Propiedades Coligativas de las Soluciones PDF 2024

Propiedades coligativas de las soluciones Notas Diapositiva 1 Hola a todos, compartimos con ustedes esta presentación sobre las Propiedades coligativas de las soluciones. Diapositiva 2 Los temas que veremos en esta clase son: Cambios de estado y d...

Propiedades coligativas de las soluciones Notas Diapositiva 1 Hola a todos, compartimos con ustedes esta presentación sobre las Propiedades coligativas de las soluciones. Diapositiva 2 Los temas que veremos en esta clase son: Cambios de estado y diagramas de fase Estructura y propiedades del agua Propiedades coligativas de las soluciones: o Factor “i” de van’t Hoff o Descenso de la presión de vapor o Ascenso ebulloscópico o Descenso crioscópico o Presión osmótica Diapositiva 3 Imagen a la izquierda de la diapositiva La materia existe en la Tierra en tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso. La mayor parte de las sustancias, pueden existir en estos tres estados o fases. Una fase es una porción de materia homogénea, por ejemplo, son fases diferenciales dos líquidos inmiscibles (agua- aceite) o los tres estados, sólido, líquido o gas de una misma sustancia. Las sustancias experimentan cambios de fase, es decir la transición o conversión de una fase en otra, con cambios en la temperatura o la presión. Para el caso del agua (H2O), al estado sólido se lo conoce como hielo, al estado líquido se lo llama agua líquida y al estado gaseoso, vapor de agua. Al calentarse, la mayoría de los sólidos se convierten en líquidos (proceso físico de fusión) y la mayoría de los líquidos se convierten en gases (proceso de evaporación). El proceso inverso a la evaporación es la condensación y el inverso a la fusión es la solidificación o congelación. El punto de fusión de un sólido o el punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión (PFN) o ebullición normal (PEN) de una sustancia es la temperatura a la cual una sustancia funde o ebulle a 1 atm de presión respectivamente. El término vapor se refiere al gas que se forma por evaporación de un líquido o sublimación de un sólido. Algunos sólidos, como el iodo y el dióxido de carbono, pasan al estado gaseoso a presión atmosférica, sin pasar por el estado líquido. Este proceso se conoce con el nombre de sublimación y el proceso inverso es la deposición. Imagen a la derecha de la diapositiva En los sólidos, las fuerzas atractivas intermoleculares son lo suficientemente intensas para restringir el movimiento molecular y obligar a que las partículas (átomos, moléculas o iones) ocupen ubicaciones específicas dentro en un arreglo tridimensional. En el caso de la molécula de H2O, ésta tiene la capacidad de formar 4 enlaces de hidrógeno con moléculas vecinas como consecuencia de su estructura electrónica (es una molécula angular con dos pares de electrones libres), adquiriendo una estructura de tipo hexagonal sumamente ordenada, que evita que las moléculas se acerquen mucho entre ellas, quedando huecos o intersticios dentro de estos hexágonos que se repiten en las  tres dimensiones. Por lo tanto, la estructura del hielo es la de una red tridimensional abierta de moléculas unidas mediante enlaces de hidrógeno donde el oxígeno está rodeado en una disposición tetraédrica por cuatro átomos de hidrógeno. Esta propiedad le otorga a sus constantes físicas como el punto de fusión, punto de ebullición, calor de vaporización, calor específico, etc, valores muy elevados en comparación con otras sustancias. En los líquidos, las fuerzas intermoleculares son lo suficientemente fuertes para mantener a las moléculas juntas; no obstante, las moléculas tienen libertad de movimiento unas con respecto a otras. En el caso del H2O, a diferencia de la mayoría de los líquidos, la densidad de su sólido (hielo) es menor que la densidad del agua líquida. Esto es consecuencia de la estructura de tipo hexagonal abierta del hielo: al perder la estructura hexagonal abierta, hay moléculas de agua que se ubican en esos huecos haciendo así más denso al estado líquido que el sólido. En los gases, las fuerzas intermoleculares de atracción son mínimas en comparación con las energías cinéticas de las moléculas; así, las moléculas están muy separadas y se