Principios de Solubilidad y Propiedades Coligativas en Disoluciones Químicas

Solubilidad de Sustancias Químicas

La solubilidad de una sustancia expresa la máxima cantidad de esta que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente. Es costumbre medirla en gramos de soluto por cada 100 gramos de disolvente, y si este es agua, en gramos de soluto por cada 100 mL de agua. Por tanto, la solubilidad es una medida de la concentración de la disolución saturada de la sustancia.

Factores que Afectan la Solubilidad

Sólidos en Líquidos

En el caso de disoluciones de sólidos en líquidos, la solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del disolvente, así como de la temperatura. En general, a mayor temperatura, mayor solubilidad (fig. 2).

Gases en Líquidos

En las disoluciones de gases en líquidos, además de la temperatura, influye considerablemente la presión. A mayor presión, mayor solubilidad. En cambio, la solubilidad decrece al aumentar la temperatura (ejercicio 19).

Propiedades Coligativas de las Disoluciones

La mayor parte de las propiedades fisicoquímicas de las disoluciones dependen de la naturaleza de sus componentes. Sin embargo, existen algunas que solo dependen de la concentración de las especies disueltas y no de su naturaleza. Estas propiedades reciben el nombre de coligativas. El estudio que de ellas haremos a continuación tiene validez en el caso de que los solutos no se disocien al disolverse.

Las propiedades coligativas más importantes son:

1. Descenso relativo de la presión de vapor.
2. Aumento relativo del punto de ebullición (Ebulloscopía).
3. Descenso relativo del punto de congelación (Crioscopía).

1. Descenso Relativo de la Presión de Vapor

Teoría Cinético-Molecular y Presión de Vapor

Veamos primero en qué consiste la presión de vapor de un líquido. Según la teoría cinético-molecular, las moléculas de un líquido se encuentran en incesante movimiento con distintas velocidades. Una pequeña fracción de las mismas se mueve con velocidades superiores a la media, del mismo modo que otra pequeña fracción lo hace con velocidades inferiores a la media. A una temperatura dada, las moléculas más rápidas próximas a la superficie libre del líquido disponen de energía suficiente para vencer las atracciones de sus vecinas en la masa líquida y escapan a la fase gaseosa. Por esta razón, por ejemplo, se secan los charcos de agua.

Si un líquido se encuentra en un recipiente cerrado, esas moléculas que pasan a la fase gaseosa quedan moviéndose caóticamente sobre la superficie libre del líquido, impactando ocasionalmente contra ella y volviendo a incorporarse a la fase líquida. Cuando el ritmo de paso de moléculas de la sustancia es el mismo en ambos sentidos, se dice que se ha alcanzado el equilibrio entre las fases líquida y vapor. La presión que ejerce el vapor en equilibrio con el líquido se denomina presión de vapor de la sustancia. Su valor aumenta con la temperatura.

Ley de Raoult

Al medir la presión de vapor de las disoluciones, Raoult encontró valores inferiores a los hallados en los disolventes puros, y descubrió la ley empírica que lleva su nombre:

El descenso relativo de la presión de vapor de una disolución respecto al disolvente puro es igual a la fracción molar del soluto:

(P0 - P) / P0 = χsoluto

Donde P₀ es la presión de vapor del disolvente puro, P es la presión de vapor de la disolución, y χ_soluto es la fracción molar del soluto.

2. Aumento Relativo del Punto de Ebullición (Ebulloscopía)

Al comparar las temperaturas de ebullición de las disoluciones y de los correspondientes disolventes puros, se encuentra que, a una presión dada, las primeras son siempre mayores. Además, la diferencia entre ambas es proporcional a la molalidad (m) de la disolución:

ΔTe = Te(disolución) - Te(disolvente) = Ke · m

Siendo K_e el aumento molal del punto de ebullición o constante ebulloscópica del disolvente, una constante característica de este.

3. Descenso Relativo del Punto de Congelación (Crioscopía)

Del mismo modo, las temperaturas de congelación (fusión) de las disoluciones son inferiores a las de los disolventes puros. La diferencia entre ambas también es proporcional a la molalidad (m) de la disolución:

ΔTc = Tc(disolvente) - Tc(disolución) = Kc · m

Donde K_c es el descenso molal del punto de congelación o constante crioscópica, característica del disolvente.

Departamento de Física y Química | Química 1º Bachillerato | A. García Cifuentes