Química General · Liquids, solids and solutions
Propiedades coligativas
Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.
¿Atascado con propiedades coligativas? Escanea el problema.
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Lo que aprenderás
- Apply Raoult's law to the vapor pressure of a solution with a nonvolatile solute and to the total pressure and vapor composition above an ideal mixture of two volatile liquids.
- Calculate freezing-point depression and boiling-point elevation with ΔT = i·K·m in water and in other solvents.
- Calculate osmotic pressure with Π = iMRT and predict which way water moves across a semipermeable membrane.
- Distinguish ideal from measured van 't Hoff factors and explain ion pairing, partial ionization and association.
- Determine a molar mass from freezing-point, boiling-point or osmotic-pressure data.
- Rank solutions by their colligative effects from the concentration of dissolved particles.
Lección gratis
El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.
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Las propiedades coligativas cuentan partículas
Una propiedad coligativa depende de cuántas partículas de soluto hay disueltas en una cantidad dada de disolvente, no de qué son esas partículas. Hay cuatro: descenso de la presión de vapor, elevación del punto de ebullición, descenso del punto de congelación y presión osmótica. La concentración de partículas es i veces la concentración formal, donde el factor de van 't Hoff i es el número de partículas que aporta una unidad fórmula en disolución. La glucosa (dibujada) permanece como moléculas enteras, así que i = 1; el NaCl se separa en Na⁺ y Cl⁻, así que idealmente i = 2. Por tanto, una disolución 0.10 m de glucosa contiene 0.10 mol de partículas por kilogramo de agua y una disolución 0.10 m de NaCl, idealmente, 0.20 mol. Los puntos de congelación y de ebullición usan la molalidad, m = moles de soluto ÷ kilogramos de disolvente, porque no cambia con la temperatura; la presión osmótica usa la molaridad. En todo momento se supone una disolución ideal y diluida.
La ley de Raoult y el descenso de la presión de vapor
En una disolución ideal, cada componente volátil tiene una presión de vapor parcial P = χ·P°, su fracción molar multiplicada por la presión de vapor del líquido puro. Un soluto no volátil no contribuye nada al vapor, así que la presión de vapor de la disolución es P = χ(disolvente)·P°(disolvente) y el descenso es ΔP = P° − P = χ(soluto)·P°. Ejemplo: el agua a 25 °C (P° = 23.76 torr) con χ(agua) = 0.900 tiene P = 0.900 × 23.76 = 21.38 torr, un descenso de 2.38 torr. Para un electrolito, cuenta moles de iones, no moles de unidades fórmula, al formar las fracciones molares. La razón es la entropía: la disolución está más desordenada que el disolvente puro, así que el disolvente tiene menos tendencia a escapar al vapor.
Mezclas de dos líquidos volátiles
Cuando ambos componentes son volátiles, cada uno obedece la ley de Raoult y la presión total es la suma (ley de Dalton): P(total) = χA·P°A + χB·P°B. Ejemplo: χA = 0.600 con P°A = 100. torr y χB = 0.400 con P°B = 40.0 torr dan PA = 60.0 torr, PB = 16.0 torr y P(total) = 76.0 torr. La composición del vapor es yA = PA/P(total) = 60.0/76.0 = 0.789, más rica en A que el líquido (0.600): el vapor siempre está enriquecido en el componente más volátil, y por eso la destilación separa líquidos. Las mezclas reales se desvían. Si las atracciones A–B son más fuertes que el promedio de A–A y B–B, la presión de vapor cae por debajo de lo que predice Raoult (desviación negativa) y la mezcla libera calor; la acetona y el cloroformo (dibujados) son el caso clásico, porque el C–H del cloroformo forma un puente de hidrógeno con el oxígeno del carbonilo. Si las atracciones A–B son más débiles, como en el etanol y el hexano, la presión de vapor queda por encima de lo predicho (desviación positiva) y la mezcla absorbe calor.
