Omitir e ir al contenidoIr a la página de accesibilidadMenú de atajos de teclado
Logo de OpenStax
Química: Comenzando con los átomos 2ed

11.4 Propiedades coligativas

Química: Comenzando con los átomos 2ed11.4 Propiedades coligativas

Menú
Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Expresar las concentraciones de los componentes de la solución utilizando la fracción molar y la molalidad.
  • Describir el efecto de la concentración del soluto en varias propiedades de la solución (presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación y presión osmótica).
  • Hacer cálculos utilizando las ecuaciones matemáticas que describen estos diversos efectos coligativos.
  • Describir el proceso de destilación y sus aplicaciones prácticas.
  • Explicar el proceso de ósmosis y describir su aplicación industrial y en la naturaleza.

Las propiedades de una solución son diferentes de las del soluto o solvente puro. Muchas propiedades de las soluciones dependen de la identidad química del soluto. En comparación con el agua pura, una solución de cloruro de hidrógeno es más ácida, una solución de amoníaco es más básica, una solución de cloruro de sodio es más densa y una solución de sacarosa es más viscosa. Sin embargo, hay algunas propiedades de las soluciones que dependen únicamente de la concentración total de las especies de solutos, independientemente de sus identidades. Estas propiedades coligativas incluyen la disminución de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, el descenso crioscópico y la presión osmótica. Este pequeño conjunto de propiedades tiene una importancia fundamental en muchos fenómenos naturales y aplicaciones tecnológicas, como se describirá en este módulo.

Fracción molar y molalidad

En un capítulo anterior se introdujeron varias unidades comúnmente utilizadas para expresar las concentraciones de los componentes de la solución, cada una de las cuales ofrece ciertas ventajas para su uso en diferentes aplicaciones. Por ejemplo, la molaridad(M) es una unidad conveniente para utilizar en los cálculos estequiométricos, ya que se define en términos de las cantidades molares de los tipos de solutos:

M=mol de solutoL de soluciónM=mol de solutoL de solución

Como los volúmenes de las soluciones varían con la temperatura, las concentraciones molares también variarán. Cuando se expresa en forma de molaridad, la concentración de una solución con idéntico número de tipos de soluto y solvente será diferente a distintas temperaturas, debido a la contracción/expansión de la solución. En los cálculos en los que intervienen muchas propiedades coligativas son más apropiadas las unidades de concentración con base en el mol, cuyos valores no dependen de la temperatura. Dos de estas unidades son la fracción molar (presentada en el capítulo anterior sobre los gases) y la molalidad.

La fracción molar, X, de un componente es la relación entre su cantidad molar y el número total de moles de todos los componentes de la solución:

XA=molAmoles totales de todos los componentesXA=molAmoles totales de todos los componentes

Según esta definición, la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la solución (el solvente y todos los solutos) es igual a uno.

La molalidad es una unidad de concentración definida como la relación entre el número de moles de soluto y la masa del solvente en kilogramos:

m=mol de solutokg de solventem=mol de solutokg de solvente

Dado que estas unidades se calculan utilizando únicamente masas y cantidades molares, no varían con la temperatura y, por lo tanto son más adecuadas para aplicaciones que requieren concentraciones independientes de la temperatura, lo que incluye varias propiedades coligativas, como se describirá en este módulo del capítulo.

Ejemplo 11.3

Cálculo de la fracción molar y la molalidad

El anticongelante de la mayoría de los radiadores de los automóviles es una mezcla de volúmenes iguales de etilenglicol y agua, con pequeñas cantidades de otros aditivos que evitan la corrosión. ¿Cuáles son (a) la fracción molar y (b) la molalidad del etilenglicol, C2H4(OH)2, en una solución preparada a partir de 2,22 ×× 103 g de etilenglicol y 2,00 ×× 103 g de agua (aproximadamente 2 L de glicol y 2 L de agua)?

Solución

(a) La fracción molar de etilenglicol puede calcularse derivando primero las cantidades molares de ambos componentes de la solución y sustituyendo luego estas cantidades en la definición de fracción molar.
molC2H4(OH)2 =2,22×103g×1molC2H4(OH)262,07gC2H4(OH)2 =35,8molC2H4(OH)2molH2O=2,00×103g×1molH2O18,02gH2O=111molH2OXetilenglicol=35,8molC2H4(OH)2 (35,8+111)moles totales=0,244molC2H4(OH)2 =2,22×103g×1molC2H4(OH)262,07gC2H4(OH)2 =35,8molC2H4(OH)2molH2O=2,00×103g×1molH2O18,02gH2O=111molH2OXetilenglicol=35,8molC2H4(OH)2 (35,8+111)moles totales=0,244

Observe que la fracción molar es una propiedad adimensional, siendo la relación de propiedades con idénticas unidades (moles).

(b) Deduzca los moles de soluto y la masa de solvente (en kg).

En primer lugar, utilice la masa dada de etilenglicol y su masa molar para encontrar los moles de soluto:

2,22×103gC2H4(OH)2 (molC2H2(OH)262,07g)=35,8molC2H4(OH)2 2,22×103gC2H4(OH)2 (molC2H2(OH)262,07g)=35,8molC2H4(OH)2

A continuación, convierta la masa del agua de gramos a kilogramos:

2,00×103gH2O(1kg1.000g)=2,00 kgH2O2,00×103gH2O(1kg1.000g)=2,00 kgH2O

Por último, calcule la molalidad según su definición:

molalidad=mol de solutokg de solventemolalidad=35,8molC2H4(OH)2 2kgH2Omolalidad=17,9mmolalidad=mol de solutokg de solventemolalidad=35,8molC2H4(OH)2 2kgH2Omolalidad=17,9m

Compruebe sus conocimientos

¿Cuáles son la fracción molar y la molalidad de una solución que contiene 0,850 g de amoníaco, NH3, disueltos en 125 g de agua?

Respuesta:

7,14 ×× 10−3; 0,399 m

Ejemplo 11.4

Conversión de la fracción molar y las concentraciones molares

Calcule la fracción molar de soluto y solvente en una disolución de 3,0 m de cloruro sódico.

Solución

La conversión de una unidad de concentración a otra se realiza comparando primero las dos definiciones de unidad. En este caso, ambas unidades tienen el mismo numerador (moles de soluto) pero diferentes denominadores. La concentración molal proporcionada puede escribirse como:
3,0mol de NaCl1kgH2O3,0mol de NaCl1kgH2O

El numerador de la fracción molar de esta solución es, por tanto, 3,0 moles de NaCl. El denominador puede calcularse obteniendo la cantidad molar de agua correspondiente a 1,0 kg.

1,0kgH2O(1.000g1kg)(molH2O18,02g)=55molH2O1,0kgH2O(1.000g1kg)(molH2O18,02g)=55molH2O

y luego sustituya estas cantidades molares en la definición de fracción molar.

