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PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES
I.- Introducción.
Los estudios teóricos y experimentales han permitido establecer, que los líquidos poseen
propiedades físicas características. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de
ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc.
Cada líquido presenta valores característicos (es decir, constantes) para cada una de estas
propiedades.
Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, la presencia del soluto
determina una modificación de estas propiedades con relación a su estado normal en forma
aislada, es decir, líquido puro. Estas modificaciones se conocen como PROPIEDADES DE
UNA SOLUCIÓN.
Las propiedades de las soluciones se clasifican en dos grandes grupos:
1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las
partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc.
2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de
partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de solvente. Las
cuales son:
- descenso en la presión de vapor del solvente,
- aumento del punto de ebullición,
- disminución del punto de congelación,
- presión osmótica.
Es decir, son propiedades de las soluciones que solo dependen del número de
partículas de soluto presente en la solución y no de la naturaleza de estas partículas.
IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS
Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las
disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:
A) Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación
fraccionada.
B) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.
C) Determinar masas molares de solutos desconocidos.
D) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino
en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.
E) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.
F) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.
En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características
importantes de las soluciones y los solutos.
Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente
diluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤ 0,2 Molar,en donde
teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán
mínimas.
Solutos: Los solutos se presentarán como:
Electrolitos:disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.
No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser
volátil o no volátil.
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Para mayor entendimiento de este capítulo describiremos las propiedades
coligativas de solutos No Electrolitos y luego en un capitulo aparte serán considerados los
solutos Electrolito.
I.- PROPIEDADES COLIGATIVAS Nº1: Disminución de la presión de vapor.
A.- CONCEPTOS BÁSICOS: PRESIÓN DE VAPOR.
1.- Consideraciones:
• Una de las características más importantes de los líquidos es su
capacidad para evaporarse, es decir, la tendencia de las partículas de
la superficie del líquido, a salir de la fase líquida en forma de vapor.
• No todas las partículas de líquido tienen la misma Energía Cinética,
es decir, no todas se mueven a igual velocidad sino que se mueven a
diferentes velocidades.
• Solo las partículas más energizadas (con mayor energía) pueden
escaparse de la superficie del líquido a la fase gaseosa.
• En la evaporación de líquidos, hay ciertas moléculas próximas a la
superficie con suficiente energía como para vencer las fuerzas de
atracción del resto (moléculas vecinas) y así formar la fase gaseosa.
Importante: Cuanto mas débiles son las fuerzas de atracción
intermoleculares, mayor cantidad de moléculas podrán escapar a la
fase gaseosa.
• Si un líquido está en un recipiente sellado puede parecer que no
existiera evaporación, pero experimentos cuidadosos demuestran que
las moléculas continúan abandonando el líquido.
• Algunas moléculas de vapor regresan a la fase líquida, ya que a
medida que aumenta la cantidad de moléculas de fase gaseosa
aumenta la probabilidad de que una molécula choque con la
superficie del líquido y se adhiera a él.
• A medida que pasa el tiempo, la cantidad de moléculas que regresan
al líquido iguala exactamente a las que escapan a la fase de vapor.
Entonces, el número de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor
uniforme.
Importante: La condición en la cual dos procesos opuestos se
efectúan simultáneamente a igual velocidad se denomina
EQUILIBRIO DINÁMICO.
2.- Definición:
Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase líquida ejercen una fuerza contra la
superficie del líquido, fuerza que se denomina PRESIÓN DE VAPOR, que se define como la
presión ejercida por un vapor puro sobre su fase líquida cuando ambos se encuentran en equilibrio
dinámico.
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3.- Factores que afectan la presión de vapor:
Experimentalmente se ha comprobado que:
i) Para un líquido la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura.
ii) Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes.