encuentran en un constante movimiento caótico. Diapositiva 4 Los diagramas no están a escala. Diagrama de fases Es una representación gráfica que resume las condiciones de P y T en las que existen y coexisten los diferentes estados de la materia de una sustancia dada. Cada sustancia pura tiene su propio diagrama de fases y en él se pueden determinar el PFN, el PEN, punto triple (condiciones de presión y temperatura en la que coexisten los tres estados de la materia en equilibrio dinámico) y la temperatura o punto crítico. Las líneas indican las condiciones de equilibrio dinámico entre dos fases. El Punto de ebullición es la temperatura a la cual un líquido pasa a la fase gaseosa. A esa temperatura la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa y en esa situación coexisten en equilibrio dinámico ambas fases. Cuando la presión externa es de 1 atmósfera, el punto de ebullición se denomina punto de ebullición normal (PEN). El Punto de fusión es la temperatura a la cual un sólido pasa a líquido. El punto de fusión varía ligeramente con los cambios de presión. En el punto de fusión, el sólido y el líquido coexisten en un equilibrio dinámico. El punto de fusión normal (PFN) es la temperatura a la cual un líquido congela a 1 atmósfera de presión. El punto triple representa las condiciones de presión y temperatura en la que coexisten los tres estados de la materia en equilibrio dinámico. La temperatura crítica es la temperatura por encima de la cual no existe la forma líquida. A temperaturas mayores a la temperatura crítica una sustancia no se puede licuar (pasar de gas a líquido), independientemente de lo elevada que sea la presión. Diagrama de fases del agua (H2O) El diagrama de fases del agua presenta una particularidad con respecto al de otras sustancias, la curva que representa el equilibrio sólido-líquido tiene una pendiente negativa, es decir que la temperatura de fusión del hielo disminuye con el aumento de la presión. Esto se debe a que el hielo es menos denso que el agua líquida, propiedad atribuida a la estructura particular del hielo indicada anteriormente. Cualquier muestra de agua en forma de hielo ocupa un volumen mayor que el que ocupa como agua líquida, debido al gran espacio vacío, originado por la formación de los enlaces de hidrógeno. A partir del diagrama de fases del H2O se pueden definir a 1 atm, que su punto de ebullición es 100 ⁰C (PEN) y su punto de fusión es 0 ⁰C (PFN). El punto triple del agua se da a 0,006 atm y 0,01⁰C. Diagrama de fases del dióxido de carbono (CO2) A 1 atm de presión, el CO2 sublima a -78⁰C, pasa de estado sólido a gaseoso, sin pasar por el estado líquido (el CO2 es el hielo seco). En los diagramas de fase mostrados, existe una gran diferencia en la pendiente de la curva entre las fases sólida y líquida: en el caso del agua es negativa, mientras que en el del CO2 (como la mayoría de las sustancias) es positiva. Diapositiva 5 Las propiedades físicas del solvente como la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de fusión pueden verse afectadas por la presencia de un soluto. Estas propiedades dependen del número de partículas de soluto y no de su naturaleza química. Por partículas de soluto se entienden átomos, moléculas o iones que se encuentran disueltos en un solvente. Estas propiedades se denominan propiedades coligativas y son: 1- la disminución de la presión de vapor del disolvente (descenso de la presión de vapor) 2- el aumento del punto de ebullición del disolvente (ascenso ebulloscópico) 3- el descenso del punto de fusión del disolvente (descenso crioscópico) 4- la presión osmótica, es la presión que se requiere para detener el proceso de ósmosis. Diapositiva 6 Las propiedades coligativas de las soluciones se pueden medir experimentalmente. En muchos casos se observa que éstas son diferentes para una misma concentración y solvente dependiendo de si el soluto es o no un electrolito. Esto ocurre ya que las propiedades coligativas dependen del número de partículas presentes en la solución, y los iones contribuyen en forma individual al valor de las mismas. No electrolitos Existen como moléculas en solución acuosa En solución acuosa no conducen la corriente eléctrica Ej.: urea, glucosa, sacarosa