XH2O=molH2Omol de NaCl+molH2O XH2O=55molH2O3,0mol de NaCl+55molH2O XH2O=0,95 XNaCl=mol de NaClmol de NaCl+molH2O XNaCl=3,0molesNaCl3,0mol de NaCl+55molH2O XNaCl=0,052XH2O=molH2Omol de NaCl+molH2O XH2O=55molH2O3,0mol de NaCl+55molH2O XH2O=0,95 XNaCl=mol de NaClmol de NaCl+molH2O XNaCl=3,0molesNaCl3,0mol de NaCl+55molH2O XNaCl=0,052

Compruebe lo aprendido

La fracción molar de yodo, I2, disuelto en diclorometano, CH2Cl2, es 0,115. ¿Cuál es la concentración molal, m, de yodo en esta solución?

Respuesta:

1,50 m

Ejemplo 11.5

Conversiones de molalidad y molaridad

La infusión intravenosa de una solución acuosa de glucosa 0,556 M (densidad de 1,04 g/mL) forma parte de algunas terapias de recuperación postoperatoria. ¿Cuál es la concentración molar de glucosa en esta solución?

Solución

La concentración molal proporcionada puede escribirse explícitamente como
M=0,556moles de glucosa/1 L de soluciónM=0,556moles de glucosa/1 L de solución

Considere la definición de molalidad:

m=mol de solución/kg de solventem=mol de solución/kg de solvente

La cantidad de glucosa en 1 L de esta solución es de 0,556 moles, por lo que se necesita la masa de agua en este volumen de solución.

Primero, calcule la masa de 1,00 L de la solución:

(1,0L sol)(1,04g/mL)(1.000mL/1L)(1kg/1.000 g)=1,04kg sol(1,0L sol)(1,04g/mL)(1.000mL/1L)(1kg/1.000 g)=1,04kg sol

Esta es la masa del agua y de su soluto, la glucosa, por lo que hay que restar la masa de la glucosa. Calcule la masa de la glucosa a partir de su cantidad molar:

(0,556moles de glucosa)(180,2g/1 mol)=100,2 g o 0,1002 kg(0,556moles de glucosa)(180,2g/1 mol)=100,2 g o 0,1002 kg

Restando la masa de glucosa se obtiene la masa de agua en la solución:

1,04solución en kg0,1002kg de glucosa=0,94kg de agua1,04solución en kg0,1002kg de glucosa=0,94kg de agua

Finalmente, la molalidad de la glucosa en esta solución se calcula como

m=0,556moles de glucosa/0,94 kg de agua=0,59 mm=0,556moles de glucosa/0,94 kg de agua=0,59 m

Compruebe lo aprendido

El ácido nítrico, HNO3(aq), está disponible comercialmente como solución acuosa de 33,7 m (densidad = 1,35 g/mL). ¿Cuál es la molaridad de esta solución?

Respuesta:

14,6 M

Reducción de la presión de vapor

Como se describe en el capítulo sobre líquidos y sólidos, la presión de vapor de equilibrio de un líquido es la presión ejercida por su fase gaseosa cuando la vaporización y la condensación se producen a igual velocidad:

líquidogaslíquidogas

La disolución de una sustancia no volátil en un líquido volátil provoca una disminución de la presión de vapor del líquido. Este fenómeno puede racionalizarse considerando el efecto de las moléculas de soluto que se añaden en los procesos de vaporización y condensación del líquido. Para vaporizar, las moléculas de solvente deben estar presentes en la superficie de la solución. La presencia del soluto disminuye el área superficial disponible para las moléculas de solvente y, por tanto, reduce la velocidad de vaporización de este. Dado que la tasa de condensación no se ve afectada por la presencia del soluto, el resultado neto es que el equilibrio de vaporización-condensación se alcanza con menos moléculas de solvente en la fase de vapor (es decir, a una menor presión de vapor) (Figura 11.18). Aunque esta interpretación es útil, no tiene en cuenta varios aspectos importantes de la naturaleza coligativa de la disminución de la presión de vapor. Una explicación más rigurosa se refiere a la propiedad de la entropía, tema que se tratará en un capítulo posterior del texto sobre termodinámica. Para entender la disminución de la presión de vapor de un líquido, es pertinente señalar que la naturaleza más dispersa de la materia en una solución, en comparación con las fases separadas de solvente y soluto, sirve para estabilizar eficazmente las moléculas de solvente y dificultar su vaporización. El resultado es una presión de vapor más baja, y un punto de ebullición consecuentemente más alto, como se describe en la siguiente sección de este módulo.

Esta figura contiene dos imágenes. La figura a está marcada como "agua pura". Muestra un vaso de precipitados lleno de un líquido hasta la mitad. En el líquido se muestran once moléculas dispersas uniformemente, cada una de ellas formada por una esfera roja central y dos esferas blancas ligeramente más pequeñas. Cuatro moléculas cercanas a la superficie del líquido tienen flechas curvas dibujadas que apuntan al espacio por encima del líquido en el vaso de precipitados. Por encima del líquido, se muestran doce moléculas, con flechas que apuntan desde tres de ellas hacia el líquido de abajo. La figura b está marcada como "Solución acuosa". Es similar a la figura a, excepto que once esferas azules, de tamaño ligeramente superior al de las moléculas, están dispersas uniformemente en el líquido. En este diagrama solo aparecen cuatro flechas curvas, dos de ellas procedentes de las moléculas del líquido que apuntan al espacio de arriba y dos de las moléculas del espacio de arriba que apuntan al líquido de abajo.
Figura 11.18 La presencia de solutos no volátiles disminuye la presión de vapor de una solución al impedir la evaporación de las moléculas del solvente.

La relación entre las presiones de vapor de los componentes de la solución y las concentraciones de dichos componentes se describe mediante la ley de Raoult: la presión parcial ejercida por cualquier componente de una solución ideal es igual a la presión de vapor del componente puro multiplicada por su fracción molar en la solución.

PA=XAPA*PA=XAPA*

donde PA es la presión parcial ejercida por el componente A en la solución, PA*PA* es la presión de vapor de A puro, y XA es la fracción molar de A en la solución.

Recordando que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de todos sus componentes (ley de presiones parciales de Dalton), la presión de vapor total ejercida por una solución que contiene i componentes es

Psolución=iPi=iXiPi*Psolución=iPi=iXiPi*

Una sustancia no volátil es aquella cuya presión de vapor es despreciable (P* ≈ 0), por lo que la presión de vapor sobre una solución que solo contiene solutos no volátiles se debe únicamente al solvente:

Psolución=XsolventePsolvente*Psolución=XsolventePsolvente*

Ejemplo 11.6

Cálculo de la presión de vapor

Calcule la presión de vapor de una solución ideal que contiene 92,1 g de glicerina, C3H5(OH)3, y 184,4 g de etanol, C2H5OH, a 40 °C. La presión de vapor del etanol puro es de 0,178 atm a 40 °C. La glicerina es esencialmente no volátil a esta temperatura.