⇓
POR LO TANTO PODEMOS CONCLUIR QUE
LA PRESIÓN DE VAPOR DEPENDE DE LA
TEMPERATURA Y DE LA NATURALEZA
DEL LÍQUIDO
Para visualizar como depende la Pv con la temperatura, examinemos la siguiente Tabla:
Presión de vapor en mm de Hg
Temperatura (°C)
Ácido acético Agua Benceno Etanol
20 11,7 17,5 74,7 43,9
30 20,6 31,8 118,2 78,8
40 34,8 55,3 181,1 135,3
50 56,6 92,5 264,0 222,2
60 88,9 149,4 388,6 352,7
70 136,0 233,7 547,4 542,5
80 202,3 355,1 753,6 818,6
Al examinar los datos experimentales se puede establecer los siguientes hechos:
a.- Para un mismo líquido, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura.
Ejemplo: Agua a 40 °C ⇒ Presión de vapor 55.3 mmHg
Agua a 80 °C ⇒ Presión de vapor 355.1 mmHg
En definitiva para un mismo líquido
⇓
A mayor temperatura hay mayor
evaporación del líquido
⇓
A medida que la temperatura
aumenta, las moléculas en el líquido
se mueven con mayor energía y por
consiguiente pueden escapar más
fácilmente de sus vecinas, ya que
vencen las fuerzas de interacción que
las mantienen unidas.
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b.- Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor
diferentes.
Ejemplo: Agua a 20 °C ⇒ Presión de vapor 17,5 mmHg
Benceno a 20 °C ⇒ Presión de vapor 74,7 mmHg
Etanol a 20 °C ⇒ Presión de vapor 43,9 mmHg
En definitiva para diferentes líquidos
⇓
A una temperatura dada, las
sustancias con Presión de vapor
elevadas se evaporan más
rápidamente que las sustancias con
Presión de vapor baja
⇓
Se dice entonces, que los líquido que
se evaporan rápidamente son volátiles
⇓
Mientras más volátil es un líquido
menores son las fuerzas de interacción
intermolecular, mayor es la
evaporación del líquido y mayor es su
presión de vapor
B.- DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR: Efecto de solutos no electrolitos.
Como ya sabemos un líquido puro posee una presión de vapor determinada, que depende sólo
del líquido en estudio y de la temperatura. El valor de la presión de vapor del líquido puro se altera si
agregamos al líquido (solvente) un soluto cualquiera.
El soluto puede ser volátil, es decir, posee una presión de vapor mayor que el 1% de la
presión de vapor del solvente a la misma temperatura; o no volátil, es decir, posee una presión de
vapor menor que el 1% de la presión de vapor del solvente a la misma temperatura. En ambos casos
la presión de vapor del solvente se modifica en relación al solvente puro.
i) Soluto no volátil.
Si el soluto que se agrega al solvente es no volátil, se producirá un DESCENSO DE LA
PRESIÓN DE VAPOR.
¿CÓMO SE PUEDE EXPLICAR ESTE FENÓMENO?
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Recordemos que:
La presión de vapor sobre un líquido es el
resultado de un equilibrio dinámico entre la fase
de vapor y la fase líquida de un compuesto.
La velocidad a la cual las moléculas dejan la
superficie del líquido y pasan a la fase gaseosa,
es igual a la velocidad a la cual las moléculas de
la fase gaseosa regresan a la superficie del
líquido.
Por otro lado:
Un soluto no volátil que se añade al líquido, reduce la capacidad de las moléculas del solvente
a pasar de la fase líquida a la fase vapor, debido a que se generan nuvas fuerzas de interacción.
Por ello se produce un desplazamiento del equilibrio, lo que se traduce en una reducción de la
presión de vapor sobre la solución.
El grado en el cual un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a la
concentración de la solución, es decir, mientras mayor sea la concentración de la solución mayor es la
disminución de la presión de vapor y por lo tanto la reducción en la presión de vapor es
aproximadamente proporcional a la concentración total de partículas del soluto (electrolito o no
electrolito).