Electrolitos Se ionizan en sus iones componentes en solución acuosa En solución acuosa conducen la corriente eléctrica La relación entre el valor experimental de la propiedad coligativa determinada y el valor esperado teóricamente para esa solución según su concentración se denomina factor “i” de Van't Hoff, y es un factor de corrección que indica el número real de partículas que determinan una propiedad coligativa dada. i= Propiedad coligativa experimental Propiedad coligativa teórica o esperada i < 1 se da en soluciones donde el soluto se asocia en presencia del solvente. Por ejemplo: ácido acético en agua o ácido benzoico en benceno. i = 1 se da en soluciones diluidas, donde el soluto es una sustancia molecular que no se asocia ni disocia en solución, es decir no electrolitos. Por ejemplo: sacarosa, urea, glucosa. i > 1 se da en soluciones de sustancias iónicas que en presencia del solvente se ionizan dando lugar a sus iones, es decir de mayor número de partículas de las originalmente disueltas. Por ejemplo: NaCl, KBr, K2SO4, AlCl3. En este caso, el factor “i” de Van’t Hoff tendrá valores cercanos al número de partículas de soluto en las que se ionizan los electrolitos considerados. Así: NaCl → Na+ + Cl- “i” tiende a 2 en soluciones diluidas AlCl3 → Al3+ + 3 Cl- “i” tiende a 4 en soluciones diluidas K2SO4 → 2 K ++ SO42-“i” tiende a 3 en soluciones diluidas A mayor concentración de la solución, habrá mayor interacción de los iones disueltos, con la consiguiente formación de pares iónicos que actuarán como partículas individuales, por lo que, para soluciones de diferente concentración de un mismo electrolito, a medida que aumenta la concentración, el valor del factor “i” será menor y se alejará más del número entero al cual tiende una solución infinitamente diluida de dicho electrolito. Diapositiva 7 La presión de vapor de un líquido o de un sólido es la presión ejercida por su vapor cuando el vapor y el líquido o el sólido se encuentran en equilibrio dinámico, en un recipiente cerrado, a una determinada temperatura. Es decir que la presión parcial de las moléculas de vapor sobre la superficie de un líquido en equilibrio a una temperatura dada es la presión de vapor del líquido a esa temperatura. La presión de vapor de un líquido depende de la facilidad con que sus moléculas puedan escapar de la superficie del líquido. Una solución que contiene un sólido o un líquido no volátil como soluto, tiene una presión de vapor menor que la del solvente puro. Cuando un soluto se disuelve en un líquido, las moléculas de soluto ocupan una parte del volumen total de la solución; por lo tanto, hay muchas menos moléculas de solvente, por unidad de área en la superficie de la solución, que puedan escapar de la superficie del líquido. Por esta razón, las moléculas del solvente se vaporizan con menor velocidad a causa de la presencia del soluto. En consecuencia, el solvente puro tiene mayor presión de vapor que la solución. El descenso de la presión de vapor de la solución es una propiedad coligativa que depende del número, y no del tipo, de partículas del soluto en la solución. Diapositiva 8 Ley de Raoult La presión de vapor de un solvente en presencia de un soluto no volátil es directamente proporcional a la fracción molar del solvente. La presión de vapor de un solvente en una solución (P) está dada por la presión de vapor del solvente puro (P⁰) multiplicada por la fracción molar del solvente en la solución (Xsv): P = P⁰. Xsv En el gráfico se observa una variación lineal de la presión de vapor del disolvente en función de la fracción molar (X) del mismo en la solución. Las soluciones ideales cumplen con la ley de Raoult a cualquier concentración. Una solución ideal es aquella donde la mezcla de soluto y solvente es atérmica y donde no hay contracción ni expansión de volumen, ambas consecuencia de que las fuerzas intermoleculares entre el soluto y el solvente son iguales a las fuerzas intermoleculares de ambos componentes puros entre sí. En las soluciones reales que estén suficientemente diluidas (en el rango 1 mM - 20 mM), el soluto y el solvente no interaccionan significativamente, pudiendo considerarse para ellas un comportamiento ideal. El descenso de la presión de vapor