgo tóxico, en el que uno impide al otro moverse con
libertad hacia otros entornos. Así, cuanto más fuerte es esta interacción,
mayor es el efecto coligativo observado, ya que se limita el comportamiento
espontáneo de las moléculas del sistema.
Estas propiedades incluyen:
1- el descenso de la presión de vapor, descrito por
la ley de Raoult;
2- el aumento ebulloscópico, es decir, el incremento
del punto de ebullición;
3- el descenso crioscópico, o disminución del
punto de congelación; y
4- la presión osmótica, que se manifiesta como un aumento
de volumen en el lado más impuro de una membrana semipermeable.
Sin importar de cuál de las cuatro propiedades coligativas
se trate, todas exigen que se considere un concepto poco discutido en los
textos de química por considerarse implícito: la cantidad efectiva de
entidades en equilibrio dentro de la disolución y su concentración real.
No basta con conocer cuántas partículas se han disuelto, sino cuántas de ellas
permanecen activamente disponibles en el sistema una vez alcanzado el
equilibrio. Esta cantidad efectiva puede verse alterada por fenómenos como la ionización
incompleta, la asociación o disociación química, o incluso por interacciones
intermoleculares, lo que impacta directamente en la intensidad de la
propiedad coligativa observada.
Figura
1. La solvatación es cuando el disolvente rodea al soluto,
formando una capa de solvatación. No solo ocurre en soluciones
polares; las interacciones apolares (fuerzas de dispersión de
London) también la causan. Comprender la solvatación es clave para entender la disolución
y propiedades coligativas en cualquier tipo de solución, incluso apolares.
Teniendo en cuenta lo anterior, definiremos la cantidad
de sustancia efectiva \(n(i)_{ef}\) como el total de entidades en
equilibrio, sin importar su identidad química. Esto incluye tanto moléculas
neutras como iones provenientes de un mismo soluto, ya que desde el
punto de vista coligativo ambos contribuyen por igual: lo que importa no
es su naturaleza, sino su número y su capacidad para interactuar con el
solvente. Por ello, en el caso de los no electrolitos, que no se
disocian, la cantidad de sustancia efectiva es igual a 1 por cada mol añadido.
En cambio, para los electrolitos fuertes, cuya disociación es completa,
la sustancia efectiva debería corresponder idealmente a la suma
de las cantidades de sustancia de todos los iones formados, ya que la
especie original deja de existir en solución.
Sin embargo, la realidad de la sustancia suele desafiar
nuestras expectativas. Tomemos como ejemplo la sal más sencilla: el cloruro
de sodio (NaCl). Aunque se le considera un electrolito fuerte por su
capacidad de disociarse completamente en solución acuosa, en la práctica
su rendimiento rara vez supera el 90 %.
Esto implica que alrededor de un 10 %
de las entidades neutras permanece en su forma original, sin ionizarse.
Este comportamiento introduce el concepto de equilibrio químico, ya que,
aunque idealmente todos los átomos de sodio y cloro deberían separarse en iones
Na⁺ y Cl⁻, una fracción de ellos permanece
unida o se recompone continuamente mediante una reacción reversible.
Figura
2. Mientras en reacciones, los electrolitos fuertes se asumen totalmente
disociados, en propiedades coligativas no. Aquí, el apareamiento de
iones (ej., NaCl) reduce el número efectivo de partículas, haciendo
que el factor de Van't Hoff (i) sea menor al ideal. Esto afecta la presión
osmótica, punto de congelación y ebullición, evidenciando un
equilibrio iónico real.
Este equilibrio se establece cuando las velocidades de disociación
y recombinación iónica se igualan, generando un sistema en el que las
concentraciones de las distintas especies —ionizadas o no— se mantienen
constantes con el tiempo. Por tanto, incluso en disoluciones de compuestos
altamente solubles y considerados completamente disociados, existe una
proporción constante de partículas no separadas, lo que nos recuerda que la
coligatividad está vinculada no solo a la cantidad añadida, sino a la cantidad
de sustancia realmente activa en equilibrio.
Para analizar escenarios donde se presenta un equilibrio
de ionización sin recurrir directamente a la constante de equilibrio
ni a los formalismos tradicionales de la química del equilibrio, se
introdujeron dos parámetros fundamentales: el factor de Van’t Hoff \(\mathscr{i}_i\)
y el grado de ionización \(\alpha\).
Definiremos al factor
de Van’t Hoff \(\mathscr{i}_i\) es un concepto clave que expresa la proporción
de entidades efectivas (iones y moléculas de soluto) presentes en equilibrio,
en comparación con la cantidad inicial de moléculas agregadas.
Figura
3. El factor de Van't Hoff (i) define un equilibrio químico,
relacionando la cantidad de sustancia efectiva con la inicial.
Sus valores reales, en tablas, dependen de concentración, temperatura
y electrolito. Este axioma permite visualizar el proceso como
contar esferas, facilitando la comprensión de cómo el número de partículas
afecta las propiedades coligativas.
Figura
4. La cantidad de sustancia efectiva en el equilibrio, determinada por
el factor de Van't Hoff (i) y la cantidad de sustancia inicial,
unifica el estudio de las propiedades coligativas. Permite comparar
directamente el impacto de diferentes solutos en estas propiedades, evitando
cálculos complejos individuales y simplificando la comprensión de cómo el número
de partículas influye en la presión osmótica, puntos de
congelación/ebullición y presión de vapor. Demostración.
Figura
5. El Teorema de la cantidad de sustancia efectiva como función de la masa
del soluto es crucial. En laboratorio, solo medimos la masa, no los moles
directamente. Este teorema permite el cálculo directo de la cantidad
de sustancia efectiva desde la masa, conectando la teoría con la práctica y
facilitando el estudio de las propiedades coligativas. Demostración.
Este parámetro resulta especialmente útil al estudiar disoluciones
de electrolitos —compuestos que se disocian en iones en solución— así como solutos
no ionizables, ya que permite cuantificar el efecto coligativo sin
necesidad de detallar la naturaleza del proceso de disociación.
En el caso de solutos
no ionizables, como el glucosa o urea, el valor de \(\mathscr{i}_i\) es igual a 1, lo que indica que no
hay disociación de las moléculas en iones y, por lo tanto, el número de
partículas en solución sigue siendo igual al número de moléculas disueltas
inicialmente. En electrolitos fuertes ideales, donde todas las moléculas
se ionizan completamente, \(\mathscr{i}_i\) será igual a la suma de los coeficientes
estequiométricos de los iones generados. Por ejemplo, si consideramos el
cloruro de sodio (NaCl), que se disocia completamente en Na⁺
y Cl⁻, el \(\mathscr{i}_i\)
sería igual a 2 (1 para Na⁺ y 1 para Cl⁻).
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