ANEXO

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES QUE NO DEPENDEN DE LA
NATURALEZA DEL SOLUTO: PROPIEDADES COLIGATIVAS

 

 

Cuando se prepara una disolución es razonable esperar que las propiedades de la mezcla adquieran valores diferentes en función de la composición y de la naturaleza de las sustancias que actúan como disolvente y soluto. Así sucede con propiedades como la densidad o la temperatura de ebullición. En cambio, existen otras propiedades de las disoluciones cuyo valor depende de la naturaleza del disolvente y del número total de partículas de soluto (o provenientes del mismo) que hay en la disolución (para una masa de disolvente dada), pero no de la naturaleza del soluto (da igual que este sea glucosa, cloruro de sodio, sacarosa, etc.). Estas propiedades se denominan “coligativas”. Algunos ejemplos de propiedades coligativas son el descenso de la presión de vapor, el aumento de la temperatura de ebullición, el descenso de la temperatura de fusión y la presión osmótica.


Cuando se sitúa una determinada cantidad de un líquido en un recipiente herméticamente cerrado en el que previamente se había extraído el aire se observa un aumento de la presión, en la zona libre de líquido, hasta que se estabiliza, momento en el que se dice que ha alcanzado el equilibrio. Esta presión de equilibrio, llamada presión de vapor, depende de la naturaleza del líquido y de la temperatura pero es independiente de la cantidad de líquido y de la forma del recipiente.


A.1. Explicad, aplicando el modelo cinético, a que es debido que la presión de vapor de un líquido dependa de la temperatura.

Cuando se sitúa el líquido en el matraz cerrado, algunas partículas del líquido que se aproximen con suficiente velocidad a la superficie del mismo podrán vencer las fuerzas de atracción del resto de partículas y escapar, dando lugar a un gas por encima del líquido. De esta forma la presión va aumentando al incrementarse el número de partículas que van formando el gas y, por tanto, la frecuencia de choques de las mismas sobre las paredes del recipiente. Al mismo tiempo, algunas partículas del gas (vapor) al colisionar con la superficie del líquido pueden ser atraídas por el resto de partículas del líquido incorporándose de nuevo a la fase líquida. En realidad, estos dos procesos se producen simultáneamente solo que, al principio, cuando la cantidad de partículas en el gas es menor, la velocidad a la cual las partículas se escapan del líquido (o velocidad de vaporización) es mucho mayor que la velocidad a la que las partículas del gas se reincorporan al líquido (o velocidad de condensación), por eso la presión se hace cada vez mayor, pero al ir aumentando la cantidad de partículas en el gas aumentará también la velocidad de condensación llegando un momento en que se igualará a la velocidad de vaporización alcanzándose entonces el equilibrio (el mismo número de partículas que escapan de la fase líquida por unidad de tiempo, vuelven a entrar). Se trata de un equilibrio dinámico puesto que aunque macroscópicamente no se observan cambios (la presión no varía) siguen produciéndose transferencias de partículas desde la fase líquida a la gaseosa y viceversa, pero a la misma velocidad. La presión correspondiente a la situación de equilibrio descrita se denomina “presión de vapor” y la representaremos por Pv.


Cuando la temperatura aumenta, la fracción de moléculas con velocidades lo suficientemente altas como para disponer de la energía cinética suficiente para abandonar la fase líquida, también aumentará y con ello la velocidad de vaporización. Además la fracción de moléculas del gas que tienen velocidades bajas y son susceptibles de reincorporarse de nuevo al líquido será menor, disminuyendo así la velocidad de condensación. Sin embargo, el aumento progresivo de la presión de vapor hará que la vaporización se frene y que, en cambio, la condensación aumente, hasta conseguir que ambas velocidades se igualen otra vez.


Como es lógico, la naturaleza del líquido influirá en la presión de vapor puesto que las fuerzas que mantienen unidas a las partículas del líquido son fuerzas intermoleculares cuya intensidad depende de la naturaleza del mismo.