La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones que contienen
solutos no volátiles esta dada por la Ley de Raoult (Francois Marie Raoult 1885). Este científico
demostró que “a una temperatura constante, el descenso de la Presión de Vapor es proporcional a la
concentración de soluto presente en la solución”. Este principio queda establecido matemáticamente
por las siguientes ecuaciones:
P
A
= X
A
Pº
A
Ecuación 1
∆P
V
= Pº
A
- P
A
Ecuación 2
∆P
V
= Pº
A
X
B
Ecuación 3
Pº
A
- P
A
= Pº
A
X
B
Ecuación 4
Donde:
P
A
= Presión de Vapor de la solución.
Pº
A
= Presión de vapor del solvente puro.
X
A
= Fracción molar del solvente
X
B
= fracción molar del soluto
∆P
V
= Variación de la presión de vapor.
Las soluciones que obedecen la ley de Raoult se denominan SOLUCIONES IDEALES. Las
soluciones se aproximan al comportamiento ideal cuando la concentración de soluto es baja y cuando
el soluto y el solvente son semejantes tanto en tamaño molecular, como en el tipo de fuerzas de
atracción intermolecular que hay entre ellas.
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Caso1: La presión de vapor Esto ocurre cuando
. experimental es mayor las fuerzas intermoleculares
a la calculada por medio soluto-solvente son más
de la Ley de Raoult. débiles que las existentes
entre solvente-solvente.
has soluciones no
son ideales, por lo tanto,
no obedecen esta ley
con exactitud. Estas
soluciones se denominan
reales.
Caso2: La presión de vapor Esto ocurre cuando las
experimental es menor fuerzas de interacción
a la calculada por medio soluto-solvente son más
de la Ley de Raoult. fuertes que las existentes
entre solvente-solvente
ii) Soluto volátil.
Si consideramos una solución ideal formada por dos componentes (A, B) en que A y B son
volátiles. Las presiones parciales de los vapores de A y B sobre la solución están dadas por la Ley de
Raoult.
P
A
= X
A
Pº
A
y P
B
= X
B
Pº
B
La presión de vapor total sobre la solución se calcula sumando las presiones parciales de cada
componente volátil.
P
TOTAL
= P
A
+ P
B
P
TOTAL
= X
A
Pº
A
+ X
B
Pº
B
Ejemplo: Consideremos una solución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles de Tolueno. El
Benceno presenta una presión de vapor (P°) de 75 mmHg y el Tolueno una de 22 mmHg a
20°C. Como se ve el benceno es el más volátil debido a que tiene una presión de vapor
puro (P°) mayor que la del tolueno.
1) Calculemos la fracción molar de Benceno y Tolueno:
X
benceno
=
1
=
0,33 X
Tolueno
=
2
=
0,67
1 + 2 1 + 2
2) Calculemos la presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de la solución:
P
benceno
= X
benceno
Pº
benceno
P
tolueno
= X
tolueno
Pº
tolueno
P
benceno
= ( 0,33 ) ( 75 mmHg ) P
tolueno
= ( 0,67 ) ( 22 mmHg )
P
benceno
= 25 mmHg P
tolueno
= 15 mmHg
P
TOTAL
= P
benceno
+ P
tolueno
P
TOTAL
= 25 mmHg + 15 mmHg
P
TOTAL
= 40 mmHg
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Si calculamos el porcentaje que aporta, a la presión de vapor, cada componente tendremos
que:
Benceno: 40 mmHg ----- 100 % Tolueno: 40 mmHg ----- 100 %
25 mmHg ----- X 15 mmHg ----- X
X = 63 % X = 37 %
Estos resultados indican que el vapor es más rico en el componente más volátil, ya que el
benceno aporta el 63 % a la presión total (podríamos decir que el 63 % de las moléculas gaseosas son
de benceno) a pesar de que la solución inicial el benceno era el componente minoritario.
