Propiedades coligativas

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Propiedades de soluciones que dependen sólo del no. de partículas de soluto

En química, las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las soluciones que dependen de la relación entre el número de partículas de soluto y el número de partículas de disolvente en una solución, y no de la naturaleza de las especies químicas. presente. La relación numérica se puede relacionar con las diversas unidades de concentración de una solución, como molaridad, molalidad, normalidad (química), etc. La suposición de que las propiedades de la solución son independientes de la naturaleza de las partículas del soluto es exacta sólo para soluciones ideales, que son soluciones. que exhibe propiedades termodinámicas análogas a las de un gas ideal, y es aproximado para soluciones reales diluidas. En otras palabras, las propiedades coligativas son un conjunto de propiedades de una solución que pueden aproximarse razonablemente suponiendo que la solución es ideal.

Solo se consideran las propiedades que resultan de la disolución de un soluto no volátil en un solvente líquido volátil. Son esencialmente propiedades del disolvente que cambian por la presencia del soluto. Las partículas de soluto desplazan algunas moléculas de disolvente en la fase líquida y, por tanto, reducen la concentración de disolvente y aumentan su entropía, de modo que las propiedades coligativas son independientes de la naturaleza del soluto. La palabra coligativo se deriva del latín colligatus que significa unidos. Esto indica que todas las propiedades coligativas tienen una característica común, a saber, que están relacionadas únicamente con el número de moléculas de soluto en relación con el número de moléculas de disolvente y no con la naturaleza del soluto.

Las propiedades coligativas incluyen:

  • Reducción relativa de la presión de vapor (Ley de Raoult)
  • Elevación del punto de ebullición
  • Depresión del punto de congelación
  • Presión osmotica

Para una determinada proporción de masa soluto-disolvente, todas las propiedades coligativas son inversamente proporcionales a la masa molar del soluto.

La medición de propiedades coligativas de una solución diluida de un soluto no ionizado como urea o glucosa en agua u otro disolvente puede conducir a determinaciones de masas molares relativas, tanto para moléculas pequeñas como para polímeros que no pueden estudiarse por otros medios.. Alternativamente, las mediciones de solutos ionizados pueden conducir a una estimación del porcentaje de disociación que se produce.

Las propiedades coligativas se estudian principalmente para soluciones diluidas, cuyo comportamiento puede aproximarse al de una solución ideal. De hecho, todas las propiedades enumeradas anteriormente son coligativas sólo en el límite diluido: en concentraciones más altas, la depresión del punto de congelación, la elevación del punto de ebullición, la elevación o depresión de la presión de vapor y la presión osmótica dependen de la naturaleza química del disolvente y el soluto.

Reducción relativa de la presión de vapor

Un vapor es una sustancia en estado gaseoso a una temperatura inferior a su punto crítico. La presión de vapor es la presión que ejerce un vapor en equilibrio termodinámico con su estado sólido o líquido. La presión de vapor de un disolvente disminuye cuando se disuelve en él un soluto no volátil para formar una solución.

Did you mean:

For an ideal solution, the equilibrium vapor pressure is given by Raoult 's law as

p=pA⋆ ⋆ xA+pB⋆ ⋆ xB+⋯ ⋯ ,{displaystyle ¿Qué? {A}+p_{rm} {B}{star }x_{rm} {B}+cdots}
pi⋆ ⋆ {displaystyle p_{rm {} {fn} {fnK}}}puroxi{displaystyle x_{rm {}}

Para una solución con un solvente (A) y un soluto no volátil (B), pB⋆ ⋆ =0{displaystyle p_{rm} {fnMicrosoft} {fnMicrosoft} {fnMicrosoft} {f}} {fnMicrosoft} }=0} y p=pA⋆ ⋆ xA{displaystyle ¿Qué?

Presión de vapor disminución relativo al solvente puro Δ Δ p=pA⋆ ⋆ − − p=pA⋆ ⋆ ()1− − xA)=pA⋆ ⋆ xB{displaystyle Delta p=p_{rm {fn}{star - ¿Qué? {A}=p_{rm} {fnMicrosoft Sans Serif} {B}}, que es proporcional a la fracción de lunar del soluto.

