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skip to main | skip to sidebar FISICOQUIMICA EXPERIMENTAL
sábado 6 de junio de 2009
PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
Las propiedades Coligativas de una solución son aquellas que dependen únicamente del número de partículas en solución y de ninguna manera de la naturaleza de las mismas ; este es el atributo escencial de estas propiedades que son las siguientes para soluciones diluidas:
a) Descenso de la Presión de vapor del solvente
b) Descenso del Punto de Congelación
c) Aumento del Punto de Ebullición
d) Presión Osmótica
teóricamente es conveniente subdividir la soluciones en:
* De No Electrólitos
* De Electrólitos
En el primer caso, el soluto disuelto permanece en forma molecular sin carga, y no presenta tendencia a la disociación en iones con carga eléctrica .en tales soluciones se establecieron leyes generales que se discutirán enseguida
Por otra parte en las soluciones electrolíticas el soluto se disocia en mayor o en menor proporción en iones , incrementando así el número de partículas en solución
PROPIEDADES COLIGATIVAS PARA SOLUCIONES NO ELECTROLÍTICAS
Las propiedades coligativas de las soluciones no electrolíticas nos proporcionan métodos valiosos de determinación del peso molecular de las sustancias disueltas y la posibilidad de evaluar cierto numero de propiedades termodinámicas de gran importancia y su uso para la determinación de pesos moleculares de los solutos
DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR DEL SOLVENTE
Un soluto disuelto hace descender la presión de vapor del líquido solvente en que se encuentre este descenso se comprende por la Ley de Raoult (Maron y Prutton Fundamentos de Fisicoquimica editorial limusa pags 319,320 ) Esta establece que la presión de vapor del disolvente sobre una solución es igual a la presión de vapor del disolvente puro multiplicada por la fracción mol del disolvente en la solución. La ley de Raoult es otro ejemplo de una ley límite .Las soluciones reales se ajustan más a la ley de Raoult cuando más diluida es la solución .La solución ideal se define como aquella que obedece a la ley de Raoult en todo intervalo de concentraciones (Gilbert W Castellan Fisicoquimica segunda edición Addison Wesley Longman Pearson pag 299)
P = N1 P°
donde:
N1 : fracción molar del solvente
N2 : fracción molar del soluto
Pº : la presión de vapor del solvente puro
P : presión de vapor del solvente sobre una solución dada
Cuando el soluto no es volátil no contribuye a la presión total de vapor y por tanto la ecuación anterior , nos da también la presión de vapor sobre la solución , que en este caso es debida al solvente solo y es siempre menor que Pº por lo tanto la magnitud de este descenso
ΔP = Pº - P = Pº -PºN1
= Pº(1 -N1)
= PºN2
la disminución de presión de vapor del solvente depende tanto de la presión de vapor de éste como de la fracción molar del soluto
AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE LAS SOLUCIONES
Las soluciones que contienen solutos no volátiles hierven a temperaturas más elevadas que las del solvente puro.La diferencia entre los puntos de ebullición de la solución y del solvente para una presión constante establecida;se conoce como elevación del punto de ebullición que depende de la naturaleza del solvente y la concentración del soluto, pero es independiente , por lo menos en soluciones diluidas, de la naturaleza del soluto en tanto este no se ionice.