⇓
CUANDO UNA SOLUCIÓN IDEAL
ESTÁ EN EQUILIBRIO CON SU
VAPOR, EL COMPONENTE MÁS
VOLÁTIL DE LA MEZCLA INICIAL
SERÁ MAYORITARIO EN EL VAPOR.
C.- EJERCICIOS RESUELTOS
Ejercicio Nº1: La presión de vapor sobre el agua pura a 120°C es 1480 mmHg. Si se sigue la Ley de
Raoult ¿Que fracción de etilenglicol debe agregarse al agua para reducir la presión de
vapor de este solvente a 760 mmHg?
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto etilenglicol : no hay datos
Solvente agua : Pº
A
= 1480 mmHg
Solución : P
A
= 760 mmHg
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la fracción molar de etilenglicol (X
B
) en una solución cuya
presión de vapor es 760 mmHg.
Paso 3: Aplicamos la Ley de Raoult
Pº
A
- P
A
= Pº
A
X
B
Paso 4: Cálculo de la fracción molar de etilenglicol (X
B
)
1480 mmHg - 760 mmHg = (1480 mmHg) X
B
1480 mmHg - 760 mmHg
X
B
=
1480 mmHg
X
B
= 0,486
RESPUESTA: La fracción molar de etilenglicol que se debe agregar al agua para que la solución
resultante presente una presión de vapor de 760 mmHg es de 0,486
8
Ejercicio Nº2: Calcular la reducción en la presión de vapor causada por la adición de 100 g de
sacarosa (masa molar = 342) a 1000 g de agua. La presión de vapor de agua pura a
25°C es 23,69 mmHg.
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto sacarosa : masa = 100 g
masa molar = 342 g/mol
Solvente agua : Pº
A
= 23,69 mmHg
masa = 1000 g
masa molar = 18 g/mol
Solución : no hay datos.
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la disminución de la presión de vapor (∆P
V
) al adicionar
100 g de sacarosa a 1000 g de agua.
Paso 3: Aplicamos la Ley de Raoult
∆P
V
= Pº
A
X
B
Paso 4: Necesitamos conocer la fracción molar de soluto (X
B
), como conocemos las masas y las
masa molar de cada componente, podemos determinar el número de moles de soluto y
solvente.
sacarosa: 342 g ----- 1 mol agua: 18 g ----- 1 mol
100 g ----- X 1000 g ----- X
X = 0,292 moles X = 55,556 moles
Por lo tanto, la fracción molar es:
(0,292 moles)
X
B
= = 5,229 x 10
-3
(0,292 moles + 55,556 moles)
Paso 5: Cálculo de la disminución de la presión de vapor.
∆P
V
= (23,69 mmHg) (5,229 x 10
-3
)
∆P
V
= 0,124 mmHg
RESPUESTA: La disminución de la presión de pavor que se produce al agregar 100 g de sacarosa a
1000 g de agua es de 0,125 mmHg.
Ejercicio Nº3: La presión de vapor del agua pura a una temperatura de 25°C es de 23,69 mmHg.
Una solución preparada con 5,5 g de glucosa en 50 g de agua tiene una presión de
9
vapor de 23,42 mmHg. Suponiendo que la Ley de Raoult es válida para
esta solución, determine la masa molar de glucosa.
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto glucosa : masa = 5,5 g
masa molar = ?
Solvente agua : masa = 50 g
masa molar = 18 g/mol
Pº
A
= 23,69 mmHg
Solución : P
A
= 23,42 mmHg
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la masa molar de glucosa
Paso 3: Aplicamos la Ley de Raoult
Pº
A
- P
A
= Pº
A
X
B
Paso 4: Cálculo de la fracción molar de glucosa (X
B
)
23,69 mmHg - 23,42 mmHg = (23,69 mmHg) X
B
23,69 mmHg - 23,42 mmHg
X
B
=
23,69 mmHg
X
B
= 0,011
Paso 5: Calcular el número de moles de agua (n
A
).