En cambio, la cantidad de líquido o la forma del recipiente no influye en la presión de vapor puesto que el intercambio de partículas entre el líquido y el gas se produce en la superficie del líquido. Cuanto mayor superficie presente el líquido mayor será la cantidad de partículas por unidad de tiempo que pasarán del líquido al gas, pero también mayor será la cantidad de partículas del gas por unidad de tiempo que chocaran con la superficie del líquido en las condiciones adecuadas para incorporarse al mismo. Por tanto estos dos efectos se compensarán haciendo que la presión de vapor no dependa de la superficie del líquido.

INFORMACIÓN

Cuanto más volátil sea una sustancia mayor será su presión de vapor a una cierta temperatura. Por ejemplo, a 20 ºC la presión de vapor del dietiléter es mucho mayor que la del etanol y la del agua. El dietiléter es más volátil que el etanol y éste más que el agua.

Cuando la presión de vapor alcanza el mismo valor que la presión externa (habitualmente la presión atmosférica, 760 mmHg) la suatncia hierve. Esto ocurre a 34,5 ºC en el caso del dietiléter, a 78,5 ºC en el del etanol y a 100 ºC en el del agua. Cuanto menos volátil sea una sustancia, mayor será su punto de ebullición.

¿Podría hervir el agua a temperatura ambiente?

Para que el agua hierva a temperatura ambiente solo tenemos que reducir la presión sobre su superficie. Para ello podemos usar una bomba de vacío.

 

1. ¿Varía la presión de vapor de un líquido volátil al añadirle un soluto?

A continuación nos referiremos a disoluciones de solutos no electrólitos y no volátiles. Los no electrólitos son sustancias covalentes moleculares que en disolución no conducen la corriente eléctrica, por ejemplo, la glucosa en agua. Los electrólitos son especies que en disolución forman iones bien porque se trata de sustancias iónicas, por ejemplo NaCl, o bien porque se trata de sustancias covalentes moleculares que reaccionan con el disolvente para dar iones, por ejemplo HCl.

A.2. Aplicando las ideas del modelo cinético predecid razonadamente lo que sucederá a la presión de vapor de un líquido al disolver en él un soluto a temperatura constante.

Al producir la mezcla y mantener la temperatura constante, disminuirá la cantidad de partículas del líquido que llegaran a la superficie y por lo tanto disminuirá la velocidad a la cual las partículas de la fase líquida pasan a la fase gas. Sin embargo, puesto que solo pasan las partículas del disolvente, la velocidad a la cual estas partículas se incorporan de nuevo al líquido no se verá afectada, provocando que se igualen las velocidades de vaporización y condensación para una menor cantidad de partículas en el gas. Consecuentemente, la presión de vapor será menor cuanto mayor sea la concentración de partículas de soluto en la disolución.


En la figura siguiente se representa cómo al adicionar un soluto sobre un disolvente volátil en equilibrio (a), se perturba la situación de equilibrio (b) debido a la disminución de la velocidad de evaporación del disolvente volátil. La presión disminuirá hasta alcanzar una nueva situación de equilibrio, (c), cuando se igualen de nuevo la velocidad de vaporización y la de condensación de las partículas del disolvente, para una presión de vapor menor.

Experimentalmente el químico francés François Marie Raoult (1830-1901) comprobó que esta relación propuesta a modo de hipótesis era cierta, y estableció cuantitativamente (Ley de Raoult) que:


A una temperatura determinada, la presión de vapor de una disolución disminuye respecto del líquido puro al aumentar la concentración de soluto.

Ley de Raoult

Pdisolvente = XdisolventeP0disolvente

La disminución en la presión de vapor será:

ΔP = P0disolvente- Pdisolvente = P0disolvente(1-Xdisolvente)


La disminución de la presión de vapor de la disolución en relación a la presión de vapor del disolvente puro, no depende la composición química del soluto (naturaleza del soluto), sino tan solo del número total de partículas de soluto presentes (disoluciones no electrolíticas). La presión de vapor es, por tanto, una propiedad coligativa. A continuación veremos como este efecto se relaciona también con un ascenso del punto de ebullición de una disolución por encima de lo que corresponde al disolvente puro.

 

2. ¿Qué pasa con el punto de ebullición de las sustancias al añadir un soluto?

