los estudios teóricos y experimentales han permitido · 1. ¿cuál será el punto de ebullición...
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Los estudios teóricos y experimentales han permitido
establecer, que los líquidos poseen propiedades físicas
características. Entre ellas cabe mencionar: la
densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar,
la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente
eléctrica, etc. Propiedades para las cuales cada líquido
presenta valores característicos (constantes).
Cuando un soluto y un solvente dan origen a una
solución, la presencia del soluto determina una
modificación de estas propiedades con relación a
las propiedades del solvente puro. Modificaciones
conocidas como propiedades de una solución.
Las propiedades de las soluciones se clasifican en
dos grandes grupos:
1. Propiedades constitutivas: son aquellas que
dependen de la naturaleza de las partículas
disueltas. Ejemplo: la conductividad eléctrica, el
color de la solución, la densidad etc.
2. PROPIEDADES COLIGATIVAS O COLECTIVAS
Son aquellas que dependen del número de
partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en
una cantidad fija de solvente y no de la naturaleza
de estas partículas. Corresponden a:
a. Descenso en la presión de vapor del solvente,
b. Aumento del punto de ebullición,
c. Disminución del punto de congelación,
d. Presión osmótica.
1. DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DEL SOLVENTE.
Un líquido puro posee una presión de vapor determinada,
que depende solo de el y de la temperatura a la que se
presenta. Valor que se altera si agregamos al líquido
(solvente) un soluto cualquiera.
Este fenómeno fue estudiado por el químico francés
Francois Marie Raoult. quien estableció una relación para
la disminución de vapor de una solución a la que se llama
ley de raoult.
De esta expresión se deduce que al aumentar la
fracción molar de las partículas de soluto no volátil en
la solución, la presión de vapor sobre esta disminuirá,
es decir, la disminución de la presión de vapor
depende de la fracción molar de las partículas de
soluto.
EJERCICIOS:
1. Determina cuál será la presión de vapor de una solución que
resulta al mezclar 218g de glucosa (M.M 180 g/mol) con 460 g de
agua a 30º C .La presión de vapor del agua a
30º C es de 31,82 mmHg.R:30,356
2. Calcula la presión de vapor de una solución que resulta al
mezclar 30 g de glicerina ( M.M= 92g/mol) con 80 g de
agua.Presión de vapor del agua 760 mm Hg. R:707,56
3. Calcule el descenso de la presión de vapor de agua,
cuando se disuelven 5.67 g de glucosa, C6H12O6, en
25.2 g de agua a 25°C. La presión de vapor de agua a
25°C es 23.8 mm Hg R:0,524 mm Hg.
4. En un laboratorio se preparó una solución disolviendo
68,45 g de sacarosa (C12H22O11) en 194 g de agua.
¿Cuál será la presión de vapor de la solución a 30ºC?
PH2O = 31,82 mmHg a 30ºC R:31:215
2. AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN
Un solvente en solución tiene menor número de partículas
que se convierten en gas por la acción de las moléculas del
soluto en la superficie.
Esto provoca el ascenso del punto de ebullición, pues la
presión de vapor se igualara a la presión atmosférica a
mayor temperatura.
Donde:
Te = Aumento del punto de ebullición
Ke = Constante ebulloscopica
0,52ºCKg/mol
m = molalidad de la solución
Te = Te solución - Te solvente
Te = Ke • m
EJERCICIOS:
1. ¿Cuál será el punto de ebullición de una solución que se
prepara disolviendo 150 g de sacarosa en 250 de agua
.(Ke agua= 0,52ºCKg/mol)
2. Determine la masa molar de un compuesto no electrolito
sabiendo que al disolver 384 g de este compuesto en 500
g de benceno, se observó una temperatura de ebullición
de la disolución de 85,1 °C. (Benceno: Keb = 2,53 °C/m y
punto de ebullición 80,1 °C)
3. Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son
necesarios disolver en 1000 g de agua para que la
temperatura de ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua:
temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52 °C/m)
3. DISMINUCIÓN DEL PUNTO DE
CONGELACIÓN
Cuando se agrega un soluto no volátil a un solvente puro, el
punto de congelación de éste disminuye.