50 g
n
A
= = 2,778 moles
18 g/mol
Paso 6: Cálculo del número de moles de glucosa (n
B
).
número de moles soluto
X
B
=
número de moles de totales
n
B
X
B
=
n
B
+ n
A
n
B
0,011 =
n
B
+ 2,778
n
B
= 0,031 moles
Paso 7: Cálculo de la masa molar de glucosa.
masa de glucosa
n
B
=
10
masa molar
5,5 g
0,031 moles =
masa molar
masa molar = 177,42 g/mol
RESPUESTA: La masa molar de glucosa es 177,42 (masa molar real de glucosa es 180)
Ejercicio Nº4: A una temperatura de 26°C, la presión de vapor del agua es 25,21 mmHg. Si a esta
temperatura se prepara una solución 2,32 molal de un compuesto no electrolito, no
volátil. Determinar la presión de vapor de esta solución suponiendo comportamiento
ideal.
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto desconocido : no hay datos.
Solvente agua : Pº
A
= 25,21 mmHg
Solución : concentración = 2,32 m
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la presión de vapor de la solución (P
A
).
Paso 3: Aplicamos la Ley de Raoult
Pº
A
- P
A
= Pº
A
X
B
Paso 4: A partir de la molalidad podemos calcular la fracción molar de soluto (X
B
)
2,32 molal significa que se disolvieron 2,32 moles de soluto en 1000 g de agua. Como la
masa molar de agua es 18 g/mol, tenemos que:
18 g ----1 mol
1000 g ----- X ⇒ X = 55,56 moles
Entonces tenemos 2,32 moles de soluto (n
B
) en 55,56 moles de solvente (n
A
), luego la
fracción molar de soluto será:
número de moles soluto
X
B
=
número de moles de totales
n
B
X
B
=
n
B
+ n
A
2,32 moles
X
B
=
2,32 moles + 55,56 moles
X
B
= 0,04
11
Paso 5: Ahora podemos aplicar la ecuación de la Ley de Raoult.
Pº
A
- P
A
= Pº
A
X
B
25,21 mmHg - P
A
= (25,21 mmHg) (0,04)
P
A
= 24,20 mmHg.
RESPUESTA: La presión de vapor de la solución 2,32 molal es 24,20 mmHg.
Ejercicio Nº5: Una solución de cloruro de calcio (CaCl
2
) fue preparada disolviendo 25 g de esta sal
en 500 g de agua. Cuál será la presión de vapor de la solución a 80°C, sabiendo que
a esta temperatura el cloruro de calcio se comporta como un electrolito fuerte y que
la presión de vapor del agua es 355,10 mmHg (masa molar de cloruro de sodio es
111 g/mol y del agua es 18 g/mol).
Paso 1: Ordenar los datos.
Soluto CaCl
2
: masa = 25 g
masa molar = 111 g/mol
Solvente agua : masa = 500 g
masa molar = 18 g/mol
Pº
A
= 355.10 mmHg
Solución : no hay datos
Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la presión de vapor de la solución (P
A
).
Paso 3: Aplicamos la Ley de Raoult
P
A
= Pº
A
X
A
Paso 4: A partir de la molalidad podemos calcular la fracción molar de solvente (X
A
)
Como la masa molar de agua es 18 g/mol y la masa molar de cloruro de calcio es 111
g/mol, tenemos que:
Agua: 18 g ----1 mol Cloruro de calcio: 111g ----1 mol
500 g ----- X 25 g ----- X
X = 27,27 moles X = 0,225 moles
Ahora podemos calcular la fracción molar de solvente (X
A
) pero antes debemos
considerar que el cloruro de calcio es un electrolito fuerte a esta temperatura, luego:
CaCl
2
→ Ca
+2
+ 2Cl
-1
Por cada mol disuelto de cloruro de calcio se obtienen 3 moles de iones disueltos (1 mol
de Ca
+2
y 2 moles de Cl
-1
), entonces
1 mol de CaCl
2
------ 3 moles de iones
0,225 moles de CaCl
2
------ X
X = 0,676 moles de iones
12
Ahora podemos calcular la fracción molar de solvente
número de moles soluto
X
A
=
número de moles de totales
n
A
X
A
=
n
A
+ n
B
27,27 moles
X
A
=
27,27 moles + 0,676 moles
X
A
= 0,976
Paso 5: Ahora podemos aplicar la ecuación de la Ley de Raoult.