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual se produce el paso de líquido a gas en todo el volumen del líquido, esto se hace visible por la aparición de burbujas de gas en todo el líquido. El punto de ebullición, por tanto, es la temperatura a la cual su presión de vapor se iguala con la presión sobre su superficie. Para líquidos en recipientes abiertos esta es la presión atmosférica.

A.3. Teniendo en cuenta la ley de Raoult, anteriormente enunciada, y la información proporcionada sobre el punto de ebullición, deducid que sucederá con la temperatura de ebullición de un líquido al añadirle un determinado soluto.

 

Parece evidente que si al añadir soluto a una disolución disminuye su presión de vapor y el punto de ebullición corresponde a la temperatura a la cual se iguala la presión de vapor con la presión exterior, el punto de ebullición aumentará al aumentar la cantidad de soluto. De tal forma que cuanto mayor sea la cantidad de soluto menor será la presión de vapor de la disolución y mayor habrá de ser la temperatura para que se iguale la presión de vapor con la presión exterior, y como consecuencia la disolución entre en ebullición.


Cuantitativamente se puede expresar el aumento del punto de ebullición mediante la relación:


ΔT = Ke · b


En la expresión anterior, ΔT es el aumento del punto de ebullición respecto del disolvente, es decir, la temperatura de ebullición de la disolución menos la temperatura de ebullición del disolvente. ΔT= T-T0; la constante Ke es una constante de proporcionalidad que depende del disolvente y se llama constante ebulloscópica; b, es la molalidad, una forma de expresar la composición de la disolución, definida como la cantidad de soluto B (número de moles de soluto) por unidad de masa de disolvente A. De acuerdo con ello, la molalidad se calculará como:

 


En este caso, la masa de disolvente se suele expresar en kg, con lo que la unidad para esta nueva magnitud será: mol/kg o lo que es equivalente: mol·kg-1

La expresión del aumento del punto de ebullición es coherente con las previsiones realizadas (directamente proporcional a la concentración de soluto de la disolución). Pero, ¿por qué no se expresa esa concentración en forma de molaridad (mol/L)?

La respuesta es sencilla, los puntos de ebullición corresponden a diferentes temperaturas según la sustancia y la composición de la disolución. Puesto que el volumen depende de la temperatura, la concentración molar (mol/L) cambiará al variar la temperatura a pesar de que el total de partículas de soluto no se modifique. Sin embargo, la concentración expresada como molalidad (mol/kg) no se modificará mientras no cambie el número de partículas de soluto presentes, a pesar de que sí que lo haga la temperatura.

INFORMACIÓN

El siguiente diagrama de fases del agua muestra el desplazamiento de la línea de equiibrio líquido-gas por la presencia de un sólido disuelto. Como vemos, cuanto mayor es la concentración del soluto no volátil mayor es el desplazamiento de esa línea hacia la derecha. Este hecho provoca que a la misma temperatura (por ejemplo 100 ºC) le corresponde una presión de vapor menor a medida que aumenta la concentración de NaCl.

Por otra parte, si nos fijamos en la línea horizontal trazada a la presión de 1 atm, vemos que a medida que aumenta la concentración de NaCl, el corte con la línea de equilibrio líquido-gas se produce a mayor temperatura. Esto quiere decir que a medida que aumenta la concentración de soluto también aumenta la temperatura de ebullición de la disolución.

INFORMACIÓN

A la vista de que las disoluciones acuosas de solutos no volátiles tienen (a una determinada temperatura) menor presión de vapor que el agua pura, qué ocurriría si colocarámos un vaso de una disolución de agua y azúcar y otro de agua pura dentro de una urna cerrada.

A.4. A partir de la expresión del aumento del punto de ebullición razonad cuál es el significado de la constante ebulloscópica y determinad sus unidades en el sistema internacional.

Despejando dicha constante de la expresión anteriormente propuesta obtenemos que Ke = ΔT/b ; y sustituyendo b:


De esta forma resulta sencillo comprender que el valor de la constante ebulloscópica para un determinado disolvente indica el aumento de la temperatura de ebullición producido al disolver un mol de cualquier soluto (nB = 1) en un kilogramo de dicho disolvente (mA=1). Un valor alto de dicha constante, nos informa de que con una pequeña cantidad4 de soluto por cada kilogramo de disolvente, se pueden conseguir importantes aumentos en el punto de ebullición (y viceversa).


