En química es posible distinguir dos grandes tipos de propiedades: las propiedades supervenientes y las propiedades no supervenientes. Las supervenientes son aquellas que se derivan directamente de las propiedades de sus componentes; por ejemplo, la masa de una mezcla depende simplemente de la masa de cada uno de sus constituyentes, sin que exista ningún fenómeno adicional que deba explicarse. En estos casos, el comportamiento del sistema puede entenderse como la suma directa de las propiedades individuales, sin ambigüedad ni sorpresa conceptual.
En contraste, las propiedades no supervenientes
emergen de la interacción entre los componentes y no pueden predecirse
únicamente a partir del análisis aislado de cada uno. Estas propiedades aparecen
solo cuando el sistema se forma, y suelen implicar aumentos cualitativos
en la complejidad, lo que les confiere un cierto aura de misticismo.
No se trata de simples sumas, sino de nuevos comportamientos colectivos
que requieren medición y análisis experimental para ser comprendidos.
En la química de disoluciones se estudiarán dos
grupos fundamentales de propiedades no supervenientes: la solubilidad y
la coligatividad. La solubilidad se refiere a la capacidad de un soluto
para interactuar con un solvente e integrarse en su estructura
molecular, dando la apariencia de que el soluto “desaparece”. La coligatividad,
por su parte, engloba propiedades que surgen de la interacción entre
entidades de soluto y solvente y que, en general, implican una reorganización
molecular del sistema. Como consecuencia, el sistema se vuelve más
resistente a los cambios, siendo más difícil hervirlo, congelarlo o
evaporarlo, e incluso adquiere la capacidad de oponerse a la presión
atmosférica, manteniendo la integridad de su estructura.
Propiedades coligativas
as 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.
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.
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.
Cantidad efectiva de una sustancia
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 nef(i) dentro de la
disolución y su concentración real. No basta con conocer cuántas
partículas se han disuelto n(i), sino cuántas de
ellas permanecen activamente disponibles en el sistema una vez alcanzado el
equilibrio nef(i). 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.
Teniendo en cuenta lo anterior, definiremos la cantidad
de sustancia efectiva 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.
Aparece el problema del equilibrio químico
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.
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.
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.
Equilibrio sin constante de 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 𝒾 y el grado de ionización α.
Factor de ionización
Definiremos al factor de Van’t Hoff o factor de ionización 𝒾 comoel ratio de entidades efectivas (iones y moléculas de soluto) presentes en equilibrio, en comparación con la cantidad inicial de moléculas agregadas.
Consideraremos que la cantidad total inicial corresponde en realidad a la cantidad de sustancia inicial, que generalmente representa el soluto en su forma pura o sólida. Donde ni representa la cantidad molecular inicial de la sustancia antes de ionizarse. La cantidad en equilibrio corresponde en realidad a la suma de todos los iones presentes más la cantidad molecular que permanece sin disociar. Estos valores individuales no nos interesan por separado, ya que nuestro objetivo es conocer el total de entidades presentes nef(i).
[1] (a) El factor de ionización es el ratio entre la cantidad final de entidades total de la disolución, teniendo en cuenta tanto soluto como solvente, sobre la cantidad inicial de entidades que generalmente corresponden solo al soluto. Para ver la descripción de los términos y su equivalente por factor de conversión. (b) El factor de ionización se obtiene de tablas experimentales en ionizaciones parciales, y de la suma de subíndices de iones en las ionizaciones totales [pulse aquí]
Para ello, utilizamos el factor de Van’t Hoff,
que tiene dos acepciones:
(a) puede obtenerse directamente
del enunciado o consultarse en tablas estándar, siendo entonces un
valor real o experimental;
(b) si no se dispone de la
tabla, se asume su valor teórico, que equivale a la suma de
los coeficientes estequiométricos de los iones formados.
De esta manera, la cantidad final de sustancia corresponde a
la cantidad efectiva de sustancia, y es esta cantidad efectiva la
que determina el comportamiento de las propiedades coligativas.