Solución

Como el solvente es el único componente volátil de esta solución, su presión de vapor puede calcularse según la ley de Raoult como
Psolución=XsolventePsolvente*Psolución=XsolventePsolvente*

En primer lugar, calcule las cantidades molares de cada componente de la solución utilizando los datos de masa proporcionados.

92,1gC3H5(OH)3×1molC3H5(OH)392,094gC3H5(OH)3=1,00molC3H5(OH)3184,4gC2H5OH×1molC2H5OH46,069gC2H5OH=4,000molC2H5OH92,1gC3H5(OH)3×1molC3H5(OH)392,094gC3H5(OH)3=1,00molC3H5(OH)3184,4gC2H5OH×1molC2H5OH46,069gC2H5OH=4,000molC2H5OH

A continuación, calcule la fracción molar del solvente (etanol) y utilice la ley de Raoult para calcular la presión de vapor de la solución.

XC2H5OH=4,000mol(1,00mol+4,000mol)=0,800Psolv=XsolvPsolv*=0,800×0,178atm=0,142atmXC2H5OH=4,000mol(1,00mol+4,000mol)=0,800Psolv=XsolvPsolv*=0,800×0,178atm=0,142atm

Compruebe lo aprendido

Una solución contiene 5,00 g de urea, CO(NH2)2 (un soluto no volátil) y 0,100 kg de agua. Si la presión de vapor del agua pura a 25 °C es de 23,7 torr, ¿cuál es la presión de vapor de la solución suponiendo un comportamiento ideal?

Respuesta:

23,4 torr

Destilación de soluciones

Las soluciones cuyos componentes tienen presiones de vapor significativamente diferentes pueden separarse mediante un proceso de vaporización selectiva conocido como destilación. Consideremos el caso simple de una mezcla de dos líquidos volátiles, A y B, siendo A el líquido más volátil. La ley de Raoult puede utilizarse para demostrar que el vapor sobre la solución está enriquecido en el componente A, es decir, la fracción molar de A en el vapor es mayor que la fracción molar de A en el líquido (consulte el ejercicio 65 del final del capítulo). Al calentar adecuadamente la mezcla, el componente A puede vaporizarse, condensarse y recogerse, separándose efectivamente del componente B.

La destilación se aplica ampliamente tanto en el laboratorio como en la industria, y se usa para refinar el petróleo, para aislar productos de fermentación y para purificar el agua. Un aparato típico para destilaciones a escala de laboratorio se muestra en la Figura 11.19.

La figura a es una fotografía de una unidad de destilación común de laboratorio. La figura b proporciona un diagrama que marca los componentes típicos de una unidad de destilación de laboratorio, incluyendo un agitador/placa calefactora con control de calor y de velocidad del agitador, un baño de calentamiento de aceite o arena, medios de agitación tales como virutas de ebullición, un pote de destilación, un cabezal de destilación, un termómetro para leer de la temperatura del punto de ebullición, un condensador con entrada y salida de agua fría, un recipiente de destilación con una entrada de vacío o de gas, un matraz receptor para mantener el destilado y un baño de enfriamiento.
Figura 11.19 Se muestra una unidad de destilación típica de laboratorio en (a) una fotografía y (b) un diagrama esquemático de los componentes (créditos: a: modificación del trabajo de "Rifleman82"/Wikimedia commons; b: modificación del trabajo de "Slashme"/Wikimedia Commons).

Las refinerías de petróleo utilizan la destilación fraccionada a gran escala para separar los componentes del crudo. El petróleo crudo se calienta a altas temperaturas en la base de una columna de fraccionamiento alta, vaporizando muchos de los componentes que suben dentro de la columna. A medida que los componentes vaporizados alcanzan zonas adecuadamente frías durante su ascenso, se condensan y se recogen. Los líquidos recogidos son mezclas más sencillas de hidrocarburos y otros compuestos del petróleo que tienen una composición adecuada para diversas aplicaciones (por ejemplo, gasóleo, queroseno, gasolina), como se muestra en la Figura 11.20.

Esta figura contiene una foto de una refinería, que muestra grandes estructuras como columnas. También se muestra un diagrama de una columna de destilación fraccionada utilizada para separar el petróleo crudo. Cerca de la parte inferior de la columna, una flecha que apunta hacia el interior de la misma muestra un punto de entrada de petróleo crudo calentado. La columna contiene varias capas en las que se eliminan diferentes componentes. En la parte inferior, los materiales residuales se eliminan como se indica con una flecha fuera de la columna. En cada nivel sucesivo, se eliminan diferentes materiales que van desde de la parte inferior a la superior de la columna. Los materiales son el fueloil, seguido del gasóleo, el queroseno, la nafta, la gasolina y el gas de refinería en la parte superior. A la derecha del diagrama de columnas, se muestra una flecha de doble cara que es azul en la parte superior y cambia gradualmente de color a rojo mientras va hacia abajo. La parte superior azul de la flecha está marcada como "moléculas pequeñas: punto de ebullición bajo, muy volátil, fluye fácilmente, se enciende fácilmente". La parte inferior roja de la flecha está marcada como "moléculas grandes: punto de ebullición alto, poco volátil, no fluye fácilmente, no se enciende fácilmente".
Figura 11.20 El petróleo crudo es una mezcla compleja que se separa mediante destilación fraccionada a gran escala para aislar varias mezclas más simples.

Elevación del punto de ebullición

Como se describe en el capítulo sobre líquidos y sólidos, el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor es igual a la presión atmosférica ambiente. Dado que la presión de vapor de una solución disminuye debido a la presencia de solutos no volátiles, es lógico que el punto de ebullición de la solución aumente posteriormente. La presión de vapor aumenta con la temperatura, por lo que una solución requerirá una temperatura más alta que la del solvente puro para alcanzar cualquier presión de vapor, incluso una equivalente a la de la atmósfera circundante. El aumento del punto de ebullición que se observa cuando un soluto no volátil se disuelve en un solvente, ΔTb, se denomina aumento del punto de ebullición y es directamente proporcional a la concentración molar de las especies de soluto:

ΔTb=KbmΔTb=Kbm

donde Kb es la constante de aumento del punto de ebullición, o la constante ebulloscópica y m es la concentración molal (molalidad) de todas las especies de solutos.

Las constantes del aumento del punto de ebullición son propiedades características que dependen de la identidad del solvente. Los valores de Kb para varios solventes figuran en la Tabla 11.2.