T Congelación solución < Tº Congelación Solvente puro
TC = KC • M
Donde:
Tc = Disminución del punto de congelación
Kc = Constante Crioscópica 1,86ºCkg/mol.
m = molalidad de la solución
EJERCICIO.
1. Se tiene una mezcla de 150 g de sacarosa en 250 de agua
.¿Hasta qué temperatura se podría enfriar la mezcla sin que
se llegue a congelar? Kc agua= 1,86ºCKg/mol)
2. 2. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa
al 1,26 % m/m de un compuesto no electrolito.
(agua: Kc = 1,86 °C/m y T°c = 0 °C; masa molar de soluto
51g/mol)
... APLICACIÓN
3. Una solución acuosa de glucosa es 0.0222 m
¿cuáles son el punto de ebullición y el punto de
congelación de esta solución? (100,011 ºC y – 0,041 ºC)
4. ¿Cuántos gramos de etilenglicol, CH2OHCH2OH, se
deben adicionar a 37.8 g de agua para dar un punto de
congelación de -0.150°C? (0,189 g)
6. ¿Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son
necesarios disolver en 1000 g de agua para que la temperatura
de ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua: temperatura de
ebullición 100 °C y Ke = 0,52 °C/m)
7. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa al
1,26 % m/m de un compuesto no electrolito.
(agua: Kc = 1,86 °C/m y Tc = 0 °C; masa molar de soluto 51g/mol)
4. PRESIÓN OSMÓTICA
Para iniciar el estudio de esta última propiedad coligativa
comenzaremos definiendo dos concepto: ósmosis y presión
osmótica.
La ósmosis es un fenómeno que se basa en el paso selectivo
de moléculas de un solvente desde una zona de menor
concentración a otra zona de mayor concentración de soluto
a través de una membrana porosa y semipermeable.
Debido al flujo de solvente de la solución menosconcentrada hacia la más concentrada, aparecerá unadiferencia de niveles en los compartimentosseparados por la membrana semipermeable.
Como podemos observar, la diferencia de nivelesde las soluciones que se encuentran en amboscompartimentos separados por la membranagenera una presión llamada presión osmótica.
La presión osmótica se puede definir como lapresión necesaria para detener el flujo desolvente a través de una membranasemipermeable que separa dos soluciones dediferentes concentraciones.
La presión osmótica obedece a una ley similar a lade los gases ideales. Van't Hoff fue el primercientífico que analizó estos hechos, los cuales seexpresan en la siguiente ecuación, conocida comoecuación de Van't Hoff:
EJERCICIO 1
¿Cuál es la presión osmótica producida por una solución de 75 g deglucosa disueltos en 250 ml de solución a 27ºC? R: 40,984 Atm.
EJERCICIO 2
Una disolución contiene 1 g de hemoglobinadisuelto en suficiente agua para formar 100 mL dedisolución. La presión osmótica a 20ºC es 2.72mm Hg. Calcular: a) molaridad de lahemoglobina.(1,488x10-4 M)
b) La masa molecular de lahemoglobina.(67165,8 g/mol)
EJERCICIO 3
Al disolver 2,8 g de pineno en alcohol, se forma una solución de 500 mL. La presión osmótica de la solución es de 1,2 atm a 712,98 kelvin. Calcular la masa molar aproximada de este compuesto.
IMPORTANCIA DE LA OSMOSIS.
Las soluciones pueden presentar diferentes
concentraciones, y se clasifican:
El mecanismo de ósmosis y la concentración de las
soluciones es muy utilizado por las células para que
se produzca el flujo de nutrientes y agua entre ellas y
el medio que las rodea, lo que les permite cumplir con
las funciones vitales.
Cuando una célula se encuentra en una solución cuya
concentración es igual tanto fuera como dentro de ella,
lo que significa que no existe intercambio a través de
la membrana celular, decimos que el líquido es
isotónico respecto de la célula.
Cuando el medio exterior posee mayor
concentración que el interior de la célula,
hablamos de un líquido hipertónico, y las
moléculas de agua pasan de la célula al exterior
a través de la membrana plasmática, por lo
tanto, la célula se deshidrata.
Si en cambio la célula se encuentra en un medio
formado por una solución de menor concentración que
la del interior de ella, hablamos de un líquido
hipotónico, produciéndose el paso de moléculas de
agua hacia el interior de la célula por medio de la
membrana, por lo tanto la célula se hincha.