es una propiedad coligativa ya que depende del número de partículas de soluto disueltas. La variación de la presión de vapor entre la solución y el solvente puro (ΔP) es directamente proporcional a la concentración de soluto, expresada como fracción molar de soluto (Xst). Cuanto mayor es la fracción molar del soluto en la solución, mayor será el descenso de la presión de vapor del solvente en la solución, con respecto al solvente puro: ΔP = P⁰. Xst Se puede calcular la variación de la presión de vapor partiendo de la Ley de Raoult: P = P⁰. Xsv y considerando que la suma de la fracción molar de soluto y solvente es igual a 1 (Xsn = 1= Xst + Xsv) reemplazando en la fórmula se llega a: P = P⁰. (1-Xst) P = P⁰ - P⁰. Xst reordenado los términos de la ecuación: P⁰ - P = P⁰. Xst ΔP = P⁰. Xst Diapositivas 9 Sabiendo que: Xsn= Xst + Xsv = 1 Xst= nst nst+ nsv Se puede corregir el descenso de la presión de vapor en soluciones de electrolitos utilizando el factor i de van´t Hoff, que sólo afecta al soluto presente (no al solvente). Por lo tanto, 𝒏𝒔𝒕. 𝒊 𝜟𝑷 = 𝑷⁰. 𝒏𝒔𝒗 + 𝒏𝒔𝒕.𝒊 Diapositiva 10 La disminución de la presión de vapor del solvente, como consecuencia del agregado de un soluto no volátil trae como consecuencia un aumento en el punto de ebullición del solvente, dado que se necesita una temperatura mayor para reestablecer la presión de vapor a 1 atm. La expresión matemática para calcular la magnitud del ascenso ebulloscópico es: ΔTe = ke. m. i Siendo ke la constante molal de ascenso ebulloscópico, cuyo valor depende exclusivamente de la naturaleza del solvente, m la molalidad de la disolución e i el factor de van´t Hoff. Por ejemplo, para el agua, ke es 0,51 kg ⁰/mol. Diapositiva 11 Cuando un soluto se disuelve en un solvente para dar lugar a una solución, se observa una disminución en el punto de congelación o fusión de la solución con respecto al del solvente puro, lo que se conoce como descenso crioscópico, y que es directamente proporcional a la molalidad de la solución. La expresión matemática para calcular la magnitud del descenso crioscópico es: ΔTf = kf. m. i Siendo kf la constante molal de descenso crioscópico, cuyo valor depende exclusivamente del solvente, m la molalidad de la solución i el factor de van´t Hoff. Por ejemplo, para el agua, kf es 1,86 kg ⁰/mol. Otra forma de expresión de la ecuación anterior, donde W2 es la masa de soluto, W1 es la masa de solvente y M2 es el peso molecular del soluto, es: ΔTf = kf. 1000. W2 W1. M2 Esta última ecuación es útil para la determinación de pesos moleculares, basada en la medida del descenso crioscópico de una solución a cuyo soluto se le quiere determinar su peso molecular. Diapositiva 12 El diagrama no está a escala. Diagrama de fases ilustrando cómo la presencia de un soluto no volátil provoca descenso en la presión de vapor, elevación del punto de ebullición y la disminución del punto de congelación (fusión) de una solución respecto al solvente puro. Diapositiva 13 Una membrana semipermeable es la que permite el paso de algunas moléculas a través de su red de poros diminutos, pero no de otras. Es común que moléculas pequeñas de disolventes como el agua sí puedan pasar, no así moléculas o iones de soluto más grandes. Cuando dos soluciones de diferente concentración de partículas están separadas por una membrana semipermeable, se observa un proceso espontáneo de pasaje del solvente de la solución más diluida a la más concentrada que se denomina ósmosis. Las moléculas de solvente pasan en ambas direcciones, pero lo hacen a diferentes velocidades, hasta que se igualan las concentraciones, momento en el que se establece un equilibrio dinámico donde no se observa un flujo neto de solvente en ninguna de las direcciones. La presión necesaria para detener el flujo neto de solvente recibe el nombre de presión osmótica (π) y está relacionada con la molaridad (M) de la solución: π = M. i. R. T siendo R la constante de los gases ideales (L. atm/K. mol), i el factor de van´t Hoff y T la temperatura (expresada en K). π se expresa en atm. La presión osmótica es una propiedad coligativa que depende de la propiedad de semipermeabilidad de la membrana considerada. La determinación experimental de la presión osmótica puede