Propiedades Coligativas: Definición, Tipos y Aplicaciones

Propiedades Coligativas

En química, las propiedades coligativas son aquellas que dependen únicamente de la concentración de la solución, generalmente expresada como concentración equivalente (cantidad de partículas de soluto por partículas totales), y no de la composición química del soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide en equilibrio dinámico.

Descenso de la Presión de Vapor

Los líquidos no volátiles presentan interacción entre soluto y disolvente, con una presión de vapor baja. Los líquidos volátiles tienen interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor. Si el soluto es no volátil, la presión de vapor disminuye, ya que reduce la capacidad del disolvente para pasar a la fase vapor. El grado de disminución es proporcional a la concentración del soluto.

Este efecto se debe a dos factores:

• Disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
• Aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y del disolvente, dificultando su paso a vapor.

Descenso Crioscópico

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, disminuyendo el punto de congelación. Por ejemplo, el líquido anticongelante reduce el punto de congelación del agua.

ΔT = K_f ⋅ m

Donde:

• m es la molalidad (moles de soluto por kilogramo de disolvente, mol/kg).
• ΔT es el descenso del punto de congelación (T_f - T), donde T es el punto de congelación de la solución y T_f el del disolvente puro.
• K_f es la constante crioscópica del disolvente (para el agua, 1.86 °C kg/mol).

Aplicación

Para enfriar algo rápidamente, se mezcla hielo con sal o alcohol. El punto de congelación baja y el hielo se derrite rápidamente. La mezcla resultante, a pesar de parecer menos fría, está a varios grados bajo cero y enfría más eficientemente que el hielo sólido. Este descenso de temperatura también se debe a la reacción endotérmica entre el agua y la sal (NaCl), que absorbe calor del hielo. Además, aunque el hielo tiene mayor conductividad térmica, el agua líquida contacta mejor el cuerpo a enfriar, mejorando la transferencia de calor.

El agua se congela a 0 °C, mientras que una solución de agua y sal se congela a menor temperatura (por eso se usa sal para derretir hielo o nieve).

Aplicación del Frío en la Congelación de Alimentos

La congelación es la aplicación más drástica del frío. Los procesos de congelación realizados correctamente permiten conservar las propiedades organolépticas y nutritivas de los alimentos, prolongando su vida útil.

Aumento Ebulloscópico

Al agregar moléculas o iones a un disolvente puro, su punto de ebullición aumenta. Por ejemplo, el agua pura hierve a 100 °C, pero al disolver un soluto, el punto de ebullición aumenta.

ΔT_b = K_b ⋅ m

Donde:

• m es la molalidad (mol/kg).
• ΔT_b es el aumento del punto de ebullición (T - T_b), donde T es el punto de ebullición de la solución y T_b el del disolvente puro.
• K_b es la constante ebulloscópica del disolvente (para el agua, 0.512 °C kg/mol).

Aplicación

Al disolverse, una sal se disocia. Por ejemplo, un mol de NaCl se disocia en un mol de Na⁺ y un mol de Cl^- (dos moles en total). Por eso, una solución de agua con electrolitos (como NaCl) requiere mayor temperatura para hervir y no obedece la ley de Raoult, necesitando un factor de corrección (factor de van't Hoff). El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala la presión externa. A 1 atm, el agua hierve a 100 °C. Cambiar la presión externa modifica la temperatura de ebullición.

Presión Osmótica

La ósmosis es el paso espontáneo de solvente desde una solución diluida hacia una más concentrada a través de una membrana semipermeable. La presión osmótica (π) es la presión necesaria para evitar este paso.

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Donde:

• n es el número de moles de partículas.
• R es la constante universal de los gases (8.314472 J K^-1 mol^-1).
• T es la temperatura en Kelvin.

Como n/V es la molaridad (M), tenemos:

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Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.

Se usa la molaridad (M) porque la ósmosis ocurre a temperatura constante (a diferencia del ascenso ebulloscópico y descenso crioscópico, donde se usa la molalidad (m), que no varía con la temperatura).

Aplicación

Un experimento típico de ósmosis consiste en colocar dos soluciones con diferente concentración (agua con sal/azúcar y agua sola) en contacto a través de una membrana semipermeable (como el celofán). El solvente pasa de la solución diluida a la concentrada, cambiando los niveles de líquido.