Si el soluto se disocia en solución, entonces el número de lunares de soluto se incrementa por el factor van 't Hoff i{displaystyle i}, que representa el verdadero número de partículas de soluto para cada unidad de fórmula. Por ejemplo, el fuerte electrolito MgCl2 se disocia en un Mg2+ ion y dos Cl− iones, para que si la ionización está completa, i = 3 y Δ Δ p=pA⋆ ⋆ xB{displaystyle Delta p=p_{rm} {star }x_{rm} {B}}, donde xB{displaystyle x_{rm {B}} se calcula con topos de solute i veces topos iniciales y topos de disolvente igual que topos iniciales de disolvente antes de la disociación. Las propiedades coliligantes medidas muestran que i es algo menos de 3 debido a la asociación ion.

Punto de ebullición y punto de congelación

La adición de soluto para formar una solución estabiliza el solvente en la fase líquida y reduce el potencial químico del solvente, de modo que las moléculas del solvente tienen menos tendencia a pasar a las fases gaseosa o sólida. Como resultado, las soluciones líquidas ligeramente por encima del punto de ebullición del disolvente a una presión determinada se estabilizan, lo que significa que el punto de ebullición aumenta. De manera similar, las soluciones líquidas ligeramente por debajo del punto de congelación del disolvente se vuelven estables, lo que significa que el punto de congelación disminuye. Tanto la elevación del punto de ebullición como la depresión del punto de congelación son proporcionales a la disminución de la presión de vapor en una solución diluida.

Estas propiedades son coligativas en sistemas donde el soluto está esencialmente confinado a la fase líquida. La elevación del punto de ebullición (como la disminución de la presión de vapor) es coligativa para solutos no volátiles donde la presencia de soluto en la fase gaseosa es insignificante. La depresión del punto de congelación es coligativa para la mayoría de los solutos, ya que muy pocos solutos se disuelven apreciablemente en disolventes sólidos.

Elevación del punto de ebullición (ebullioscopia)

El punto de ebullición de un líquido a una presión externa dada es la temperatura (Tb{displaystyle T_{rm {b}}) a la cual la presión de vapor del líquido equivale a la presión externa. El punto de ebullición normal es el punto de ebullición a una presión igual a 1 a.m.

El punto de ebullición de un disolvente puro aumenta mediante la adición de un soluto no volátil, y la elevación se puede medir mediante ebullioscopia. Se ha encontrado que

Δ Δ Tb=Tb,solución− − Tb,solvente puro=i⋅ ⋅ Kb⋅ ⋅ m{displaystyle Delta T_{rm {b}=T_{rm {b,{text{solution}}-T_{rm} {b,{text{pure solvent}}=icdot K_{b}cdot m}

Aquí i es el factor de van 't Hoff como arriba, Kb es la constante ebullioscópica del disolvente (igual a 0,512 °C kg/mol para agua), y m es la molalidad de la solución.

El punto de ebullición es la temperatura a la que hay equilibrio entre las fases líquida y gaseosa. En el punto de ebullición, el número de moléculas de gas que se condensan a líquido es igual al número de moléculas de líquido que se evaporan a gas. Agregar un soluto diluye la concentración de las moléculas del líquido y reduce la tasa de evaporación. Para compensar esto y recuperar el equilibrio, el punto de ebullición se produce a una temperatura más alta.

Si se supone que la solución es ideal, Kb se puede evaluar a partir de la condición termodinámica para el equilibrio líquido-vapor. En el punto de ebullición, el potencial químico μA del disolvente en la fase de solución es igual al potencial químico en la fase de vapor puro sobre la solución.

μ μ A()Tb)=μ μ A⋆ ⋆ ()Tb)+RTIn⁡ ⁡ xA=μ μ A⋆ ⋆ ()g,1atm),{displaystyle mu ¿Por qué?

donde los asteriscos indican fases puras. Esto conduce al resultado Kb=RMTb2/Δ Δ Hvap{displaystyle K_{b}=RMT_{b} {2}/ Delta H_{mathrm {vap}, donde R es la constante de gas molar, M es la masa molar solvente y ΔHvap es la enthalpy de molar solvente de la vaporización.