Constante de aumento del punto de ebullición y constante crioscópica de varios solventes
Solvente Punto de ebullición (°C a 1 atm) Kb (ºCm−1) Punto de congelación (°C a 1 atm)Kf (ºCm−1)
agua100,00,5120,01,86
acetato de hidrógeno118,13,0716,63,9
benceno80,12,535,55,12
cloroformo61,263,63-63,54,68
nitrobenceno210,95,245,678,1
Tabla 11.2

La medida en que se reduce la presión de vapor de un solvente y aumenta el punto de ebullición depende del número total de partículas de soluto presentes en una cantidad determinada de solvente, no de la masa o el tamaño o las identidades químicas de las partículas. Una solución acuosa de 1 m de sacarosa (342 g/mol) y una solución acuosa de 1 m de etilenglicol (62 g/mol) tendrán el mismo punto de ebullición porque cada solución tiene un mol de partículas de soluto (moléculas) por kilogramo de solvente.

Ejemplo 11.7

Cálculo del punto de ebullición de una solución

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de 0,33 m de un soluto no volátil en benceno?

Solución

Utilice la ecuación que relaciona el aumento del punto de ebullición con la molalidad del soluto para resolver este problema en dos pasos. Se trata de un diagrama con tres cajas conectadas con dos flechas que apuntan a la derecha. La primera casilla está marcada como "Molalidad de la solución", seguida de una flecha marcada como "1", que apunta a una segunda casilla marcada como "Cambio en el punto de ebullición", seguida de una flecha marcada como "2", que apunta a una tercera casilla marcada como "Nuevo punto de ebullición".
  1. Paso 1. Calcule el cambio en el punto de ebullición.
    ΔTb=Kbm=2,53°Cm-1×0,33m=0,83°CΔTb=Kbm=2,53°Cm-1×0,33m=0,83°C
  2. Paso 2. Añada el aumento del punto de ebullición al punto de ebullición del solvente puro.
    Temperatura de ebullición=80,1°C+0,83°C=80,9°CTemperatura de ebullición=80,1°C+0,83°C=80,9°C (carbono 14).

Compruebe lo aprendido

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de ebullición del anticongelante descrito en el Ejemplo 11.3?

Respuesta:

109,2 °C

Ejemplo 11.8

El punto de ebullición de una solución de yodo

Halle el punto de ebullición de una solución de 92,1 g de yodo, I2, en 800,0 g de cloroformo, CHCl3, suponiendo que el yodo no es volátil y que la solución es ideal.

Solución

A continuación se expone un enfoque de cuatro pasos para resolver este problema. Se trata de un diagrama con cinco casillas orientadas horizontalmente y unidas entre sí con flechas numeradas del 1 al 4 que apuntan desde cada casilla sucesivamente a la siguiente a la derecha. La primera casilla está marcada como "Masa de yodo". La flecha 1 apunta desde esta caja a una segunda caja marcada como "Moles de yodo". La flecha 2 apunta desde este cuadro a un tercer cuadro marcado como "Molalidad de la solución". La flecha marcada con 3 puntos va de esta casilla a una cuarta casilla marcada como "Cambio en el punto de ebullición". La flecha 4 apunta a una quinta casilla marcada como "Nuevo punto de ebullición".
  1. Paso 1. Convierte de gramos a moles de I2 utilizando la masa molar de I2 en el factor de conversión de unidades.
    Resultado: 0,363 moles
  2. Paso 2. Determine la molalidad de la solución a partir del número de moles de soluto y la masa de solvente, en kilogramos.
    Resultado: 0,454 m
  3. Paso 3. Utilice la proporcionalidad directa entre el cambio en el punto de ebullición y la concentración molar para determinar cuánto cambia el punto de ebullición.
    Resultado: 1,65 °C
  4. Paso 4. Determine el nuevo punto de ebullición a partir del punto de ebullición del solvente puro y del cambio.
    Resultado: 62,91 °C
    Compruebe cada resultado como una autoevaluación.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 1,0 g de glicerina, C3H5(OH)3, en 47,8 g de agua? Supongamos una solución ideal.

Respuesta:

100,12 °C

Descenso crioscópico

Las soluciones se congelan a temperaturas más bajas que los líquidos puros. Este fenómeno se aprovecha en los esquemas de "descongelación" que utilizan sal (Figura 11.21), cloruro de calcio o urea para derretir el hielo en las carreteras y aceras, y en el uso del etilenglicol como "anticongelante" en los radiadores de los automóviles. El agua de mar se congela a una temperatura inferior a la del agua dulce, por lo que los océanos ártico y antártico permanecen sin congelar incluso a temperaturas inferiores a 0 °C (al igual que los fluidos corporales de los peces y otros animales marinos de sangre fría que viven en estos océanos).

Esta es una foto de un pavimento de ladrillo húmedo sobre el que se esparció un material cristalino blanco.
Figura 11.21 Para derretir el hielo se utiliza sal gema (NaCl), cloruro de calcio (CaCl2) o una mezcla de ambos (créditos: modificación del trabajo de Eddie Welker).

La disminución del punto de congelación de una solución diluida respecto a la del solvente puro, ΔTf, se denomina descenso crioscópico y es directamente proporcional a la concentración molar del soluto.

ΔTf=KfmΔTf=Kfm

donde m es la concentración molar del soluto y Kf se denomina constante del descenso crioscópico (o constante crioscópica). Al igual que en el caso de las constantes del aumento del punto de ebullición, se trata de propiedades características cuyos valores dependen de la identidad química del solvente. Los valores de Kf para varios solventes figuran en la Tabla 11.2.

Ejemplo 11.9

Cálculo del punto de congelación de una solución

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de congelación de la solución de 0,33 m de un soluto no volátil no electrolítico en benceno descrito en el Ejemplo 11.4?

Solución

Utilice la ecuación que relaciona el descenso crioscópico con la molalidad del soluto para resolver este problema en dos pasos. Se trata de un diagrama con tres cajas conectadas con dos flechas que apuntan a la derecha. La primera casilla está marcada como "Molalidad de la solución", seguida de una flecha marcada como "1", que apunta a una segunda casilla marcada como "Cambio en el punto de congelación", seguida de una flecha marcada como "2" que apunta a una tercera casilla marcada como "Nuevo punto de congelación".
  1. Paso 1. Calcule el cambio en el punto de congelación.
    ΔTf=Kfm=5,12°Cm-1×0,33m=1,7°CΔTf=Kfm=5,12°Cm-1×0,33m=1,7°C
  2. Paso 2. Reste el cambio de punto de congelación observado del punto de congelación del solvente puro.
    Temperatura de congelación=5,5°C1,7°C=3,8°CTemperatura de congelación=5,5°C1,7°C=3,8°C (carbono 14).

Compruebe lo aprendido

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es el punto de congelación de una solución de 1,85 m de un soluto no volátil no electrolítico en nitrobenceno?

