Desde un punto de vista cualitativo, las propiedades coligativas se basan en la resistencia de una disolución al cambio físico: cuanto mayor es la cantidad de soluto disuelto, mayor es dicha resistencia. En el caso de la disminución de la presión de vapor, visto anteriormente, un aumento de la concentración implica que menos moléculas de solvente logran escapar a la fase gaseosa, es decir, el sistema se opone al cambio de fase de líquido a gas.
Figura
1. 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.
Un comportamiento análogo se observa en las propiedades
relacionadas con la temperatura. Las disoluciones más concentradas se
resisten a cambiar de fase, lo que provoca la depresión del punto de
congelación, haciendo que sea más difícil congelar una disolución
que una sustancia pura. De manera complementaria, se produce la elevación
del punto de ebullición, por lo que resulta más difícil hervir una
disolución que el solvente puro.
Análisis semicuantitativos
En análisis semicuantitativos, cuando se compara el
comportamiento de distintos solutos para una misma cantidad de solvente,
no es necesario aplicar los teoremas completos de las propiedades
coligativas. Basta con analizar qué soluto genera un mayor número de
entidades en disolución. Debe recordarse que las propiedades coligativas
dependen del número de entidades presentes y no de su identidad química;
por ello, cuando un soluto se ioniza, los iones liberados actúan como
entidades independientes, produciendo cambios más intensos en los puntos
críticos que los causados por un soluto no ionizable presente en igual
cantidad molecular.
Enlace a Fórmulas (1): [Axioma
del factor de van´t Hoff]
Enlace a Fórmulas (2): [ [Teoremas
de la cantidad de sustancia efectiva]
A diferencia de la sección dedicada a la ley de Raoult,
donde la ionización tuvo un papel secundario, en esta sección dicho concepto
adquiere una importancia central. La ventaja es que los teoremas
necesarios para analizar la cantidad efectivamente ionizada ya han sido
desarrollados previamente, bajo el concepto de cantidad efectiva de
sustancia, lo que permite abordar estos problemas de forma coherente y
sistemática.
Diferencia de temperatura
Recordando las propiedades
de la notación diferencia, en esta sección trabajaremos con dos tipos de
diferencias de temperatura: la diferencia del punto de fusión y la diferencia
del punto de ebullición. En principio, estas diferencias podrían
distinguirse mediante subíndices; sin embargo, no resulta estrictamente
necesario, ya que en ambos casos puede aprovecharse una propiedad fundamental
de la función diferencia: su sentido.
Cuando la diferencia es negativa, estamos ante una depresión
crioscópica; cuando la diferencia es positiva, se trata de una elevación
ebulloscópica. Por esta razón, la función diferencia asociada a estas dos
temperaturas puede expresarse a priori simplemente como ΔT,
dejando que el signo del resultado indique la naturaleza física del
fenómeno.
La constante
Por la misma razón expuesta anteriormente, al expresar
matemáticamente los teoremas de cambio de punto crítico debemos incorporar
desde el inicio el signo adecuado en las constantes correspondientes. Con
el fin de simplificar la notación y evitar la proliferación
innecesaria de fórmulas, unificaremos las dos leyes —depresión
crioscópica y elevación ebulloscópica— en una única expresión.
Para ello, asignaremos a la constante una notación de cuasivector, lo
que permite recordar que dicha constante posee sentido: positivo
en el caso de la constante ebulloscópica y negativo en el de la constante
crioscópica. De este modo, se mantiene la coherencia conceptual del
curso y se refuerza la doctrina de minimizar la multiplicación innecesaria
de funciones, privilegiando estructuras formales más generales y elegantes.
Enlace a Fórmulas (3): [Teo.
Aumento ebulloscópico y depresión crioscópica]
En caso de que la molalidad se encuentre definida en otras
unidades de concentración recuerda que puedes usar
Enlace
a Fórmulas (4): [Teo.