este aumento se comprende en función de la presión de vapor y es una consecuencia directa de ella .En consecuencia para la misma presión externa ,la solución debe hervir a una temperatura más elevada que la del solvente puro
ΔTb = T- To
donde :
ΔTb = aumento del punto de ebullicon de la solucion
T= temperatura de ebullición de la solución
To = temperatura de ebullición del solvente puro
Al aplicar la ecuacion de Clausius-Clapeyron y la ley de de Raoult es posible deducir una relación entre el ascenso del punto de ebullición de la solución y su concentración de la siguiente forma
donde :
Pº y P son las presiones de vapor de la solución a las temperaturas To y T respectivamenteΔHv es el calor de vaporización por mol de solvente desde la solución .Si ésta es diluida , aquel calor equivale escencialmente al de vaporización por mol del solvente puro
Es práctica comun en el estudio de esta propiedad ,expresar la concentración no en fracción molar si no en moles de soluto por 1000g de solvente por lo tanto :
para un solvente dado , todas las cantidades en el paréntesis de la ecución son constantes , y el término total es el siguiente
quedando finalmente la siguiente expresión :
ΔTb = Kbm
la cual nos dice que el ascenso del punto de ebullición de una solucion diluida es directamente proporcional a la molalidad de la solución :la constante de proporcionalidad Kb se denomina constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica y significa el incremento del punto de ebullicón de una solución 1 molal de un solvente cuando son aplicables las leyes de las soluciones diluidas a dichas concentraciones
DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACION DE LAS SOLUCIONES
Las soluciones se congelan a temperaturas menores que el solvente puro.El descenso del punto de congelación es una consecuecia directa de la disminución de la presión de vapor del solvente por el soluto disuelto
La depresion del punto de congelacion viene dado por :
ΔTf = To - T
y representa el número de grados, en que aquel punto es menor que el del solvente puro.La magnitud de ΔTf depende tanto de la naturaleza del solvente como de la concentración de la solución El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
ΔTf = Kf · m
donde:
m = es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTf = es el descenso del punto de congelación y es igual a T - Tf donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.
Kf = es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC kg/mol (Maron y Prutton Fundamntos de Fisicoquimica Noriega editores Limusa 321-327)
PRESION OSMOTICA
La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad es necesario revisar los conceptos de difusión y de ósmosis.
Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo . En Biología es especialmente importante el fenómeno de difusión a través de membranas, ya que la presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y solutos en las estructuras celulares.
La presencia de una membrana separando dos medios diferentes impone ciertas restricciones al proceso de difusión de solutos, que dependerán fundamentalmente de la relación entre el diámetro de los poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Las membranas se clasifican en cuatro grupos :
impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente
semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua
dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales
permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos; sólo son impermeables a las dispersiones groseras
impermeables
semipermeables
dialíticas
permeables
En Biología y en Fisiología, al hablar de disolvente nos referimos al agua, pero los solutos pueden ser:
coloidales (proteínas, polisacáridos)
verdaderos de tipo molecular (glucosa, urea)
verdaderos de tipo salino (NaCl, KHCO3)
Ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas. Supongamos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana semipermeable que, como hemos visto, permite el paso del agua pero no de la sal (Figura izquierda de la tabla). El agua tiende a atravesar la membrana, pasando de la disolución más diluída a la más concentrada (Figura central de la tabla), o sea, en el sentido de igualar las concentraciones. Esta tendencia obedece al segundo principio de la termodinámica y se debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las dos disoluciones. El equilibrio se alcanza cuando a los dos lados de la membrana se igualan las concentraciones, ya que el flujo neto de agua se detiene.
Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable. Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa. La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable
Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro , que consiste en un recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana semipermeable y con un émbolo en la parte superior. Si introducimos una disolución en el recipiente y lo sumergimos en agua destilada, el agua atraviesa la membrana semipermeable y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo hasta una altura determinada. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada se puede impedir que pase el agua hacia la disolución, y el valor de esta presión mecánica mide la presión osmótica.
Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy diluídaS, son análogas a las leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff , y se expresan mediante la siguiente fórmula:
π= m R T
donde π representa la presión osmótica, m es la molalidad de la disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.
Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones podemos definir tres tipos de disoluciones:
disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia
disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia
disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia
La membrana del eritrocito puede considerarse como una membrana semipermeable, que permite el paso del agua, pero no de las sales. En un medio isotónico (de igual presión osmótica), el eritrocito permanece inalterable. Si el eritrocito se introduce en agua destilada o en un medio hipotónico el agua atravesará la membrana hacia el citoplasma, con lo que aumenta el volumen celular, distendiendo la membrana hasta que llega un punto en que ésta se rompe . Este fenómeno se conoce con el nombre de hemolisis. Si el eritrocito se pone en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el agua sale del eritrocito hacia el exterior, con lo cual su volumen disminuye, y la membrana se retrae, de forma que ofrece al microscopio un aspecto estrellado .
medio isotónico
medio hipotónico
medio hipertónico
Resulta, por tanto, vital para la célula mantener constante la presión osmótica del medio intersticial. Cuando la célula se encuentra en un medio donde la osmolaridad es distinta a la de su medio interno, tanto su funcionamiento como su propia integridad se encontrarán amenazados