Descenso del punto de congelación y elevación del punto de ebullición
Un soluto no volátil eleva el punto de ebullición, ΔTb = i·Kb·m, y desciende el punto de congelación, ΔTf = i·Kf·m. Ambos valores de ΔT se escriben como números positivos: suma ΔTb al punto de ebullición normal y resta ΔTf del punto de congelación normal. Para el agua, Kf = 1.86 °C·kg/mol y Kb = 0.512 °C·kg/mol; para el benceno, Kf = 5.12 °C·kg/mol, con un punto de congelación normal de 5.50 °C. Ejemplo: una disolución 0.200 m de KBr (dibujada, i ideal = 2) tiene ΔTf = 2 × 1.86 × 0.200 = 0.744 °C, así que congela a −0.744 °C, y ΔTb = 2 × 0.512 × 0.200 = 0.205 °C, así que hierve a 100.205 °C. Como i y m son iguales en ambos casos, ΔTb/ΔTf = Kb/Kf para una misma disolución. El punto de congelación baja porque el soluto permanece en el líquido mientras que los cristales que se forman son disolvente puro: el soluto disminuye la tendencia de escape del líquido, pero no la del sólido, así que sólido y líquido se equilibran solo a una temperatura menor. A medida que el disolvente se congela, la disolución restante se concentra más, por lo que la temperatura de una disolución que se congela sigue bajando poco a poco en lugar de mantenerse constante.
Presión osmótica
Una membrana semipermeable deja pasar el disolvente pero no el soluto. El agua la atraviesa desde el lado con menor concentración de partículas hacia el lado con mayor concentración. La presión osmótica es la presión que hay que aplicar al lado más concentrado para detener ese flujo: Π = i·M·R·T, con M en mol/L, R = 0.08206 L·atm/(mol·K) y T en kelvin. Ejemplo: una disolución 0.0500 M de glucosa a 25 °C tiene Π = 0.0500 × 0.08206 × 298.15 = 1.22 atm. Dos disoluciones con la misma concentración de partículas son isotónicas. Un glóbulo rojo en una disolución hipotónica (menos partículas fuera) absorbe agua, se hincha y puede reventar; en una disolución hipertónica pierde agua y se encoge. Aplicar a una disolución salina una presión mayor que Π empuja el agua hacia afuera a través de la membrana, en sentido contrario, lo que es la ósmosis inversa. Las presiones osmóticas son grandes incluso en disoluciones diluidas, lo que las convierte en el método preferido para medir masas molares de proteínas y polímeros.
El factor de van 't Hoff: ideal y real
El i ideal de un electrolito fuerte es el número de iones de su fórmula: 2 para NaCl, 3 para CaCl₂, 4 para K₃PO₄. Los valores medidos son menores, porque los iones de carga opuesta se atraen y algunos viajan juntos como pares iónicos que cuentan como una sola partícula. La diferencia crece con la carga de los iones y con la concentración: el NaCl diluido se comporta como si i ≈ 1.9, mientras que el MgSO₄ (dibujado), con iones 2+ y 2−, cae muy por debajo de su i ideal de 2. Un i medido sale directamente de los datos: i = ΔT(medido) ÷ (K·m). Un ácido débil HA ionizado en la fracción α da (1 − α) mol de HA, α mol de H⁺ y α mol de A⁻ por mol, así que i = 1 + α. Los solutos también pueden asociarse: los ácidos carboxílicos se emparejan mediante puentes de hidrógeno en benceno, así que su i medido se acerca a 0.5 y su masa molar aparente se acerca al doble del valor verdadero.
Masa molar a partir de datos coligativos
Usa la ecuación coligativa al revés. A partir de un cambio de punto de congelación o de ebullición, m = ΔT ÷ (i·K); moles de soluto = m × kilogramos de disolvente; masa molar = gramos de soluto ÷ moles. Ejemplo: 1.20 g de un no electrolito en 30.0 g de benceno descienden el punto de congelación en 1.28 °C, así que m = 1.28 ÷ 5.12 = 0.250 mol/kg, n = 0.250 × 0.0300 = 7.50 × 10⁻³ mol y M = 1.20 ÷ 7.50 × 10⁻³ = 160 g/mol. A partir de la presión osmótica, n = ΠV ÷ RT. Si se supone que el soluto es un no electrolito pero en realidad aporta i partículas, la masa molar aparente resulta i veces demasiado pequeña; si se dimeriza, resulta unas dos veces demasiado grande.
