TEMA 8: PROPIEDADES COLIGATIVAS Se entiende por propiedades coligativas, aquéllas que adquieren las disoluciones por el hecho de haberse convertido en disoluciones, es decir, las nuevas propiedades que posee el disolvente (generalmente agua) cuando se le añade una sustancia (soluto) para convertirlo en disolución. Las propiedades coligativas que poseen las disoluciones respecto al disolvente puro, son cuatro: • Disminución de la presión de vapor:

Si la disolución está muy diluida:

(m: molalidad)

(k=cte: depende de la Tª y naturaleza del disolvente) • Elevación del punto de ebullición: El punto de ebullición puede aumentar o disminuir, respecto al del disolvente puro, dependiendo de la volatilidad del soluto. Si el soluto no es volátil: .

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: Constante de elevación molal del pto. de ebullición: Constante ebulloscópica • Descenso del punto de congelación:

Temperatura de congelación de la disolución.

Temperatura de congelación del disolvente puro.

Constante molal de descenso del pto. de congelación: Constante crioscópica. Tanto las fórmulas del apartado 2) como las del 3) nos sirven para calcular el peso molecular de una sustancia: Calculamos experimentalmente las temperaturas de ebullición tanto del disolvente puro como de la disolución:

Medimos los gramos de soluto que previamente se han añadido para hacer la disolución, así:

Si determinamos el de un compuesto a partir de un aumento del punto de ebullición, o de un descenso del punto de congelación, lo llamaremos EBULLOSCOPÍA o CRIOSCOPÍA, respectivamente. • Presión osmótica: La presión osmótica , es la presión mínima que debe ser aplicada a una disolución, para detener el paso de disolvente puro neto, en una disolución, a través de una membrana semipermeable.

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La tendencia natural que tiene el disolvente puro a diluir disoluciones existentes se llama OSMOSIS. Se puede realizar el proceso contrario, aplicando una en el capilar de la disolución. ELECTROLITOS Las sustancias que al disolverse forman iones, se llaman electrolitos. Hay dos tipos: • Disoluciones moleculares (no electrolitos): Las moléculas disueltas conservan su identidad sin sufrir modificación (ej: azúcar en agua). • Disoluciones de electrolitos: El soluto se disocia en sus iones (ej: sal). Sólo estudiaremos las disoluciones de electrolitos (tipo b). En función del tipo de soluto, tendremos: b.1) Electrolitos iónicos: Los solutos son sólidos iónicos (y se separan en sus iones).

b.2) Electrolitos moleculares: Los solutos son sólidos moleculares.

Basándonos en su grado de disociación, tenemos: b.1) Electrolitos fuertes: Se disocian totalmente: . b.2) Electrolitos débiles: Se disocian parcialmente: .

grado de disociación.

= f(concentración).

Fijando la concentración en 1M: • Electrolito fuerte: . 3

• Electrolito débil: . Si tenemos un disolvente menos polar que el agua: , se forman pares iónicos . ÁCIDOS, BASES Y SALES. • Ácidos: Compuestos de hidrógeno, que se disocian para dar protones Teoría de Arrehnius. (ácido fuerte). • Bases: Compuestos hidróxidos, que al disociarse en agua, producen iones hidroxilo (base fuerte). • Sales: Compuestos que permanecen en solución acuosa después de una reacción de neutralización. . Ejemplo: . ENERGÍA DE HIDRATACIÓN. Disolvente: . Se define como energía de hidratación, la energía liberada cuando los iones abandonan la fase gaseosa, y entran en el agua para hidratarse.

: Exotérmica.

La 1ª capa de moléculas de agua que rodea a un ión se llama 1ª ESFERA DE HIDRATACIÓN. Si el ión es muy pequeño, se rodea de gran cantidad de moléculas de agua, luego el radio efectivo aumenta. Para el protón , pero como los puentes de hidrógeno se hacen y destruyen con mucha facilidad se toma, como estándar, la unión con una molécula de agua: (ión hidronio). 4

PROPIEDADES COLIGATIVAS EN ELECTROLITOS. Se observa que las fórmulas de: variaban para los electrolitos, por lo que se introdujo un factor i (factor de Van't Hoff) de corrección:

Cálculo del factor de Van't Hoff (i): • Para electrolitos fuertes: de iones producidos:

• Para electrolitos débiles:

CASO GENERAL

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