Propiedades de las disoluciones

Solution Properties

Al disolver un soluto se dificulta la salida del disolvente, así que sube el punto de ebullición y baja el de congelación: propiedades coligativas. La elevación del punto de ebullición y el descenso del de congelación son proporcionales a la molalidad, y la presión osmótica a la molaridad y a la temperatura absoluta. Los electrolitos se disocian en iones, así que el factor de van ’t Hoff i multiplica el efecto por el número de partículas. Aquí cambias la molalidad para ver los cambios de ebullición y congelación y el montaje osmótico.

¿Qué cambia al añadir un soluto?

💡 Analogía: añadir sal al agua

①El agua pura hierve a 100 °C y se congela a 0 °C

②¿Y al añadir sal? → no se congela a 0 °C ni hierve a 100 °C

③Las partículas de soluto dificultan que el disolvente 'escape' (evapore)

④Hace falta más T para hervir y menos para congelar

⑤Esto son las propiedades coligativas — dependen del nº de partículas, no de la naturaleza

Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico

molalidad m1 m

Aumento ebulloscópico

ΔT_b = K_b × m

K_b: constante ebulloscópica (agua: 0,52 °C/m)

Descenso crioscópico

ΔT_f = K_f × m

K_f: constante crioscópica (agua: 1,86 °C/m)

🔍 ¡Prueba el slider!

①A más concentración, más ΔTb y más ΔTf

②K_f del agua (1,86) ≫ K_b (0,52)

③El efecto crioscópico es ~3,6 veces el ebulloscópico

④Echar sal (CaCl₂) en invierno aprovecha el descenso crioscópico

Presión osmótica

π = MRT

M: molaridad, R: constante de los gases, T: temperatura absoluta [K]

💡 Cómo funciona

①Membrana semipermeable: solo deja pasar el disolvente (agua)

②El agua va de la zona diluida a la concentrada (ósmosis)

③La presión mínima que detiene el flujo = presión osmótica

④Absorción radicular, suero Ringer (isotónico) usan este principio

⑤π = MRT — ¡igual forma que PV = nRT!

Electrolitos y factor de Van’t Hoff

Factor de Van’t Hoff

ΔT = i × K × m

i = nº de partículas reales / nº de moles de soluto disuelto

💡 ¿Por qué los electrolitos son más eficaces?

①NaCl → Na⁺ + Cl⁻ (2 partículas) → i ≈ 2

②CaCl₂ → Ca²⁺ + 2 Cl⁻ (3 partículas) → i ≈ 3

③La glucosa es no electrolito → i = 1

④Para igual m, el electrolito multiplica el efecto por i

⑤¡Por eso el CaCl₂ funde nieve mejor que el NaCl!

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1

Se prepara una solución 2 m disolviendo un no electrolito en agua. ¿Cuál es su punto de congelación? (K_f del agua = 1.86 °C/m)

Halla el descenso del punto de congelación ΔT_f = K_f × m.

ΔT_f = K_f × m = 1.86 × 2 = 3.72°C

Desciende ΔT_f desde el punto de congelación 0°C del agua pura.

punto de congelación = 0 − 3.72 = −3.72°C

▸ −3.72°C

El descenso crioscópico es proporcional al número de partículas de soluto (molalidad). Para un no electrolito, i = 1.

Ejemplo 2

Una solución 1 m de NaCl en agua. ¿Cuál es su punto de ebullición? (K_b = 0.52, i = 2 para NaCl)

Para un electrolito, incluye el factor de van’t Hoff: ΔT_b = i × K_b × m.

ΔT_b = 2 × 0.52 × 1 = 1.04°C

Suma ΔT_b al punto de ebullición 100°C del agua pura.

punto de ebullición = 100 + 1.04 = 101.04°C

▸ 101.04°C

NaCl → Na⁺ + Cl⁻ da 2 iones (i=2), así que el efecto es el doble que un no electrolito a la misma m.

Resumen

Esencia de las coligativas

aumento ebulloscópico · descenso crioscópico · presión osmótica · descenso de presión de vapor

Cuatro propiedades que dependen del nº de partículas, no de su naturaleza

tipo examen (variante)

¿Cuál es la presión osmótica de una solución de glucosa 0.1 M a 27°C? (R = 0.0821)

①1.23 atm

②2.46 atm

③0.82 atm

④24.6 atm

⑤8.21 atm

▸ ② 2.46 atm

Usa la fórmula de la presión osmótica π = MRT. T es la temperatura absoluta.

π = MRT, T = 27 + 273 = 300 K

Sustituye M = 0.1, R = 0.0821, T = 300.

π = 0.1 × 0.0821 × 300 ≈ 2.46 atm

🎯 Puntos clave

①Coligativas = dependen solo del nº de partículas

②ΔTb = Kb·m, ΔTf = Kf·m — memoriza los K

③Electrolitos (NaCl → 2 partículas) multiplican por i

④Presión osmótica π = MRT (forma idéntica a la de los gases)

⑤Molalidad m = mol soluto / kg disolvente — independiente de la T

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Entalpía de reacción

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