Comparar disoluciones
Para ordenar disoluciones según cualquier efecto coligativo, compara la concentración de partículas i × m (o i × M). El valor mayor tiene el punto de congelación más bajo, el punto de ebullición más alto, la presión osmótica más alta y la presión de vapor más baja. A igual molalidad, el efecto sigue a i: sacarosa (1) < LiCl (2) < MgCl₂ (3). Cuando las molalidades son distintas, multiplica antes de comparar: una disolución 0.40 m de glucosa (0.40) produce un efecto mayor que una 0.15 m de NaCl (0.30). Para comparar masas iguales, compara i ÷ masa molar, ya que los moles de partículas por gramo = i ÷ M.
Lo que conviene recordar
Todo efecto coligativo es proporcional a la concentración de partículas disueltas, i × m o i × M. Usa P = χ·P° para la presión de vapor (y suma las presiones parciales cuando hay dos líquidos volátiles), ΔTf = i·Kf·m y ΔTb = i·Kb·m con molalidad y kilogramos de disolvente, y Π = iMRT con T en kelvin. Los electrolitos reales dan un i menor que el ideal por el apareamiento iónico, los electrolitos débiles dan 1 + α y los solutos que se asocian dan menos de 1. Resuelve las mismas ecuaciones al revés para obtener una masa molar.
Problemas de práctica (40)
Practicar es gratis con una cuenta.
Predice el producto 4
Presión osmótica
- ¿Hacia dónde se mueve el agua?Predice la dirección de la ósmosis entre una disolución de electrólito y una de no electrólito comparando las concentraciones de partículas.
- Un glóbulo rojo en agua puraPredice el efecto de un medio hipotónico sobre una célula a partir de la dirección de la ósmosis.
Conteo de partículas y comparación de disoluciones
- Dos vasos de precipitados bajo una campanaPredice la transferencia de masa entre disolvente puro y una disolución que comparten un mismo espacio de vapor a partir de sus presiones de vapor.
Presión de vapor y ley de Raoult
- Composición del vapor sobre una mezclaPredice qué componente se enriquece en el vapor sobre una mezcla ideal de dos líquidos volátiles.
Clasificar 1
- ¿Qué propiedad es coligativa?Clasifica propiedades de las disoluciones como coligativas o no según dependan solo del número de partículas de soluto.
Comparar 5
Conteo de partículas y comparación de disoluciones
- Puntos de ebullición con distintas molalidadesOrdena disoluciones acuosas de distinta molalidad y factor de van 't Hoff según su punto de ebullición usando i × m.
- El mejor quitahielos por gramoCompara masas iguales de sales por los moles de partículas que producen, i ÷ masa molar.
- Mayor presión osmóticaIdentifica la disolución con mayor presión osmótica comparando i × M entre los solutos.
- Presión osmótica con un electrolito débilOrdena disoluciones según su presión osmótica cuando uno de los solutos es un electrolito débil parcialmente ionizado.
- Puntos de congelación a igual molalidadOrdena disoluciones de igual molalidad según su punto de congelación usando factores de van 't Hoff ideales.
Calcular 20
Factor de van 't Hoff y masa molar
- Masa molar aparente del ácido benzoico en bencenoCalcula una masa molar aparente a partir de datos de punto de congelación y reconoce cuándo indica asociación del soluto.
- Factor de van 't Hoff ideal del sulfato de aluminioDetermina el factor de van 't Hoff ideal de un electrólito fuerte que contiene un ion poliatómico.
- Factor de van 't Hoff medido del NaClCalcula un factor de van 't Hoff experimental a partir de un descenso crioscópico medido.
- Masa molar a partir del punto de congelación en ciclohexanoDetermina la masa molar de un no electrolito a partir del descenso del punto de congelación que provoca en un disolvente orgánico.
- Porcentaje de ionización a partir del punto de congelaciónHalla el porcentaje de ionización de un ácido débil a partir de su factor de van 't Hoff medido, i = 1 + α.
Presión de vapor y ley de Raoult
- Descenso de la presión de vapor en etanolCalcula el descenso de la presión de vapor de un disolvente a partir de la fracción molar de un soluto no volátil.