Respuesta:

−9,3 °C

La química en la vida cotidiana

Propiedades coligativas y deshielo

El cloruro de sodio y sus análogos del grupo 2, el cloruro de calcio y el cloruro de magnesio, se utilizan a menudo para descongelar carreteras y aceras, debido a que una solución de cualquiera de estas sales tendrá un punto de congelación inferior a 0 °C, el punto de congelación del agua pura. Las sales metálicas del grupo 2 se mezclan con frecuencia con el cloruro de sodio ("sal gema"), más barato y más fácil de conseguir, para su uso en las carreteras, ya que tienden a ser algo menos corrosivas que el NaCl, y proporcionan una mayor disminución del punto de congelación, ya que se disocian para dar lugar a tres partículas por unidad de fórmula, en lugar de dos partículas como el cloruro de sodio.

Dado que estos compuestos iónicos tienden a acelerar la corrosión del metal, no sería buena idea utilizarlos en el anticongelante del radiador de su automóvil o para descongelar un avión antes del despegue. Para estas aplicaciones, se suelen utilizar compuestos covalentes, como el etileno o el propilenglicol. Los glicoles utilizados en el líquido del radiador no solo reducen el punto de congelación del líquido, sino que elevan el punto de ebullición, haciendo que el líquido sea útil tanto en invierno como en verano. Los glicoles calentados se rocían a menudo sobre la superficie de los aviones antes del despegue en las inclemencias del tiempo en invierno para eliminar el hielo que ya se ha formado y prevenir la formación de más hielo, que sería particularmente peligroso si se formara en las superficies de control del avión (Figura 11.22).

Esta figura contiene dos fotos. La primera es una vista trasera de un gran camión de mantenimiento de carreteras que lleva una señal naranja brillante de descongelación. Un material blanco parece depositarse en la parte trasera del camión sobre la calzada. La segunda foto es de un avión rociado con una solución para eliminar el hielo antes del despegue.
Figura 11.22 El descenso crioscópico se aprovecha para eliminar el hielo de (a) las carreteras y (b) las superficies de control de los aviones.

Diagrama de fase de una solución

Los efectos coligativos en la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de congelación descritos en la sección anterior se resumen convenientemente comparando los diagramas de fase de un líquido puro y de una solución derivada de ese líquido (Figura 11.23).

Este diagrama de fases indica la presión en atmósferas del agua y de una solución a distintas temperaturas. El gráfico muestra el punto de congelación del agua y el punto de congelación de la solución, con la diferencia entre estos dos valores identificados como subíndice f delta T. El gráfico muestra el punto de ebullición del agua y el punto de ebullición de la solución, con la diferencia entre estos dos valores identificados como delta T subíndice b. Del mismo modo, la diferencia de presión del agua y de la solución en el punto de ebullición del agua se muestra y se identifica como delta P. Esta diferencia de presión se denomina descenso de la presión de vapor. El nivel más bajo de la curva de presión de vapor de la solución en comparación con la del agua pura muestra la disminución de la presión de vapor en la solución. Los colores del fondo del diagrama indican la presencia de agua y de la solución en estado sólido a la izquierda, en estado líquido en la región central superior, y de gas a la derecha.
Figura 11.23 Diagramas de fase para un solvente puro (curvas sólidas) y una solución formada por la disolución de un soluto no volátil en el solvente (curvas discontinuas).

La curva líquido-vapor para la solución se encuentra debajo de la curva correspondiente para el solvente, que representa la disminución de la presión de vapor, ΔP, que resulta de la disolución del soluto no volátil. En consecuencia, a cualquier presión, se observa el punto de ebullición de la solución a una temperatura más alta que la del solvente puro, lo que refleja el aumento del punto de ebullición, ΔTb, asociada a la presencia del soluto no volátil. La curva sólido-líquido de la solución está desplazada a la izquierda de la del solvente puro, lo que representa el descenso crioscópico, ΔTf, que acompaña a la formación de la solución. Por último, observe que las curvas sólido-gas para el solvente y su solución son idénticas. Este es el caso de muchas soluciones que comprenden solventes líquidos y solutos no volátiles. Al igual que en el caso de la vaporización, cuando una solución de este tipo se congela, en realidad son solo las moléculas de solvente las que sufren la transición de líquido a sólido, formando un solvente sólido puro que excluye las especies de soluto. Las fases sólida y gaseosa, por tanto, están compuestas únicamente por solvente, por lo que las transiciones entre estas fases no están sujetas a efectos coligativos.

Ósmosis y presión osmótica de las soluciones

Una serie de materiales naturales y sintéticos presentan una permeabilidad selectiva, lo que significa que solo las moléculas o los iones de un determinado tamaño, forma, polaridad, carga, etc., son capaces de atravesar (permeabilizar) el material. Las membranas de las células biológicas ofrecen ejemplos elegantes de permeabilidad selectiva en la naturaleza, mientras que los tubos de diálisis utilizados para eliminar los desechos metabólicos de la sangre son un ejemplo tecnológico más simplista. Independientemente de cómo se fabriquen, estos materiales se denominan generalmente membranas semipermeables.

Consideremos el aparato que se ilustra en la Figura 11.24, en el que las muestras de solvente puro y de una solución están separadas por una membrana que solo pueden atravesar las moléculas de solvente. Las moléculas de solvente se difundirán a través de la membrana en ambas direcciones. Dado que la concentración de solvente es mayor en el solvente puro que en la solución, estas moléculas se difundirán desde el lado del solvente hacia el lado de la solución a un ritmo más rápido que en la dirección inversa. El resultado es una transferencia neta de moléculas de solvente desde el solvente puro a la solución. La transferencia por difusión de moléculas de solvente a través de una membrana semipermeable es el proceso conocido como ósmosis.

La figura muestra dos tubos en forma de U con una membrana semipermeable colocada en la base de la U. En la figura a, el solvente puro está presente y se indica con pequeñas esferas amarillas a la izquierda de la membrana. A la derecha, hay una solución con esferas azules más grandes entremezcladas con algunas esferas amarillas pequeñas. En la membrana, las flechas que apuntan a tres pequeñas esferas amarillas situadas a ambos lados de la membrana se cruzan. La flecha dibujada desde una de las grandes esferas azules no atraviesa la membrana, sino que se refleja en la superficie de la misma. Los niveles de líquido en ambos lados del tubo en forma de U son iguales. En la figura b, las flechas apuntan de nuevo desde las pequeñas esferas amarillas a través de la membrana semipermeable desde ambos lados. Este diagrama muestra que el nivel de líquido en el lado izquierdo, el del solvente puro, es significativamente menor que el nivel de líquido en el lado derecho. Desde estos dos niveles de líquido se trazan líneas discontinuas hacia el centro del tubo en forma de U y entre ellas hay una flecha vertical roja de doble punta junto al término presión osmótica.
Figura 11.24 (a) Una solución y un solvente puro están inicialmente separados por una membrana osmótica. (b) Se produce una transferencia neta de moléculas de solvente a la solución hasta que su presión osmótica produce tasas de transferencia iguales en ambas direcciones.