También, a partir de la última expresión obtenida, podemos ver que las unidades en que se suele expresar la constante ebulloscópica: ºC·kg/mol (o lo que es lo mismo: ºC·kg·mol-1).

 


 

A.5. ¿Cuál será el punto de ebullición de una disolución preparada disolviendo 5 gramos de sacarosa C12H22O11 en 30 gramos de agua?
Dato: La constante ebulloscópica del agua vale 0’512 ºC·kg·mol-1. P = 1 atm.

De acuerdo a lo tratado anteriormente, sabemos que al disolver sacarosa en agua, el punto de ebullición del agua aumentará en una cantidad dada por: ΔT = Ke · b

De la expresión anterior: T – T0 = Ke · b → T = T0 + Ke · b
Siendo T0 la temperatura de ebullición del agua pura a una presión de 1 atm (es decir, 100 ºC).
Por tanto, para resolver el problema, habremos de determinar previamente la molalidad de la disolución o bien expresar esta en función de los datos que conocemos. Haciendo esto último:

Donde MB es la masa molar de la sacarosa.

Podemos comprobar ahora cómo si sustituimos los datos del enunciado en la última ecuación, obtenemos que: T = 100’25 ºC

Observad que la variación de la temperatura es muy pequeña y requerirá de termómetros muy sensibles para poder apreciarla.

 

3. El punto de congelación, ¿es también una propiedad coligativa?

Hasta aquí, hemos visto que el punto de ebullición de una disolución es una propiedad coligativa, es decir, depende de la naturaleza del disolvente y de la concentración de la disolución pero no de la naturaleza del soluto. Podemos plantearnos ahora si ocurrirá lo mismo con el punto de congelación y se podrá hablar de una constante crioscópica de un disolvente análogamente a como anteriormente nos referíamos a la constante ebulloscópica.

 

A.6. Un grupo de alumnos para comprobar si la variación del punto de congelación de una disolución es una propiedad coligativa diseñaron una serie de experiencias. Prepararon diferentes disoluciones de sacarosa, etilenglicol y glucosa en agua. En todos los casos partieron de 100 gramos de agua pura y añadieron sucesivas cantidades de los solutos (columna de la izquierda). Seguidamente, disminuyendo la temperatura determinaron el punto de congelación. En la siguiente tabla se muestran las temperaturas de congelación de las diferentes disoluciones. Al tratarse de agua (que congela a 0 ºC), los descensos experimentados en el punto de congelación respecto del disolvente puro a 1 atm coincidirán (en valor absoluto) con la temperatura de congelación de la disolución.
a) Argumentad si a partir de la experiencia se puede concluir que el punto de congelación es una propiedad coligativa.
b) Determinad la constante crioscópica del agua Kc

En los tres casos se observa que la temperatura de congelación disminuye al aumentar la masa de soluto. Para tratarse de una propiedad coligativa la disminución de la temperatura debería de ser igual en los tres casos, es decir, depender del número total de partículas de soluto pero no de cuál sea dicho soluto (en relación a una misma masa de agua, en este caso, 100 g). Por tanto, para poder comparar los valores deberemos trabajar con molalidades y no con masas. De acuerdo con ello, a partir de los datos anteriores podemos obtener la siguiente tabla, en la que se han incluido los descensos (en valor absoluto) del punto de congelación de cada disolución respecto del valor del disolvente puro a la presión atmosférica (en este caso 0 ºC):

Si se analiza la tabla con detenimiento se observa que disminuciones parecidas del punto de fusión de diferentes disoluciones corresponden a molalidades semejantes (ved el ejemplo resaltado en negrita). Una forma más rigurosa de comprobar dicha hipótesis seria representar la disminución de la temperatura de congelación en función de la molalidad, si fuera una propiedad coligativa las gráficas de las tres sustancias deberían de ser iguales.


Del análisis de las gráficas anteriores se pueden extraer las siguientes conclusiones:


-Los tres solutos disminuyen de forma idéntica la temperatura a la que se congela la disolución, por tanto el punto de congelación es una propiedad coligativa.


