Fundamentos de Disoluciones de No Electrolitos y Propiedades Coligativas en Química

Disoluciones de No Electrolitos: Conceptos Fundamentales

Un no electrolito es una sustancia que, al disolverse en un disolvente, no se disocia en iones y, por tanto, no conduce la corriente eléctrica en la disolución.

Disoluciones con Componentes Volátiles y Ley de Raoult

En disoluciones que contienen componentes volátiles (tanto soluto como disolvente), en el estado de vapor coexisten partículas de ambos. La Ley de Raoult establece que la presión parcial de vapor (p_v) de cada componente en una disolución ideal es directamente proporcional a su presión de vapor en estado puro (p_v⁰) multiplicada por su fracción molar (x_i) en la fase líquida:

p_v = x_i · p_v⁰

La presión total del sistema es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes. Para calcular la fracción molar de cada componente en el estado de vapor, se aplica la Ley de Dalton de las presiones parciales:

p_i = x_i,vapor · P_total

donde p_i es la presión parcial del componente i en la fase gaseosa, x_i,vapor es su fracción molar en la fase de vapor y P_total es la presión total del sistema.

Propiedades Coligativas de las Disoluciones

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las disoluciones que dependen exclusivamente del número de partículas de soluto presentes y no de su naturaleza (ya sean átomos, iones o moléculas). Estas propiedades se observan de manera más ideal en disoluciones diluidas con solutos no volátiles. Las principales propiedades coligativas son:

• Disminución de la presión de vapor
• Aumento ebulloscópico (elevación del punto de ebullición)
• Descenso crioscópico (disminución del punto de congelación)
• Presión osmótica

1. Disminución de la Presión de Vapor

Esta propiedad se describe mediante la Ley de Raoult. La disminución relativa de la presión de vapor de la disolución con respecto a la presión de vapor del disolvente puro es igual a la fracción molar del soluto (x_soluto):

(P_v⁰ - P_v) / P_v⁰ = x_soluto

Alternativamente, la presión de vapor de la disolución (P_v) es igual a la presión de vapor del disolvente puro (P_v⁰) multiplicada por la fracción molar del disolvente (x_disolvente):

P_v = x_disolvente · P_v⁰

2. Aumento Ebulloscópico y Descenso Crioscópico

El punto de ebullición de una disolución aumenta respecto al punto de ebullición del disolvente puro (aumento ebulloscópico). Por el contrario, el punto de fusión de una disolución disminuye respecto al punto de fusión del disolvente puro (descenso crioscópico).

La variación de la temperatura de ebullición o congelación se relaciona con la molalidad (m) de la disolución mediante las siguientes ecuaciones:

• Para el aumento ebulloscópico: ΔT_eb = K_b · m
• Para el descenso crioscópico: ΔT_cr = K_f · m

Donde ΔT representa el cambio en la temperatura (aumento o descenso), K_b es la constante ebulloscópica molal del disolvente y K_f es la constante crioscópica molal del disolvente. La molalidad (m) se define como los moles de soluto por kilogramo de disolvente.

3. Presión Osmótica

La presión osmótica (Π) es la presión que se requiere para detener la ósmosis del disolvente puro hacia la disolución a una temperatura dada. Se calcula mediante la ecuación de Van 't Hoff para disoluciones ideales diluidas:

Π = M · R · T

Donde M es la molaridad de la disolución (moles de soluto por litro de disolución), R es la constante de los gases ideales y T es la temperatura absoluta en Kelvin.

Si dos disoluciones tienen la misma presión osmótica, se dice que son isotónicas.