Cuando la ósmosis se lleva a cabo en un aparato como el que se muestra en la Figura 11.24, el volumen de la solución aumenta a medida que se diluye por acumulación de solvente. Esto hace que el nivel de la solución se eleve, aumentando su presión hidrostática (debido al peso de la columna de solución en el tubo) y ocasionando una transferencia más rápida de las moléculas de solvente de vuelta al lado del solvente puro. Cuando la presión alcanza un valor que produce una tasa de transferencia de solvente inversa igual a la tasa de ósmosis, la transferencia masiva de solvente cesa. Esta presión se denomina presión osmótica (Π) de la solución. La presión osmótica de una solución diluida se relaciona con su molaridad de soluto, M, y la temperatura absoluta, T, según la ecuación

Π=MRTΠ=MRT

donde R es la constante universal de los gases.

Ejemplo 11.10

Cálculo de la presión osmótica

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la presión osmótica (atm) de una solución 0,30 M de glucosa en agua que se utiliza para la infusión intravenosa a temperatura corporal, 37 °C?

Solución

Halle la presión osmótica, Π, mediante la fórmula Π = MRT, donde T está en la escala Kelvin (310 K) y el valor de R se expresa en unidades adecuadas (0,08206 L atm/mol K).
Π=MRT =0,30mol/L×0,08206 L atm/mol K×310 K=7,6atmΠ=MRT =0,30mol/L×0,08206 L atm/mol K×310 K=7,6atm

Compruebe lo aprendido

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la presión osmótica (atm) de una solución con un volumen de 0,750 L que contiene 5,0 g de metanol, CH3OH, en agua a 37 °C?

Respuesta:

5,3 atm

Si se coloca una solución en un aparato como el que se muestra en la Figura 11.25, la aplicación de una presión superior a la presión osmótica de la solución invierte la ósmosis y empuja las moléculas de solvente de la solución hacia el solvente puro. Esta técnica de ósmosis inversa se utiliza para la desalinización a gran escala del agua de mar y a menor escala para producir agua de grifo de gran pureza para beber.

La figura muestra un tubo en forma de U con una membrana semipermeable colocada en la base de la U. El solvente puro está presente y se indica con pequeñas esferas amarillas a la izquierda de la membrana. A la derecha, hay una solución con esferas azules más grandes entremezcladas con algunas esferas amarillas pequeñas. En la membrana, las flechas apuntan desde cuatro pequeñas esferas amarillas a la izquierda de la membrana. En el lado derecho de la U, hay un disco que tiene la misma anchura del tubo y parece bloquearlo. El disco está al mismo nivel que la solución. Una flecha apunta hacia abajo desde la parte superior del tubo hasta el disco y está marcada como "Presión mayor que Π subíndice de solución".
Figura 11.25 La aplicación de una presión superior a la presión osmótica de una solución invertirá la ósmosis. Las moléculas de solvente de la solución son empujadas hacia el solvente puro.

La química en la vida cotidiana

Purificación de agua por ósmosis inversa

En el proceso de ósmosis, la difusión sirve para mover el agua a través de una membrana semipermeable desde una solución menos concentrada a una más concentrada. La presión osmótica es la cantidad de presión que debe aplicarse a la solución más concentrada para que la ósmosis se detenga. Si se aplica una mayor presión, el agua pasará de la solución más concentrada a una solución menos concentrada (más pura). Esto se llama ósmosis inversa. La ósmosis inversa (OI) se utiliza para purificar el agua en muchas aplicaciones, desde las plantas desalinizadoras de las ciudades costeras, hasta las máquinas purificadoras de agua de las tiendas de alimentación (Figura 11.26), y las unidades domésticas de ósmosis inversa más pequeñas. Con una bomba manual, las pequeñas unidades de ósmosis inversa pueden utilizarse en países del tercer mundo, en zonas de catástrofe y en botes salvavidas. Nuestras fuerzas militares tienen una variedad de unidades de ósmosis inversa operadas por generadores que pueden ser transportadas en vehículos a lugares remotos.

Esta figura muestra dos fotos de sistemas de ósmosis inversa. El primero es un sistema pequeño que luce fácilmente transportable. La segunda es más grande y está situada al aire libre.
Figura 11.26 Los sistemas de ósmosis inversa para purificar el agua potable se muestran aquí en (a) pequeña y (b) gran escala (créditos: a: modificación del trabajo de Jerry Kirkhart; b: modificación del trabajo de Willard J. Lathrop).

Los ejemplos de ósmosis son evidentes en muchos sistemas biológicos porque las células están rodeadas de membranas semipermeables. Las zanahorias y el apio que se ablandaron por la pérdida de agua pueden volver a estar crujientes colocándolos en agua. El agua entra en las células de la zanahoria o el apio por ósmosis. Un pepino colocado en una solución salina concentrada pierde agua por ósmosis y absorbe algo de sal para convertirse en un pepinillo. La ósmosis también puede afectar a las células de los animales. Las concentraciones de solutos son especialmente importantes cuando se inyectan soluciones en el cuerpo. Los solutos presentes en los fluidos celulares del cuerpo y en el suero sanguíneo dan a estas soluciones una presión osmótica de aproximadamente 7,7 atm. Las soluciones que se inyectan en el cuerpo deben tener la misma presión osmótica que el suero sanguíneo; es decir, deben ser isotónicas con el suero sanguíneo. Si se inyecta una solución menos concentrada, una solución hipotónica, en cantidad suficiente para diluir el suero sanguíneo, el agua del suero diluido pasa a las células sanguíneas por ósmosis, lo que hace que las células se expandan y se rompan. Este proceso se llama hemólisis. Cuando se inyecta una solución más concentrada, una solución hipertónica, las células pierden agua hacia la solución más concentrada, se arrugan y posiblemente mueren en un proceso llamado crenación. Estos efectos se ilustran en la Figura 11.27.

Esta figura muestra tres escenarios relacionados con las membranas de los glóbulos rojos. En a, el H subíndice 2 O tiene dos flechas dibujadas que apuntan a un disco rojo. Debajo de él, en un círculo, hay once discos similares con aspecto abultado, uno de los cuales parece haber estallado con un líquido azul que sale de él. En b, la imagen es similar, excepto que en lugar de tener dos flechas apuntando hacia el disco rojo, una apunta hacia adentro y una segunda apunta hacia afuera, hacia el H subíndice 2 O. En el círculo de abajo, hay doce de los discos rojos. En c, ambas flechas van desde un disco arrugado rojo hacia el H subíndice 2 O. En el círculo de abajo, se muestran doce discos arrugados.
Figura 11.27 Las membranas de los glóbulos rojos son permeables al agua y (a) se hincharán y posiblemente se romperán en una solución hipotónica; (b) mantendrán el volumen y la forma normales en una solución isotónica; y (c) se marchitarán y posiblemente morirán en una solución hipertónica (créditos a/b/c: modificaciones del trabajo de "LadyofHats"/Wikimedia commons).