-La disminución del punto de congelación es directamente proporcional a la concentración molal. Podríamos escribir la siguiente relación similar a la correspondiente al aumento del punto de ebullición: ΔT = Kc · b
Siendo ΔT la disminución del punto de fusión, Kc la constante crioscópica, que solo depende de la naturaleza del disolvente y b la molalidad de la disolución (disolvente A y soluto B).


-El valor de la constante crioscópica se podría obtener para cada punto experimental dividiendo la disminución de la temperatura entre la molalidad. Sin duda es un método mucho más riguroso determinar la constante de proporcionalidad “Kc” de la pendiente del gráfico ΔT= f(m). La pendiente ha sido determinada mediante un ajuste lineal de mínimos cuadrados obteniendo una pen-diente de 1’86 ºC·kg·mol-1 para los tres solutos.

El estudio experimental realizado por estos alumnos ha permitido concluir que el descenso del punto de congelación es una propiedad coligativa. Evidentemente dicha conclusión no responde a una investigación real, pero permite evaluar la validez del diseño experimental y mejorar la competencia científica. En una investigación “real”, el resultado obtenido originaria nuevos problemas de interés como, por ejemplo: ¿sucedería lo mismo con otro disolvente diferente al agua?, ¿qué aplicaciones prácticas tienen este tipo de propiedades?, etc., que a su vez podrían convertirse en punto de partida de nuevas investigaciones.

INFORMACIÓN

El diagrama de equilibrio del agua muestra que la línea de equilibrio sólido-líquido se desplaza hacia la izquierda cuando se disuelve en ella un soluto no volátil. Cuanto mayor sea la concentración de la disolución mayor será el desplazamiento de la línea de equilibrio.

Este hecho tiene consecuencia en el punto de fusión de las disoluciones acuosas. En el agua pura el punto de fusión es 0ºC ya que a 1 atm de presión el sólido y el líquido están equilibrio a esa temperatura. Sin embargo, si se le añade por ejemplo NaCl , las fases sólida y líquida del agua se encuentran en equilibrio a menor temperatura. Disminuye, por tanto, el punto de fusión (solidificación) del agua.

El siguiente diagrama de fases del agua explica el aumento del punto de ebullición y la disminución del punto de fusión de las disoluciones acuosas en base a los desplazamientos de las líneas de equilibrio líquido/gas y sólido/líquido. En resumen podemos decir que cuando disolvemos un soluto no volátil en agua, aumentamos la zona de estabilidad de la fase líquida.

A.7. El cobre puro funde a 1083ºC y su constante crioscópica es 23ºC·kg·mol-1 ¿Cuál será el punto de fusión del bronce hecho con un 10% de zinc y un 90% de cobre?

Rdo. 1044 ºC

A.8. Citad algunos ejemplos de aplicaciones en la vida cotidiana de los conceptos estudiados hasta aquí de las propiedades coligativas.

Los conceptos estudiados permiten interpretar algunos fenómenos o actividades habituales. Por ejemplo: ahora es más fácil justificar por qué el agua de mar requiere temperaturas más bajas para congelarse que la de ríos y lagos; ante amenazas de heladas se esparcen en calles y carreteras, sales solubles como cloruro de sodio NaCl o cloruro de calcio CaCl2, debido a que la presencia de sales disminuye el punto de congelación del hielo lo que provoca que las placas de hielo que contienen dichas sales no se formen o se derritan a bajas temperaturas; en el agua del circuito de refrigeración de los motores de combustión o en el agua de los circuitos de calefacción de las viviendas se añaden sustancias anticongelantes como el etilenglicol, que al disminuir el punto de congelación y aumentar el punto de ebullición, amplían el intervalo de temperaturas en el que la mezcla se encuentra como líquida y evita procesos de congelación o de ebullición indeseados, etc.

Sal en la carretera helada

Anticongelante en el coche


 

4. Ósmosis y presión osmótica

Para explicar el funcionamiento de muchos sistemas naturales es necesario hacer referencia al comportamiento de las disoluciones respecto de membranas especiales. De esta forma se explica el intercambio de sustancias de las células vivas a través de la membrana celular o se justifica cómo arboles de gran tamaño transportan la savia a todas sus hojas. Este comportamiento especial de determinadas membranas ha sido utilizado también para la purificación y la desalación de agua en un proceso llamado de ósmosis inversa.