- Presión de vapor de una disolución de glucosaHalla la presión de vapor de una disolución acuosa a partir de las masas de un soluto no volátil y del agua usando la ley de Raoult.
- Presión de vapor total del hexano y el heptanoCalcula la presión de vapor total sobre una mezcla ideal de dos líquidos volátiles a partir de la ley de Raoult y la ley de Dalton.
- Presión de vapor de una disolución salinaAplica la ley de Raoult a una disolución de electrolito fuerte contando los moles de iones en la fracción molar.
- Composición del vapor a partir de la presión totalParte de la presión de vapor total de una mezcla binaria ideal para hallar la composición del líquido y luego la del vapor.
Puntos de congelación y ebullición
- Del punto de congelación al punto de ebulliciónUsa una medición coligativa para predecir otra de la misma disolución mediante la relación Kb/Kf.
- Punto de congelación de una disolución de glucosaCalcula el punto de congelación de una disolución acuosa de un no electrolito a partir de su molalidad.
- Punto de congelación a partir de la molaridad y la densidadConvierte la molaridad en molalidad con la densidad de la disolución antes de aplicar la ecuación del punto de congelación.
- Punto de congelación del naftaleno en bencenoCalcula el punto de congelación de una disolución en un disolvente no acuoso a partir de su Kf y su punto de congelación.
- Punto de ebullición de una disolución de ureaCalcula el punto de ebullición de una disolución acuosa a partir de la masa de un no electrolito no volátil y la masa de agua.
Presión osmótica
- Presión osmótica de una disolución diluida de glucosaCalcula la presión osmótica de una disolución diluida de un no electrolito con Π = MRT.
- Presión osmótica de una disolución mixtaSuma las contribuciones de partículas de dos solutos para hallar la presión osmótica de una mezcla.
- De la presión osmótica al punto de congelaciónConvierte una medida de presión osmótica en un punto de congelación predicho para esa misma disolución diluida.
Van 't Hoff factor and molar mass
- Molar mass from boiling-point elevationDetermine the molar mass of a nonvolatile nonelectrolyte from the boiling-point elevation of its solution.
Freezing and boiling points
- Find Kf of an unknown solventDetermine a solvent's freezing-point constant from the depression caused by a known solute.
Encuentra el error 2
Factor de van 't Hoff y masa molar
- Una masa molar demasiado pequeñaDiagnostica una masa molar aparente demasiado pequeña porque se trató un electrolito fuerte como si fuera un no electrolito.
Puntos de congelación y ebullición
- Encuentra el error en un cálculo de punto de congelaciónDiagnostica un cálculo de punto de congelación que trata un electrolito fuerte como si fuera un no electrolito.
Interpreta la evidencia 2
Factor de van 't Hoff y masa molar
- El ácido acético en benceno parece pesar el dobleInterpreta una masa molar aparente que es el doble de la masa fórmula como asociación del soluto.
Puntos de congelación y ebullición
- Interpretar la curva de enfriamiento de una disoluciónInterpreta la región inclinada de congelación en la curva de enfriamiento de una disolución.
Planea una síntesis 2
Puntos de congelación y ebullición
- ¿Cuánto anticongelante?Calcula la masa de un anticongelante no electrolito necesaria para alcanzar un punto de congelación determinado.
Presión osmótica
- Disolución de glucosa isotónica con la disolución salinaDiseña una disolución de no electrólito que sea isotónica con una disolución de electrólito dada.
Explica por qué 4
Presión de vapor y ley de Raoult
- La acetona y el cloroformo se desvían de la ley de RaoultExplica una desviación negativa de la ley de Raoult en términos de las atracciones entre moléculas distintas.
- Por qué un soluto disminuye la presión de vaporExplica el descenso de la presión de vapor por un soluto no volátil en términos de la fracción molar del disolvente.
Puntos de congelación y ebullición
- Por qué un soluto desciende el punto de congelaciónExplica el descenso del punto de congelación por la exclusión del soluto del disolvente sólido.
Factor de van 't Hoff y masa molar
- Por qué el MgSO₄ no alcanza i = 2Explica por qué una sal 2+/2− se aleja más de su factor de van 't Hoff ideal que una sal 1+/1−.
¿Atascado con propiedades coligativas? Escanea el problema.
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