líquidos y soluciones

                                                             


           propiedades coligativas  de los líquidos 

En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración. Generalmente expresada como concentración equivalente ,es decir, de la cantidad de partículas  de soluto por partículas totales, y no de la composición química del soluto.

Están estrechamente relacionadas con la presion de vapor , que es la presion  que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el liquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura  a la cual sea medida a mayor temperatura, mayor presión de vapor. Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico.

Descenso  de la presión de vapor:

La presión de vapor  de un solvente con un soluto no volátil Solución, es menor que la presión del mismo solvente en estado puro.  Este suceso también se puede cuantificar gracias a la ley de Rault. Sostiene que la presión de un solvente en una solución a determinada temperatura es igual a la presión de vapor del mismo solvente puro multiplicada por la fracción molar de este solvente en la solución a la misma temperatura.

Recordemos que la fracción molar de un componente en una solución no tiene unidad.  Las presiones, en cambio se pueden medir en muchas unidades, como atmósferas, milímetros de Mercurio (mmHg), etc. lo importante es que ambas presiones estén en la misma unidad. De esta forma se cancelaran sin problemas.

elevación del punto de ebullición 

El punto de ebullición  es la temperatura a la cual la presión de vapor  de un líquido es igual a la presión atmosférica. Como el punto de ebullición depende de la presión atmosférica, éste variará al modificarse la presión atmosférica. Es de conocimiento el punto de ebullición normal (cuando la presión atmosférica es 760 mm Hg) de ciertos líquidos, pero a veces es necesario saber el punto de ebullición de un líquido a una presión atmosférica distinta a 760 mm Hg, por ejemplo para hacer una separación de una mezcla por destilación . Para calcular la variación que hay entre el punto de ebullición normal y el punto de ebullición a una presión atmosférica se puede aplicar la siguiente fórmula:

${\displaystyle {\Delta }T_{eb}=K_{SY}\ *\ (760-P)\ *\ (273,15+T_{eb,P})}$

Que es conocida como la ecuación de Sidney-Young, donde:

${\displaystyle {\Delta }T_{eb}}$ = Cambio en el punto de ebullición (${\displaystyle T_{eb,760}-T_{eb,P}}$)

${\displaystyle K_{SY}}$ = Constante de Sidney-Young. Si las presiones se indican en milímetros de mercurio (mm Hg) y las temperaturas en grados Celsius (°C), los valores de esta constante son, dependiendo de la polaridad del líquido:

     Polaridad         ${\displaystyle K_{SY}}$
     Polar           0,00012
     No Polar        0,00010

${\displaystyle {P}}$ = Presión dada a la cual se quiere medir el punto de ebullición (comúnmente la presión atmosférica).

${\displaystyle T_{eb}}$ = Punto de ebullición del líquido a la presión dada ${\displaystyle (P)}$.

Con un correcto manejo algebraico se puede determinar el punto de ebullición normal de un líquido al medir el punto de ebullición a una presión dada, conociendo la presión atmosférica durante el experimento.

${\displaystyle T_{eb,P}={\frac {T_{eb,760}-273,15K_{SY}(760-P)}{1+K_{SY}(760-P)}}}$

Por ejemplo, si se está en Bogotá (${\displaystyle P}$ = 560 mm Hg) y se desea saber el punto de ebullición del agua y del cloroformo en dicha ciudad, éstos se pueden calcular:

Agua (Líquido polar ${\displaystyle (K_{SY}=0,00012)}$, ${\displaystyle T_{eb,760}}$=100 °C): ${\displaystyle T_{eb,P}={\frac {100-273,15(0,00012)(760-560)}{1+(0,00012)(760-560)}}}$=91,3 °C

Cloroformo (Líquido no polar ${\displaystyle (K_{SY}=0,00010)}$, ${\displaystyle T_{eb,760}}$=62 °C): ${\displaystyle T_{eb,P}={\frac {62-273,15(0,00010)(760-560)}{1+(0,00010)(760-560)}}}$=55,4 °C

descenso del punto de congelación 

también Se conoce como descenso crioscopico o depresión del punto de fusión  a la disminución de la temperatura  del punto de congelación  que experimenta una desilusión respecto al del disolvente puro.

Todas las disoluciones en las que, al enfriarse, el disolvente solidifica , tienen una temperatura de congelación inferior al disolvente puro. La magnitud del descenso crioscópico, viene dada por la diferencia de temperaturas de congelación (o de fusión) del disolvente puro y de la disolución, respectivamente.

El descenso crioscópico es una de las propiedades coligativas y  por lo tanto, la magnitud del descenso sólo depende de la naturaleza del disolvente y de la cantidad de soluto disuelta, es decir, es independiente de la naturaleza de este último. Cualquier soluto, en la misma cantidad, produce el mismo efecto

presión osmótica

La presión osmótica puede definirse como la presión que se debe aplicar a una solución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable.

La presión osmótica es una de las cuatro propiedades de las soluciones (dependen del número de partículas en disolución, sin importar su naturaleza). Se trata de una de las características principales a tener en cuenta en las relaciones de los líquidos que constituyen el medio interno de los seres vivos, ya que la membrana plasmática regula la entrada y salida de soluto al medio extracelular que la rodea, ejerciendo como barrera de control.

Cuando se colocan soluciones de distinta concentración, separadas por una membrana semipermeable (membrana que deja pasar las moléculas de disolvente pero no las de los soluto), las moléculas de disolvente, pasan habitualmente desde la solución con menor concentración de solutos a la de mayor concentración. Este fenómeno recibe el nombre de osmosis, palabra que deriva del  griego  osmos, que significa "impulso". Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: la presión osmótica.