La ósmosis es el proceso espontáneo que se produce cuando dos disoluciones de diferente concentración se sitúan a ambas partes de una membrana semipermeable, consistente en un flujo de disolvente desde la disolución diluida a la concentrada.


Las membranas semipermeables son aquellas que solo dejan pasar determinadas sustancias, a través de ellas. Habitualmente dejan pasar las moléculas del disolvente y retienen al resto de partículas. A la presión necesaria para detener el flujo de disolvente, se le llama presión osmótica.


La ósmosis es un proceso de gran importancia para la vida de la mayoría de organismos vivientes (incluidos los seres humanos).

A.9. Suponiendo que una membrana semipermeable es como un filtro con poros minúsculos que dejan pasar las moléculas pequeñas de disolvente y retiene las moléculas de soluto de mayor tamaño y utilizando el modelo cinético para las disoluciones líquidas proponed una hipótesis a modo de posible explicación (a nivel microscópico) del porqué se produce la ósmosis.

Las moléculas del disolvente que están en continuo movimiento en ambas disoluciones, la concentrada y la diluida, atravesarán la membrana en ambos sentidos. Pero debido a que la proporción de moléculas de disolvente en la disolución diluida será mayor que en la concentrada, la velocidad de las moléculas del disolvente desde la disolución diluida a la concentrada superará a la velocidad de las moléculas del disolvente en sentido contrario, provocando un flujo neto de moléculas de disolvente desde la disolución diluida a la concentrada. Otra forma de verlo es fijándonos en el papel de las partículas de soluto, las cuales en unos casos por sí mismas y en otros (algunos iones) por estar revestidas de moléculas de agua son de mayor tamaño que las del disolvente de tal forma que no pueden atravesar la membrana semipermeable porque no caben por sus orificios. Esas partículas de soluto obstaculizan el paso de las moléculas de disolvente lo que explica que dicho disolvente fluya desde la disolución más diluida (donde hay menos obstaculización) hacia la más concentrada, y no al contrario, hasta que las concentraciones se igualen.


En la figura siguiente se representa un esquema de un dispositivo en el que se sitúan en un tubo en U dos disoluciones separadas mediante una membrana semipermeable. Inicialmente (a) se observa un flujo neto de disolvente hacia la disolución aumentando el volumen total de dicha disolución. Esto hace que aumente el nivel de la disolución aumentando así la presión hidrostática en el lado de la disolución. Este aumento de la presión hidrostática provocará un aumento de la velocidad de flujo de las partículas de disolvente de la disolución hacia el disolvente puro disminuyendo así el flujo neto de disolvente por ósmosis. Cuando la presión hidrostática adquiere un valor determinado las velocidades de flujo se igualan y la transferencia neta de disolvente cesa manteniéndose estable la diferencia de altura entre las dos ramas del tubo en U (b). La presión correspondiente a dicha situación de equilibrio es la presión osmótica, la cual se representa por π.

 

Por tanto:


La presión osmótica de una disolución sobre una membrana semipermeable es igual a la presión que se debería de ejercer sobre la membrana para impedir el flujo de líquido por ósmosis a través de ella.


A.10. El comportamiento de las moléculas del soluto en disoluciones diluidas se puede considerar semejante al comportamiento de las moléculas de un gas ideal. Teniendo en cuenta esto, proponed a modo de hipótesis de qué factores dependerá la presión osmótica “π” de una determinada disolución.

La presión osmótica dependerá de la diferencia entre la cantidad de moléculas de disolvente en ambas partes de la membrana, de forma que cuanto mayor sea la concentración de la disolución mayor será la presión osmótica. También dependerá de la temperatura, puesto que a mayor temperatura mayor será la velocidad de las moléculas de disolvente y por tanto mayor será el flujo neto por la membrana semipermeable. No dependerá del tipo de membrana ni de su extensión puesto que la presión es una magnitud intensiva que no depende de las dimensiones del objeto sobre el que se ejerce. Tampoco dependerá de la naturaleza del disolvente puesto que en este caso para que se dé la ósmosis la única condición necesaria es que el tamaño de las partículas del disolvente sea menor que el de los orificios de la membrana.


