Disoluciones: Tipos, Propiedades Coligativas y Ley de Raoult

Disoluciones No Electrolíticas

La muestra a estudiar tiene una determinada masa y volumen que depende en mayor o menor medida de la temperatura y presión a las que se encuentra sometida.

Se denomina disolución a todo sistema homogéneo de composición variable. Homogéneo indica que el sistema material tiene composición y propiedades intensivas idénticas en todos sus puntos, las cuales no varían bruscamente al pasar de una zona a otra, tiene UNA SOLA FASE. Son propiedades intensivas aquellas que no dependen de la cantidad de materia (concentración, temperatura, densidad…). Composición variable implica necesariamente que el sistema tiene más de un componente. En las disoluciones cada uno de sus componentes conserva su identidad química y se pueden separar por procedimientos físicos.

Tipos de disoluciones

Dependiendo del estado físico de la fase de la disolución: DISOLUCIONES GASEOSAS, DISOLUCIONES LÍQUIDAS, DISOLUCIONES SÓLIDAS.

Dependiendo del número de componentes: DISOLUCIONES BINARIAS, DISOLUCIONES TERNARIAS, DISOLUCIONES CUATERNARIAS, etc.

Dependiendo de la naturaleza del soluto:

• DISOLUCIONES ELECTROLÍTICAS (= en la disolución, el soluto se disocia en iones. Conducen la corriente eléctrica).
• DISOLUCIONES NO ELECTROLÍTICAS (= en la disolución, el soluto permanece en forma molecular. No conducen la corriente eléctrica).

Sólo las propiedades coligativas (dependen de la concentración) son específicas de las disoluciones.

Presión de vapor

Se denomina presión de vapor de una disolución a la presión ejercida por la fase gaseosa en equilibrio con dicha disolución, y es igual a la suma de las presiones de vapor de los componentes volátiles de la disolución. A una determinada temperatura, la presión de vapor de una disolución viene condicionada por la magnitud de las interacciones entre las moléculas de disolvente, las de soluto y las de disolvente y soluto.

Disoluciones ideales

Las disoluciones ideales son aquéllas en las que se puede considerar que las interacciones moleculares E_A-B = E_A-A = E_B-B, es decir, una disolución en la que las moléculas de las distintas especies son tan semejantes unas a otras que las moléculas de uno de los componentes pueden sustituir a las moléculas de otro componente de la disolución sin que se produzca una variación de la estructura espacial de la disolución o de la energía de las interacciones intermoleculares presentes en la disolución. DISOLVENTE Y SOLUTO SIGUEN LA LEY DE RAOULT.

El modelo de disolución ideal sirve de referencia para discutir el comportamiento de las disoluciones reales. Las desviaciones del comportamiento ideal dan información sobre las interacciones intermoleculares presentes en la disolución.

Disoluciones ideales. Ley de Raoult

La presión de vapor de las disoluciones ideales coincide con la prevista por la ley empírica de Raoult, según la cual, a una temperatura constante:

Siendo P_i = presión parcial de vapor de cada componente de la disolución líquida; x_i = fracción molar de i en la disolución (FASE LÍQUIDA, para la fase vapor lo llamaremos y_i) y P_i^* = es la presión de vapor del componente puro.

Según la ley de Dalton: la presión total es la suma de las presión parciales de todos los

componentes de una mezcla de gases ideales

Disoluciones no ideales

Las disoluciones no ideales son aquéllas cuyo comportamiento se desvía de lo previsto por la ley de Raoult debido a que E_A-B ≠ E_A-A y de E_B-B. Las desviaciones pueden ser:

• NEGATIVA (P_i menor que la P ideal) E_A-B > E_A-A y de E_B-B
• POSITIVA (P_i mayor que la P ideal) E_A-B

En el seno de las disoluciones las interacciones entre A-B son ahora más intensas (desviación negativa) o menos intensas (desviación positiva) que en las disoluciones ideales. Para poder seguir utilizando la ecuación de Raoult se introduce un factor de corrección (coeficiente de actividad; ≈ 1 > 1 para desv. positiva).

En condiciones de dilución suficientemente elevada, todas las disoluciones no electrolíticas pasan a ser disoluciones diluidas ideales.

Temperatura de ebullición

Se denomina temperatura de ebullición (T_e) de una disolución a la que debe alcanzar la fase líquida para que su presión de vapor se haga igual a la presión exterior. La temperatura de ebullición varía con la P. La temperatura de ebullición también variará con la composición de la disolución. Cuanto más volátil sea la fase líquida, menor es la temperatura que ha de alcanzar para que la presión de vapor se haga igual a P_ext y viceversa. Es decir, T_e es inversamente proporcional a la presión de vapor de la disolución. Cuando la presión de vapor se iguala con la presión atmosférica, el líquido entra en ebullición.

Las propiedades coligativas son propiedades universales de las disoluciones y son:

• Descenso de la presión de vapor (variación P_v)
• Ascenso ebulloscópico (ΔT_e)
• Descenso crioscópico (variación ΔT_c)

– Descenso de la presión de vapor

La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores:

1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.

Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fracción molar del soluto. Si representamos por P la presión de vapor del disolvente, P’ la presión de vapor de la disolución y X_s la fracción molar del soluto.

El descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad, si la disolución es diluida.

– Ascenso ebulloscópico

La ley de Raoult (descenso de la presión de vapor) establece que la disminución de la presión de vapor de una solución es siempre proporcional a la fracción molar de soluto. Esto sucede a todas las temperaturas. Por lo tanto se puede esperar que la presión de vapor de una solución dada, sea proporcionalmente menor que la del solvente puro, para todas las temperaturas. Por lo que cualquier disminución en la presión de vapor al agregar un soluto no volátil producirá un aumento en la temperatura de ebullición.

Definimos ASCENSO EBULLOSCÓPICO: donde T_e^* es la temperatura de ebullición del disolvente puro y T_e la de la disolución.

Este aumento en la temperatura de ebullición (ascenso T_e) es proporcional a la concentración molal del soluto: ΔT_e = K_e m. La constante ebulloscópica (K_e) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto).

– Descenso crioscópico

La congelación se produce cuando la presión de vapor del líquido iguala a la presión de vapor del sólido (el punto de congelación de un solvente ha sido definido como la temperatura a la cual coexisten en equilibrio solvente líquido y sólido). Si se analizan las propiedades anteriores, se puede afirma que los puntos de congelación de las disoluciones acuosas son más bajos que las del agua pura. A la diferencia entre ambas temperaturas se la llama descenso crioscópico.

donde T_c^* es la temperatura de congelación del disolvente puro y T_c la de la disolución y (k_c o K_f) la constante crioscópica del disolvente (°C kg/mol). Se utiliza indistintamente la terminología temperatura de congelación (T_c) o temperatura de fusión (T_f).

– Presión osmótica

Se define como la presión que debe aplicarse a una disolución para detener el flujo neto de disolvente a través de una membrana semipermeable.

Ósmosis: fenómeno en cual, al poner en contacto dos disoluciones con distinta concentración de soluto a través de una membrana semipermeable, las moléculas de disolvente difunden a través de la membrana para compensar la diferencia de concentración. Al suceder la ósmosis, se crea una diferencia de presión en ambos lados de la membrana semipermeable: presión osmótica.