Molalidad en función de otras unidades de concentración]
Mas sobre los diagramas de fase
La figura 1 nos mostró la explicación del aumento
ebulloscópico y el descenso crioscópico usando una figura de diagrama de punto
triple (una forma especial de diagrama de fases), pero no la explicamos a
profundidad, así que vale la pena discutirla.
El diagrama de
fases es una herramienta gráfica que muestra cómo los diferentes estados
de la materia (sólido, líquido, gas y estado supercrítico) se relacionan
con las variables de presión y temperatura. Este diagrama permite
entender cómo varían las condiciones para que una sustancia pase de un estado a
otro, proporcionando una representación visual clara de las fronteras entre
diferentes fases de la materia. A medida que se modifica la presión y la
temperatura, el estado de la materia cambia, y el diagrama ayuda a
predecir esas transiciones.
Figura 2. 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.
El diagrama se
divide en varias regiones que corresponden a cada uno de los estados de
la materia: sólido, líquido, gas y supercrítico. Las líneas que delimitan estas
regiones se conocen como fronteras de fase. Estas fronteras representan
combinaciones específicas de presión y temperatura que determinan el cambio de
estado. Por ejemplo, una sustancia puede estar en estado sólido a bajas
temperaturas y altas presiones, en estado líquido a temperaturas y presiones
intermedias, y en estado gaseoso a altas temperaturas y bajas presiones.
Uno de los puntos
clave del diagrama es el punto triple, que se da cuando las fronteras de
los tres estados de la materia (sólido, líquido y gas) se encuentran en una
sola combinación de presión y temperatura. En este punto, los
tres estados coexisten en equilibrio. Para el agua, este punto ocurre a
una temperatura de 0.01 °C y una presión de 0.006 atm, lo que
implica que en estas condiciones, el agua puede estar en forma de hielo,
líquido y vapor al mismo tiempo. Este fenómeno es único para cada sustancia y
depende de sus propiedades específicas.
Otro punto
significativo en el diagrama es el punto crítico, que es la combinación
de temperatura y presión en la que una sustancia experimenta un comportamiento
muy peculiar y a menudo difícil de imaginar. En este punto, la sustancia no se
comporta completamente como un líquido ni como un gas, sino que entra en lo que
se conoce como estado supercrítico. Para el agua, el punto crítico
ocurre a 374 °C y 217.7 atm. En estas condiciones, el agua ya no
tiene una distinción clara entre sus fases líquida y gaseosa, y sus propiedades
físicas se vuelven más difíciles de predecir con nuestra intuición habitual. En
el estado supercrítico, el fluido tiene la capacidad de difundir como un gas
pero disolver sustancias como un líquido.
El diagrama de
fases no solo depende de las condiciones externas como la temperatura y
la presión, sino que también se ve afectado por otros factores, como la identidad
de la sustancia. Cada material tiene un diagrama de fases único basado en
sus propiedades moleculares, lo que significa que la temperatura y la presión
necesarias para cambiar de fase varían según el tipo de sustancia. Además, la presencia
de impurezas o partículas de soluto en una sustancia también influye
en su comportamiento de fase. Por ejemplo, la presencia de un soluto
puede bajar la frontera de congelación y generar un descenso
crioscópico, lo que significa que una solución se congelará a temperaturas
más bajas que el solvente puro. Este efecto es la razón por la cual, por
ejemplo, se utiliza sal sobre las carreteras en invierno para evitar la
formación de hielo.
De manera similar, aumentar
la cantidad de soluto en un líquido puede elevar el punto de ebullición,
lo que lleva a un aumento ebulloscópico. Este fenómeno indica que una
solución hirviente requerirá una mayor temperatura para alcanzar el punto de
ebullición en comparación con el solvente puro. La sal en el agua, por ejemplo,
aumenta la temperatura de ebullición del agua, lo que se puede observar en el
proceso de cocción de alimentos como la pasta.