Determinación de las masas molares

La presión osmótica y los cambios en el punto de congelación, el punto de ebullición y la presión de vapor son directamente proporcionales al número de especies de solutos presentes en una cantidad determinada de solución. Por consiguiente, la medición de una de estas propiedades en una solución preparada con una masa conocida de soluto permite determinar la masa molar del soluto.

Ejemplo 11.11

Determinación de una masa molar a partir del descenso crioscópico

Una solución de 4,00 g de un no electrolito disuelto en 55,0 g de benceno se congela a 2,32 °C. Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de este compuesto?

Solución

Resuelva este problema siguiendo los siguientes pasos. Este es un diagrama con cinco casillas orientadas horizontalmente y unidas entre sí con flechas numeradas del 1 al 4 que apuntan desde cada casilla sucesivamente a la siguiente a la derecha. La primera casilla está marcada como "Punto de congelación de la solución". La flecha 1 apunta desde esta casilla a una segunda marcada como "delta T subíndice f". La flecha 2 apunta desde esta casilla a una tercera marcada como "Concentración molal del compuesto". La flecha marcada como 3 apunta desde esta casilla a una cuarta marcada como "Moles de compuesto en la muestra". La flecha 4 señala una quinta casilla marcada como "Masa molar del compuesto".
  1. Paso 1. Determine el cambio en el punto de congelación a partir del punto de congelación observado y el punto de congelación del benceno puro (Tabla 11.2)
    ΔTf=5,5°C2,32°C=3,2°CΔTf=5,5°C2,32°C=3,2°C
  2. Paso 2. Determine la concentración molal a partir deKf, la constante de descenso crioscópico del benceno (Tabla 11.2), y ΔTf.
    ΔTf=Kfmm=ΔTfKf=3,2°C5,12°Cm-1=0,63mΔTf=Kfmm=ΔTfKf=3,2°C5,12°Cm-1=0,63m
  3. Paso 3. Determine el número de moles de compuesto en la solución a partir de la concentración molal y la masa de solvente utilizada para preparar la solución.
    Moles de soluto=0,63mol de soluto1,00kg de solvente×0,0550kg de solvente=0,035molMoles de soluto=0,63mol de soluto1,00kg de solvente×0,0550kg de solvente=0,035mol
  4. Paso 4. Determine la masa molar a partir de la masa del soluto y el número de moles de esa masa.
    Masa molar=4,00g0,035mol=1,1×102g/molMasa molar=4,00g0,035mol=1,1×102g/mol

Compruebe lo aprendido

Una solución de 35,7 g de un no electrolito en 220,0 g de cloroformo tiene un punto de ebullición de 64,5 °C. Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de este compuesto?

Respuesta:

1,8 ×× 102 g/mol

Ejemplo 11.12

Determinación de una masa molar a partir de la presión osmótica

Una muestra de 0,500 L de una solución acuosa que contiene 10,0 g de hemoglobina tiene una presión osmótica de 5,9 torr a 22 °C. Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de la hemoglobina?

Solución

La siguiente es una serie de pasos que pueden utilizarse para resolver el problema: Se trata de un diagrama con cuatro casillas orientadas horizontalmente y unidas entre sí con flechas numeradas del 1 al 3 que apuntan desde cada casilla sucesivamente a la siguiente a la derecha. La primera casilla está marcada como "Presión osmótica". La flecha 1 apunta desde esta caja a una segunda casilla marcada como "Concentración molar". La flecha 2 apunta desde esta casilla a un tercera marcada como "Moles de hemoglobina en la muestra". La flecha marcada con 3 puntos va de esta casilla a una cuarta marcada como "Masa molar de la hemoglobina".
  1. Paso 1. Convierta la presión osmótica a atmósferas, luego determine la concentración molar a partir de la presión osmótica.
    Π=5,9torr×1atm760torr=7,8×10-3atmΠ=MRTM=ΠRT=7,8×10-3atm(0,08206L atm/mol K)(295K)=3,2×10-4MΠ=5,9torr×1atm760torr=7,8×10-3atmΠ=MRTM=ΠRT=7,8×10-3atm(0,08206L atm/mol K)(295K)=3,2×10-4M
  2. Paso 2. Determine el número de moles de hemoglobina en la solución a partir de su concentración y su volumen.
    moles de hemoglobina=3,2×10-4mol1L de solución×0,500L de solución=1,6×10-4molmoles de hemoglobina=3,2×10-4mol1L de solución×0,500L de solución=1,6×10-4mol
  3. Paso 3. Determine la masa molar a partir de la masa de la hemoglobina y el número de moles de esa masa.
    masa molar=10,0g1,6×10-4mol=6,2×104g/molmasa molar=10,0g1,6×10-4mol=6,2×104g/mol

Compruebe lo aprendido

Suponiendo el comportamiento de una solución ideal, ¿cuál es la masa molar de una proteína si una solución de 0,02 g de la proteína en 25,0 mL de solución tiene una presión osmótica de 0,56 torr a 25 °C?

Respuesta:

3 ×× 104 g/mol

Propiedades coligativas de los electrolitos

Como se señaló anteriormente en este módulo, las propiedades coligativas de una solución dependen solo del número, no de la identidad, de las especies de solutos disueltos. Los términos de concentración en las ecuaciones para varias propiedades coligativas (descenso crioscópico, elevación del punto de ebullición, presión osmótica) pertenecen a todas las especies de solutos presentes en la solución. En las soluciones consideradas hasta ahora en este capítulo, los solutos han sido no electrolitos que se disuelven físicamente sin disociación ni ningún otro proceso acompañante. Cada molécula que se disuelve produce una molécula de soluto disuelta. Sin embargo, la disolución de un electrolito no es tan sencilla, como ilustran los dos ejemplos comunes que aparecen a continuación:

disociación NaCl(s) Na+(aq) +Cl(aq) ionización HCl(aq)+H2O(l) Cl(aq)+ H3O+(aq)disociación NaCl(s) Na+(aq) +Cl(aq) ionización HCl(aq)+H2O(l) Cl(aq)+ H3O+(aq)

Tomando en cuenta el primero de estos ejemplos, y asumiendo una disociación completa, una solución acuosa de 1,0 m de NaCl contiene 2,0 moles de iones (1,0 mol de Na+ y 1,0 mol de Cl) por cada kilogramo de agua, y se espera que su descenso crioscópico sea

ΔTf=2,0moles de iones/kg de agua×1,86°C kg de agua/moles de iones=3,7°C.ΔTf=2,0moles de iones/kg de agua×1,86°C kg de agua/moles de iones=3,7°C.

