Propiedades coligativas de las disoluciones y leyes de Raoult

Concepto de propiedades coligativas de las disoluciones

Las propiedades coligativas son aquellas propiedades de las disoluciones diluidas que dependen únicamente del número de partículas de soluto no volátil y no de su naturaleza química. El papel decisivo lo desempeña el número de partículas en la disolución, y no sus características individuales. Entre las propiedades coligativas se encuentran el descenso de la presión de vapor del disolvente sobre la disolución, el ascenso ebulloscópico, el descenso crioscópico y la presión osmótica.

La base teórica de todas las regularidades cuantitativas es el principio de Le Chatelier: al añadir un soluto, el equilibrio entre las fases líquida y gaseosa del disolvente se desplaza, lo que provoca la modificación de las constantes físicas de la disolución.

Primera ley de Raoult

La presión de vapor saturado del disolvente sobre una disolución de un soluto no volátil es siempre menor que sobre el disolvente puro a la misma temperatura. La explicación se basa en el equilibrio dinámico vaporización ⇌ condensación. Cuando se añade un soluto no volátil al disolvente, una parte de las moléculas del disolvente se une mediante procesos de solvatación y sale del equilibrio. Según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la fase líquida; la condensación predomina, por lo que la presión de vapor disminuye.

Cuantitativamente, el descenso de la presión de vapor es proporcional a la fracción molar del soluto. Precisamente la fracción molar es la que se utiliza en el primer enunciado de la ley de Raoult.

Segunda ley de Raoult: ebullición y congelación

La segunda ley describe la variación de las temperaturas de cambio de fase:

• Ascenso ebulloscópico de la disolución en comparación con el disolvente puro: ΔT_eb = i · E · m.
• Descenso crioscópico de la disolución: ΔT_cr = i · K · m.

Aquí, m es la molalidad (moles de soluto por 1 kg de disolvente). Se utiliza la molalidad porque no depende de la temperatura, a diferencia de la molaridad, que varía debido a la dilatación térmica de la disolución.

E — constante ebulloscópica, K — constante crioscópica. Estas son características tabulares del disolvente: para el agua, el ciclohexano, el naftaleno y el benceno son conocidas y dependen únicamente de la naturaleza del disolvente.

Coeficiente isotónico de van 't Hoff

El coeficiente isotónico i tiene en cuenta la disociación del soluto y muestra, de hecho, en cuántas partículas se disocia una unidad fórmula en la disolución.

• Para los no electrolitos (glucosa, sacarosa, urea, aminoácidos), i = 1.
• Para los electrolitos fuertes, i es igual al número de iones en los que se disocia la unidad fórmula: NaCl → 2 (Na⁺ + Cl⁻), K₂SO₄ → 3 (2K⁺ + SO₄²⁻), AlCl₃ → 4.
• Para los electrolitos débiles, i adopta un valor fraccionario y depende del grado de disociación.

Cuanto mayor es i, más marcados son los efectos coligativos a igual molalidad.

Tercera ley: presión osmótica (ley de van 't Hoff)

Al separar dos disoluciones de diferente concentración mediante una membrana semipermeable, el disolvente pasa espontáneamente hacia la disolución más concentrada. La presión que es necesario aplicar para detener este flujo se denomina presión osmótica.

Fórmula de van 't Hoff: π = i · C · R · T, donde C es la molaridad (es la única ley coligativa que utiliza la molaridad), R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta en kelvins. La ósmosis es la base de la turgencia en las células vegetales, la función renal y la terapia de infusión.

Ejemplos prácticos

• Salar el agua para la pasta: la sal eleva el punto de ebullición, por lo que es más racional añadir la sal al agua una vez que ya ha hervido para no gastar energía de más en calentarla.
• Echar sal en las carreteras con hielo: la disolución salina se congela a una temperatura considerablemente más baja que el agua pura, por lo que el hielo se funde incluso a temperaturas ambientales negativas.
• Jugos vegetales en invierno: la alta concentración de azúcares en el jugo celular de los árboles disminuye el punto de congelación, protegiendo los tejidos de los daños causados por el hielo durante las heladas.

Puntos clave

• Las propiedades coligativas dependen únicamente del número de partículas de soluto y no de su naturaleza.
• Primera ley de Raoult: la presión de vapor del disolvente sobre la disolución es menor que sobre el disolvente puro; se utiliza la fracción molar.
• La segunda ley de Raoult relaciona ΔT de ebullición y congelación con la molalidad a través de las constantes E y K.
• La molalidad es preferible a la molaridad, ya que no depende de la temperatura.
• El coeficiente isotónico i refleja la disociación: para no electrolitos i = 1, para electrolitos fuertes es igual al número de iones.
• La ley de van 't Hoff describe la presión osmótica: π = i·C·R·T, siendo la única ley con concentración molar.
• Todas las regularidades coligativas se basan en el principio de Le Chatelier.
• Ilustraciones cotidianas: sal en las carreteras, ebullición de agua salada, resistencia al frío de los jugos vegetales.