[2]
(a) Teorema de la cantidad efectiva en términos de la masa de sustancia; (b) para
la concentración molar de sustancia; (c) para más de un soluto. Para ver la
descripción de los términos y su equivalente por factor de conversión [pulse
aquí]
Es importante señalar que, dado que una propiedad coligativa depende de la presencia de las entidades de soluto y no de su identidad química, distintos solutos pueden comportarse como entidades sin identidad, de manera análoga a lo que ocurre en el modelo de gas ideal. En este marco, la cantidad de sustancia efectiva puede tratarse como una cantidad de soluto ideal, lo que permite sumar las contribuciones de varios solutos sin distinguir su naturaleza química para determinar el valor de alguna propiedad coligativa en una mezcla compleja de más de un soluto.
Grado de ionización
El grado de ionización \(\alpha\) es la
proporción entre el avance real de la reacción de ionización y
el avance de la ionización ideal completa.
[3]
El grado de ionización es la ratio del avance
de reacción de ionización real (que considera el equilibrio
directo/inverso) sobre el avance de reacción de ionización máximo (que
asume disociación completa). Para ver la
descripción de los términos y su equivalente por factor de conversión [pulse
aquí]
En solutos no ionizables, como la glucosa,
\(\alpha\) = 0, lo que indica que no ocurre ionización en
absoluto. En electrolitos fuertes ideales, como el NaCl,
\(\alpha\) = 1, lo que indica que todas las moléculas se
ionizan completamente en iones, es decir, no quedan moléculas de soluto en
equilibrio, solo iones. En electrolitos fuertes reales, el valor de
\(\alpha\) se acerca a 1, pero no es exactamente igual, ya que algunos
iones permanecen sin disociarse por completo. En electrolitos débiles,
como el ácido acético, \(\alpha\) es mucho menor que 1, ya
que solo una pequeña fracción de las moléculas se ionizan.
Ambos conceptos, \(\mathscr{i}_i\) y \(\alpha\), se combinan
en la ecuación de disociación de Van't Hoff, que es una herramienta
poderosa para resolver los parámetros de equilibrio químico en
sistemas de disolución y ionización. Esta ecuación permite calcular
con precisión el número de partículas en solución, el grado de disociación y
otros parámetros importantes para entender el comportamiento de los
electrolitos en disolución. Esta información es clave para aplicaciones en áreas
como la química de soluciones, biotecnología, medicina (por
ejemplo, en la administración de medicamentos intravenosos) y química
industrial, donde la comprensión de la disociación de compuestos es
esencial para optimizar procesos y garantizar la seguridad y eficacia de los
tratamientos o productos.
Figura
3. Mediante el modelo de esferas daltonianas, simplificamos
las propiedades coligativas y la ionización. Si 9
moléculas se convierten en 8 intactas y 2 iones, el factor de Van't
Hoff es 10/9. El grado
de ionización es
1/9,
demostrando cómo los axiomas básicos cuantifican el aumento de
partículas y la extensión de la disociación.
[4]
Ecuación de ionización de Van't Hoff en sus dos formas (a) Grado de
ionización en función del factor de Van't Hoff y (b) Factor de Van't Hoff en
función del Grado de ionización. Para ver la descripción de los términos y su
equivalente por factor de conversión [puls eaquí]
Por ejemplo, si se quiere calcular la osmolaridad de
una disolución de NaCl a partir de su concentración molar, el
factor de Van't Hoff \(\mathscr{i}_i\) es esencial. Si se tiene una disolución
de 1 M de NaCl, la osmolaridad será 2 M, ya que NaCl se
disocia completamente en 2 iones (Na⁺ y Cl⁻). En el caso
de una disolución de ácido
acético con una concentración molar de 1 M, si \(\alpha\) es 0.05,
entonces la concentración de iones será mucho menor, y la osmolaridad será
aproximadamente 1.05 M, lo que refleja la baja ionización del ácido.
[Ej. factor de van´t Hoff y grado de ionización]
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