Sin embargo, cuando se prepara realmente esta solución y se mide su descenso crioscópico, se obtiene un valor de 3,4 °C. Se observan discrepancias similares en otros compuestos iónicos, y las diferencias entre los valores de las propiedades coligativas medidos y los esperados suelen ser más significativas a medida que aumentan las concentraciones de soluto. Estas observaciones sugieren que los iones del cloruro de sodio (y otros electrolitos fuertes) no se disocian completamente en la solución.

Para tener en cuenta esto y evitar los errores que acompañan a la suposición de la disociación total, se utiliza un parámetro medido experimentalmente que lleva el nombre del químico alemán Jacobus Henricus van't Hoff, ganador del Premio Nobel. El factor de van't Hoff (i) se define como la relación entre las partículas de soluto en la solución y el número de unidades de fórmula disueltas:

i=moles de partículas en la soluciónmoles de unidades de fórmula disueltasi=moles de partículas en la soluciónmoles de unidades de fórmula disueltas

Los valores de los factores de van't Hoff medidos en varios solutos, junto con los valores previstos suponiendo una disociación completa, se muestran en la Tabla 11.3.

Factores de van't Hoff predichos y medidos en varias soluciones acuosas de 0,050 m
Unidad de fórmula Clasificación Productos de disolución i (previsto) i (medido)
C12H22O11 (glucosa) No electrolito C12H22O11 1 1,0
NaCl Electrolito fuerte Na+, Cl 2 1,9
HCl Electrolito fuerte (ácido) H3O+, Cl 2 1,9
MgSO4 Electrolito fuerte Mg2+, SO42−, 2 1,3
MgCl2 Electrolito fuerte Mg2+, 2Cl 3 2,7
FeCl3 Electrolito fuerte Fe3+, 3Cl 4 3,4
Tabla 11.3

En 1923, los químicos Peter Debye y Erich Hückel propusieron una teoría para explicar la aparente ionización incompleta de los electrolitos fuertes. Sugirieron que, aunque la atracción interiónica en una solución acuosa se reduce en gran medida por la solvatación de los iones y la acción aislante del solvente polar, no se anula por completo. Las atracciones residuales impiden que los iones se comporten como partículas totalmente independientes (Figura 11.28). En algunos casos, un ion positivo y uno negativo pueden llegar a tocarse, dando lugar a una unidad solvatada denominada par de iones. Así, la actividad, o la concentración efectiva, de cualquier tipo de ion es menor que la indicada por la concentración real. Los iones se separan más y más cuanto más diluida esté la solución, y las atracciones interiónicas residuales son cada vez menores. Así, en soluciones extremadamente diluidas, las concentraciones efectivas de los iones (sus actividades) son básicamente iguales a las concentraciones reales. Note que los factores de van't Hoff en los electrolitos en la Tabla 11.3 son para soluciones de 0,05 m, a cuya concentración el valor de i para el NaCl es de 1,9, frente a un valor ideal de 2.

El diagrama muestra cuatro esferas púrpuras marcadas como K superíndice signo positivo y cuatro esferas verdes marcadas como C l superíndice signo negativo dispersas en H subíndice 2 O, como se muestra en los grupos de esferas rojas individuales con dos esferas blancas adheridas. Las esferas rojas representan el oxígeno y las blancas el hidrógeno. En dos lugares, las esferas púrpura y verde se tocan. En estas dos ubicaciones, el diagrama está marcado como par de iones. Todas las esferas rojas y verdes están rodeadas por los cúmulos blancos y rojos de H subíndice 2 O. Las esferas blancas son atraídas por las esferas moradas y las rojas por las verdes.
Figura 11.28 La disociación de los compuestos iónicos en el agua no siempre es completa debido a la formación de pares de iones.

Ejemplo 11.13

Punto de congelación de una solución de un electrolito

La concentración de iones en el agua de mar es aproximadamente la misma que en una solución que contiene 4,2 g de NaCl disueltos en 125 g de agua. Utilice esta información y un valor previsto para el factor de van't Hoff (Tabla 11.3) para determinar la temperatura de congelación de la solución (suponga el comportamiento de una solución ideal).

Solución

Resuelva este problema siguiendo la siguiente serie de pasos. Se trata de un diagrama con seis casillas orientadas horizontalmente y unidas entre sí con flechas numeradas del 1 al 5 que apuntan desde cada casilla sucesivamente a la siguiente a la derecha. La primera casilla está marcada como "Masa de N a C l". La flecha 1 apunta desde esta casilla a una segunda marcada como "Moles de N a C l". La flecha 2 apunta desde esta casilla a una tercera marcada como "Moles de iones". La flecha marcada con 3 puntos va desde esta casilla hasta una cuarta marcada como "Molalidad de la solución". La flecha 4 apunta a una quinta casilla marcada como "Cambio en el punto de congelación". La flecha 5 apunta a una sexta casilla marcada como "Nuevo punto de congelación".
  1. Paso 1. Convierta de gramos a moles de NaCl utilizando la masa molar de NaCl en el factor de conversión de unidades.
    Resultado: 0,072 mol de NaCl
  2. Paso 2. Determine el número de moles de iones presentes en la solución utilizando el número de moles de iones en 1 mol de NaCl como factor de conversión (2 moles de iones/1 mol de NaCl).
    Resultado: 0,14 moles de iones
  3. Paso 3. Determine la molalidad de los iones en la solución a partir del número de moles de iones y la masa de solvente, en kilogramos.
    Resultado: 1,2 m
  4. Paso 4. Utilice la proporcionalidad directa entre el cambio en el punto de congelación y la concentración molar para determinar el cambio del punto de congelación.
    Resultado: 2,1 °C
  5. Paso 5. Determine el nuevo punto de congelación a partir del punto de congelación del solvente puro y del cambio.
    Resultado: -2,1 °C
    Compruebe cada resultado como una autoevaluación, teniendo cuidado de evitar los errores de redondeo reteniendo los dígitos de guardia en el resultado de cada paso para calcular el resultado del siguiente paso.

Compruebe lo aprendido

Suponiendo una disociación completa y el comportamiento de una solución ideal, calcule el punto de congelación de una solución de 0,724 g de CaCl2 en 175 g de agua.

Respuesta:

−0,208 °C

Cita/Atribución

¿Desea citar, compartir o modificar este libro? Este libro utiliza la Creative Commons Attribution License y debe atribuir a OpenStax.

Información de atribución
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato impreso, debe incluir en cada página física la siguiente atribución:
    Acceso gratis en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato digital, debe incluir en cada vista de la página digital la siguiente atribución:
    Acceso gratuito en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
Información sobre citas

© 19 may. 2022 OpenStax. El contenido de los libros de texto que produce OpenStax tiene una licencia de Creative Commons Attribution License . El nombre de OpenStax, el logotipo de OpenStax, las portadas de libros de OpenStax, el nombre de OpenStax CNX y el logotipo de OpenStax CNX no están sujetos a la licencia de Creative Commons y no se pueden reproducir sin el previo y expreso consentimiento por escrito de Rice University.