Si consideráramos las moléculas del soluto como moléculas de gas contenidas en un recipiente, la presión que estas moléculas originarían sobre las paredes, en este caso sobre la membrana, se podría calcular, como ya sabemos, mediante la expresión:


P·V = n·R·T


Sustituyendo el símbolo de la presión del gas por la presión osmótica “π” y reordenando la expresión, obtenemos:


Donde C es la concentración molar (mol/L) de la disolución y R es la constante molar de los gases ideales R=0’082 atml/molK.


En 1885 el químico holandés J. Van’t Hoff comprobó experimentalmente la validez de la expresión anterior (por lo que se la denomina ecuación de Van’t Hoff).

A.11. Determinad la presión osmótica de una disolución de sacarosa preparada disolviendo 60 g de sacarosa C12H22O11 hasta completar un volumen total de 0’5 L a 25ºC

Rdo. 8’57 atm

5. Otra aplicación de las propiedades coligativas: Determinación de la masa molar.

Las propiedades coligativas de las disoluciones también nos permiten conocer la masa molar de un soluto cuya naturaleza ignoramos. Esta información junto a la composición en masa del compuesto puede ser suficiente para determinar la fórmula molecular y saber de qué sustancia se trata. Teóricamente, para determinar la masa molar, se puede utilizar cualquiera de las cuatro propiedades coligativas estudiadas pero en la práctica se suelen usar el descenso del punto de congelación y la presión osmótica porque son las que presentan los cambios más pronunciados.

A.12. A partir de un compuesto de naturaleza desconocida se prepara una disolución disolviendo 1’5 g en agua hasta completar un volumen de 250 mL. Experimentalmente se comprueba que la presión osmótica de dicha disolución a 20ºC es 2,403 atm. Determinad la masa molar del compuesto.

Aplicando la ecuación de Van’t Hoff:


A.13. Una muestra de 6’56 gramos de un compuesto (B) de fórmula molecular desconocida se disuelve en 200 gramos de benceno (A), que tiene un punto de fusión de 5’5 ºC y una constante crioscópica de 5’07 ºC·kg·mol-1. Al determinar el punto de fusión de la mezcla se obtiene un valor de 4’2ºC. Determinad la masa molar del compuesto B.

Aplicando la relación de la disminución del punto de congelación de la muestra:


ΔT = Kc · b

Siendo b la molalidad de la disolución, nB los moles de soluto en la disolución, mA la masa de soluto, M masa molar del soluto, md masa de disolvente en kilogramos.


Reordenando la expresión, y teniendo en cuenta que la disminución del punto de congelación es ΔT = T0-T = 5’5-4’2 = 1’3ºC, obtenemos que:

 

A.14. Buscad información sobre las diferentes aplicaciones de la presión osmótica y realizar un resumen donde se describa con detalle alguna de estas aplicaciones.

La presión osmótica interviene decisivamente en muchas procesos fundamentales para los seres vivos a la vez que presenta muchas aplicaciones técnicas de gran interés. Así, por ejemplo: En medicina es importante controlar la presión osmótica de los sueros utilizados puesto que si estos tuvieran menor o mayor presión osmótica que el interior de las células (sueros hipotónicos o hipertónicos), podrían provocar la destrucción de las células sanguíneas por aumento de volumen o deshidratación (respectivamente). Desde el origen de la civilización se ha utilizado la deshidratación mediante procesos de ósmosis para la conservación de alimentos añadiendo para ello grandes cantidades de azúcar (compotas y jaleas) o de sal (salazones) a algunos alimentos, lo que hace que las bacterias que producen la descomposición de los alimentos queden inactivas ya que estas no pueden vivir en medios hipertónicos (alta concentración de soluto) porque esto hace que pierdan agua a través de su membrana celular. La denominada ósmosis inversa se utiliza para la desalación del agua del mar y para producir agua para la bebida y el riego; ejerciendo una presión superior a la presión osmótica del agua del mar se consigue que las moléculas de agua del mar atraviesen una membrana semipermeable en el sentido del agua de mar hacia agua de menor salinidad. Es como si se exprimiese el agua pura de la disolución salina que es el agua de mar.

Ósmosis inversa: desalinización de agua de mar