emplearse para calcular el peso molecular de sustancias de elevada masa molar según:  π= W2. R. T V. M2 donde W2 es la masa de soluto, V es el volumen de la solución y M2 es el peso molecular del soluto. Diapositiva 14 Las propiedades coligativas pueden clasificarse en dos grupos: (a) las que se refieren a propiedades de la solución y son una consecuencia directa del número de partículas de soluto en la solución, a saber, el descenso de la presión de vapor, el descenso crioscópico y el ascenso ebulloscópico y (b) las que se refieren a propiedades de la membrana semipermeable como la presión osmótica. Para el caso de las que se refieren a propiedades de la solución (a) se utiliza el concepto de osmolaridad para describirlas. Dos soluciones son isoosmóticas cuando tienen el mismo número de partículas (con el factor "i" incluido) en la solución. Ejemplos: Isoosmolaridad - Ambas soluciones tienen el mismo número de partículas en solución. Ejemplo: Glucosa 300 mM y NaCl 150 mM. Ambas soluciones son isoosmóticas. Hipoosmolaridad - Ejemplo: KCl 100 mM es hipoosmótica respecto de NaCl 150 mM. Hiperosmolaridad - Ejemplo: Glucosa 400 mM es hiperosmótica respecto de NaCl 150 mM Existen una cantidad de membranas semipermeables que se extienden desde películas inorgánicas de ferrocianuro de cobre, a películas como el celofán (acetato de celulosa) y en el campo biológico, desde la piel de ranas y sapos, a las membranas celulares. La selectividad relativa de estas membranas para dejar pasar solo moléculas pequeñas del solvente y no el soluto, depende de las membranas y del soluto. Por ejemplo, las membranas celulares, siendo la del glóbulo rojo la más estudiada, tienen permeabilidad selectiva. La membrana del glóbulo rojo deja pasar agua, urea, amoniaco, etanol y metanol y excluye Na+, K+ y glucosa. El concepto que describe la selectividad relativa de la membrana es el de tonicidad. Las soluciones son isotónicas respecto al interior de la célula (separados por una membrana biológica) cuando no generan flujo neto de agua. Considerando a la membrana plasmática del glóbulo rojo: (a) las soluciones isotónicas no generan flujo neto de agua; (b) las soluciones hipotónicas producen flujo neto de agua hacia el interior de la célula, lo que resulta en el aumento del volumen celular y eventualmente en el estallido celular o hemólisis; y (c) las soluciones hipertónicas producen flujo neto de agua desde la célula a la solución, lo que resulta en la disminución del volumen celular o crenado. Resulta interesante comprobar que una solución de NaCl 150 mM y una de urea 300 mM son isoosmóticas, pero si se suspenden eritrocitos en ambas, la solución de NaCl es isotónica, mientras que la de urea es hipotónica. Asimismo, una solución 300 mM de etanol es isoomótica con respecto a una solución 300 mM de glucosa, pero la solución de etanol es hipotónica respecto al glóbulo rojo. SC SC SC Tonicidad: capacidad de isotónica: el hipertónica hipotonica: el una célula de incorporar o agua fluye : la célula agua entra a perder agua, dependerá de a la misma pierde la celula se la concentración del soluto velocidad agua hincha y y de la permeabilidad de la en ambas hacia el puede estallar membrana direcciones medio Resumiendo: Isotonicidad - Dos soluciones son isotónicas respecto a una membrana cuando no generan flujo neto de solvente a través de esta. Hipotonicidad / Hipertonicidad – Existe flujo neto de solvente a través de la membrana. Por ejemplo, la membrana del glóbulo rojo es permeable al agua y a la urea, pero no permite el pasaje de Na+, K+, glucosa. Una solución de NaCl 150 mM y una de urea 300 mM son isoosmóticas, pero si se suspenden eritrocitos en ambas, la solución de NaCl es isotónica, mientras que la de urea es hipotónica. Diapositiva 15 Resumen de las fórmulas a utilizar en la resolución de los problemas. Recuerden que el factor i de van’t Hoff afecta solamente al soluto y que siempre que dispongan de un factor i experimental es el que se debe utilizar para resolver el ejercicio. Mientras que cuando no se dispone de un factor i experimental ahí habrá que utilizar el i teórico para el compuesto dado. Diapositiva 16 Resumen de los temas abordados en la presentación. Diapositiva 17 Bibliografía