Además del diagrama de fases general, existe una
versión simplificada a temperatura constante que se centra en la
relación entre el calor agregado y los tres estados básicos de la
materia: sólido, líquido y gas. Este diagrama se utiliza
para visualizar cómo una sustancia transita entre estas fases al agregar calor
sin tener que considerar las condiciones extremas del punto crítico o el
estado supercrítico. En este caso, se mantiene una presión constante, y
el objetivo es observar la temperatura de la sustancia cuando se le añade
calor.
En este tipo de diagrama, se observa que la frontera de
fase no ocurre de manera instantánea, como podría pensarse intuitivamente.
En realidad, cuando se añade calor a una sustancia, su temperatura no aumenta
de inmediato, ya que durante las transiciones de fase, como de sólido a líquido
(fusión) o de líquido a gas (vaporización), el calor se usa para cambiar el
estado de la materia en lugar de aumentar su temperatura. Este
comportamiento refleja la coexistencia de fases en un mismo sistema,
donde la sustancia no se convierte de un estado a otro de manera instantánea,
sino que existe un lapso durante el cual las dos fases (por ejemplo, sólido y
líquido) pueden coexistir en equilibrio.
Figura
3. 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.
El calor y la temperatura son magnitudes
relacionadas, pero no equivalentes. La temperatura describe el estado
térmico de un sistema y está asociada a la energía cinética promedio
de sus partículas; por ello, indica qué tan caliente o frío está un cuerpo en
un instante dado. Es una propiedad intensiva, lo que significa que no
depende de la cantidad de materia presente. Dos sistemas con masas muy
distintas pueden tener la misma temperatura si sus partículas poseen, en
promedio, la misma energía cinética.
El calor, en cambio, es energía en tránsito
que se transfiere entre sistemas debido a una diferencia de
temperatura. No es una propiedad del sistema, sino un proceso que
ocurre durante una interacción térmica. Por esta razón, el calor es una
magnitud extensiva: la cantidad transferida depende de la masa,
del camino seguido y de los cambios de fase involucrados. Un
sistema puede recibir calor sin aumentar su temperatura, como sucede durante
una fusión o ebullición, lo que evidencia que calor mide intercambio
energético, mientras que temperatura mide estado vibracional.
Este fenómeno se observa claramente en el punto de fusión
y en el punto de ebullición, donde el calor añadido se destina a superar
las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a las partículas en un
estado específico. Durante estos procesos, aunque se siga añadiendo calor, la temperatura
permanece constante hasta que toda la sustancia haya cambiado de fase. Este
comportamiento muestra que la conversión de fases no es instantánea, ya
que hay un proceso de transformación gradual.
Por ejemplo, al calentar agua a temperatura constante, si se
encuentra en estado sólido (hielo), al llegar al punto de fusión (0 °C a
presión atmosférica), el calor añadido primero se usa para derretir el hielo,
sin que la temperatura del agua aumente durante el proceso de fusión. Lo mismo
sucede cuando se calienta agua líquida al punto de ebullición (100 °C a
presión atmosférica): la temperatura se mantiene constante mientras el líquido
se convierte en gas, ya que todo el calor se destina a superar las fuerzas de
cohesión entre las moléculas de agua para que se conviertan en vapor.
Este diagrama simplificado a temperatura constante
pone de manifiesto que, en estas transiciones de fase, hay un equilibrio
dinámico entre los estados de la materia. A medida que se sigue agregando
calor, las moléculas en el estado sólido comienzan a separarse y entrar en el
estado líquido, y luego las moléculas líquidas se separan aún más para formar
gas. Es importante destacar que este proceso gradual no es instantáneo,
ya que el sistema necesita un tiempo para que las moléculas se reorganicen y se
ajusten a la nueva fase.
Este tipo de análisis es especialmente útil para comprender
que las transiciones de fase no son simples cambios rápidos, sino que
implican una serie de ajustes a nivel molecular. Además, indica que, en
este tipo de procesos, la energía se distribuye de manera diferente en
función de la fase a la que la sustancia está transitando.
[Ej.
Incremento ebulloscópico y depresión crioscópica]
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