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Las propiedades coligativas son atributos de las soluciones que dependen del número de partículas que hay en un volumen de disolvente. Están relacionadas con la concentración y no con la masa o el tipo de partículas del soluto.
Características de las propiedades coligativas
El término «coligativo» proviene de la palabra latina colligatus, que significa «unidos» y hace referencia a la unión o relación existente entre las propiedades de un disolvente y la concentración de soluto en una solución.
El químico alemán Wilhelm Ostwald fue el primero en introducir el concepto de propiedades coligativas en el año 1891. Esta denominación surgió en su trabajo sobre las propiedades de los solutos, entre las cuales incluyó:
- Propiedades coligativas: dependen solo de la concentración y la temperatura del soluto y no del tipo de las partículas de soluto.
- Propiedades constitutivas: son las que dependen de la estructura molecular de las partículas de soluto en una solución.
- Propiedades aditivas: que son la suma de todas las propiedades de las partículas y dependen de la fórmula molecular del soluto. Por ejemplo, la masa.
Las propiedades coligativas no se relacionan con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos, sino solo con el número de partículas del soluto. Estas propidades son resultado del efecto de las partículas de soluto bajo la presión del vapor disolvente.
Ejemplos de propiedades coligativas
Las propiedades coligativas son:
- Presión osmótica
- Elevación ebulloscópica
- Descenso crioscópico
- Descenso de la presión de vapor del disolvente
La presión osmótica
La presión osmótica está relacionada con los conceptos de difusión y ósmosis. Se define como la inclinación a diluirse de una disolución que está separada del disolvente por una membrana semipermeable. El soluto ejerce presión osmótica cuando se enfrenta con el disolvente si no puede atravesar la membrana que los separa.
También podemos decir que la presión osmótica de una disolución es equivalente a la presión mecánica que se necesita para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable.
La presión osmótica se mide con el osmómetro. Este es un recipiente que en su parte inferior está cerrado por una membrana semipermeable. En la parte superior posee un émbolo. Si se introduce una disolución en el recipiente y después lo sumergimos en agua destilada, esta atraviesa la membrana semipermeable y ejerce una presión que es capaz de elevar el émbolo. De esta manera, al someter al émbolo a una presión mecánica adecuada, es posible impedir que el agua pase a la disolución.
La presión osmótica es una de las propiedades coligativas más importantes especialmente a nivel biológico porque está presente en el funcionamiento celular y otros procesos del organismo de los seres vivos.
La elevación ebulloscópica
La elevación ebulloscópica está relacionada con el punto de ebullición de un líquido. La temperatura de ebullición es aquella cuya presión de vapor es igual a la presión atmosférica.
Si la presión de vapor disminuye, se produce un aumento en la temperatura de ebullición. Esta elevación es proporcional a la fracción molar del soluto. El aumento en la temperatura de ebullición (que se abrevia DTe) es proporcional a la concentración molal del soluto. Se expresa con la siguiente ecuación:
DTe = Ke m
Se conoce como constante ebulloscópica (Ke) a la característica de cada disolvente sin importar el tipo de soluto. Para el agua, el valor de la constante de ebullición es 0,52 ºC/mol/Kg. Esto quiere decir que una disolución molal de cualquier soluto en agua presenta una elevación ebulloscópica de 0,52 º C.
Descenso crioscópico
El descenso crioscópico está relacionado con el punto de congelación de un líquido. La temperatura de congelación de las disoluciones es menor que la temperatura de congelación del disolvente. Por lo tanto, la congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión de vapor del sólido. Esto se expresa así:
DTc = Kc m
Al descenso crioscópico se lo denomina «Tc» y a la concentración molal del soluto «m».
Se denomina como «Kc» a la constante crioscópica del disolvente. En el caso del agua, el valor de la constante crioscópica es 1,86 ºC/mol/Kg. Es decir, las disoluciones molales (m=1) de cualquier soluto en agua se congelan a -1,86 º C.
Descenso de la presión de vapor del disolvente
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le agrega un soluto no volátil. Este efecto se produce porque:
- Disminuye el número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
- Aparecen fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y las del disolvente, haciendo que su transformación a vapor sea más difícil.
Dicho de otra manera, cuando agregamos más soluto, se observa una presión de vapor más baja. Por lo tanto, el descenso de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fraccion molar del soluto.
Esto se puede expresar mediante la siguiente fórmula:
ΔP= xs P0
En este caso, xs es la fracción molar del soluto y P0 indica la presión de vapor del solvente.
¿Cómo funcionan las propiedades coligativas?
El funcionamiento de las propiedades coligativas es evidente cuando se agrega un soluto a un solvente para formar una solución. Allí las partículas disueltas desplazan una parte del solvente en estado líquido disminuyendo la concentración de disolvente por unidad de volumen. En una solución diluida, no importa de qué partículas se trate sino cuántas hay. Por ejemplo, al disolver cloruro de calcio (CaCL2) por completo se producen tres partículas: un ion de calcio y dos iones de cloruro. En cambio, si disolvemos sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) obtendremos dos partículas: un ion de sodio y un ion de cloruro. En este caso, el cloruro de calcio tendría un mayor efecto sobre las propiedades coligativas que la sal de mesa. Por lo tanto, el cloruro de calcio es un agente de deshielo más eficaz a temperaturas más bajas que la sal común.
Aunque las propiedades coligativas generalmente se consideran para los solutos no volátiles, el efecto también se aplica a los solutos volátiles como la sal. Si agregamos una pizca de sal en una taza de agua, el agua se congelará a una temperatura más baja de lo normal, hervirá a una temperatura más alta, tendrá una presión de vapor más baja y cambiará su presión osmótica.
Otro ejemplo sencillo es agregar alcohol, un líquido volátil, al agua. De esta manera se reduce el punto de congelación que tiene normalmente el alcohol puro o el agua, por eso las bebidas alcohólicas no suelen congelarse en un refrigerador doméstico.
Bibliografía
- García Bello, D. Todo es cuestión de química. (2016). España. Paidós Ibérica.
- Nguyen-Kim, M. T. Mi vida es química. (2020). España. Editorial Ariel.
- Masterton, W.L.; Hurley, C.N. Química: principios y reacciones. (2003, 4ta. edición). España. B & N.