Depresión del punto de congelación (crioscopia)

El punto de congelación (Tf{displaystyle T_{rm {f}}) de un solvente puro se reduce por la adición de un soluto que es insoluble en el solvente sólido, y la medición de esta diferencia se llama crioscopia. Se encuentra que

Δ Δ Tf=Tf,solución− − Tf,solvente puro=− − i⋅ ⋅ Kf⋅ ⋅ m{displaystyle Delta T_{rm {f}=T_{rm {f,{text{solution}}-T_{rm} {f,{text{pure solvent}}=-icdot K_{f}cdot m} (que también puede ser escrito como Δ Δ Tf=Tf,solvente puro− − Tf,solución=i⋅ ⋅ Kf⋅ ⋅ m{displaystyle Delta T_{rm {f}=T_{rm {f,{text{pur solvent }-T_{rm {f,{text{solution}}=icdot K_{f}cdot m})

Aquí Kf es la constante crioscópica (igual a 1,86 °C kg/mol para el punto de congelación del agua), i es el factor de van 't Hoff y m la molalidad (en mol/kg). Esto predice el derretimiento del hielo por la sal de la carretera.

En la solución líquida, el disolvente se diluye por la adición de un soluto, de modo que hay menos moléculas disponibles para congelar. El restablecimiento del equilibrio se logra a una temperatura inferior a la que la tasa de congelación es igual a la tasa de licuado. En el punto de congelación inferior, la presión de vapor del líquido es igual a la presión de vapor del sólido correspondiente, y los potenciales químicos de las dos fases también son iguales. La igualdad de los potenciales químicos permite la evaluación de la constante crioscópica como Kf=RMTf2/Δ Δ fusH{displaystyle K_{f}=RMT_{f}{2}/Delta ¿Qué?, donde ΔfusiblesH es la enthalpy molar solvente de la fusión.

Presión osmótica

La presión osmótica de una solución es la diferencia de presión entre la solución y el disolvente líquido puro cuando los dos están en equilibrio a través de una membrana semipermeable, que permite el paso de las moléculas del disolvente pero no de las partículas del soluto. Si las dos fases tienen la misma presión inicial, hay una transferencia neta de disolvente a través de la membrana hacia la solución conocida como ósmosis. El proceso se detiene y se alcanza el equilibrio cuando la diferencia de presión es igual a la presión osmótica.

El botánico alemán W. F. P. Pfeffer y el químico holandés J. H. van’t Hoff descubrieron dos leyes que gobiernan la presión osmótica de una solución diluida:

  1. La presión osmótica de una solución diluida a temperatura constante es directamente proporcional a su concentración.
  2. La presión osmótica de una solución es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Son análogos a la ley de Boyle y la ley de Charles para gases. Del mismo modo, la ley de gas ideal combinada, PV=nRT{displaystyle PV=nRT, tiene como analogía para soluciones ideales ▪ ▪ V=nRTi{displaystyle Pi V=nRTi}, donde ▪ ▪ {displaystyle Pi } es presión osmótica; V es el volumen; n es el número de lunares de soluto; R es la constante de gas molar 8.314 J K−1 mol−1; T es temperatura absoluta; y i es el factor Van 't Hoff.

La presión osmótica es entonces proporcional a la concentración molar c=n/V{displaystyle c=n/V}, desde

▪ ▪ =nRTiV=cRTi{displaystyle Pi ={frac {nRTi}{V}=cRTi}

La presión osmótica es proporcional a la concentración de partículas de soluto ci y, por tanto, es una propiedad coligativa.

Al igual que con las otras propiedades coligativas, esta ecuación es una consecuencia de la igualdad de los potenciales químicos solventes de las dos fases en equilibrio. En este caso las fases son el solvente puro a presión P y la solución a presión total (P + ▪ ▪ {displaystyle Pi }).

Historia

La palabra coligativo (latín: co, ligare) fue introducida en 1891 por Wilhelm Ostwald. Ostwald clasificó las propiedades de los solutos en tres categorías:

  1. colligative propiedades, que dependen sólo de la concentración y temperatura del soluto y son independientes de la naturaleza de las partículas del soluto
  2. aditivo propiedades como la masa, que son las sumas de propiedades de las partículas constituyentes y por lo tanto dependen también de la composición (o fórmula molecular) del soluto, y
  3. constitucional constitucional propiedades, que dependen más de la estructura molecular del soluto dado.