P
A
= Pº
A
X
A
P
A
= (355,10 mmHg) (0,976)
P
A
= 346,51 mmHg.
RESPUESTA: La presión de vapor para la solución es 346,51 mmHg.
D.- EJERCICIOS PROPUESTOS.
1) La presión de vapor del metanol puro es 159,76 mmHg. Determinar la fracción molar de
glicerol (soluto no electrólito y no volátil) necesario para disminuir la presión de vapor a
129,76 mmHg. (Respuesta = 0,188)
2) Una solución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil, disuelta en un mol de
cloroformo (CHCl
3
), esta solución tiene una presión de vapor de 510,79 mmHg. La presión de
Vapor del cloroformo a esta temperatura es 525,79 mmHg. En base a esta información
determine:
a- La fracción molar de soluto. (Respuesta = 0,0285)
b- El número de moles de soluto disueltos. (Respuesta = 0,0294 moles)
c- La masa molar de soluto. (Respuesta = 272,42 g/mol)
3) La presión de vapor del Benceno (C
6
H
6
) a 25°C es 93,76 mmHg. Determine la presión de
vapor de una solución preparada disolviendo 56,4 g de un soluto no volátil (C
20
H
42
) en un
kilogramo de Benceno. (Respuesta = 92,32 mmHg)
4) La presión de vapor del agua a 60°C es 149,4 mmHg. Si Ud. desea preparar una solución
donde la presión de vapor disminuya a 140 mmHg. Determine la masa de glucosa (C
6
H
12
O
6
)
que debe disolverse en 150 g de agua para lograr dicho efecto. (Respuesta = 95,76 g)
5) Se disuelven 0,3 moles de sulfato de sodio (Na
2
SO
4
), electrolito fuerte y no volátil, en 2 Kg de
agua a 60°C. Si la presión de vapor dl agua a esta temperatura es 149,4 mmHg. Determine la
presión de vapor de la solución resultante. (Respuesta 148,20 mmHg)
II.- PROPIEDADES COLIGATIVAS Nº2: Aumento del punto de ebullición.
A.- CONCEPTOS BÁSICOS: PUNTO DE EBULLICIÓN
1.- Definición:
13
Como hemos visto un líquido contenido en un recipiente abierto, sufre evaporación. Si la
temperatura es lo suficientemente alta, se forman dentro del líquido burbujas de vapor que
ascenderán a la superficie. Cuando sucede esto, se dice que el líquido hierve.
Se ha demostrado experimentalmente que cuando este fenómeno sucede la presión de vapor
del líquido iguala a la presión externa o atmosférica que actúa sobre la superficie del líquido. Por lo
que el punto de ebullición se define como: la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la
presión externa o atmosférica.
2.- Factores que afectan el punto de ebullición.
Recuerda que el líquido se encuentra en su punto de ebullición cuando la presión de vapor es
igual a la presión externa o atmosférica y hay formación de vapor no solo en la superficie sino que en
todo el líquido.
Los líquidos hierven a cualquier
temperatura siempre que la presión externa
que se ejerce sobre ellos sea igual a la
presión de vapor correspondiente a dicha
temperatura.
⇓
El punto de ebullición de un líquido
depende de la presión externa a la cual
esté sometido.
Si la presión externa o atmosférica es baja, se
necesita poca energía para que la presión de
vapor del líquido iguale a la presión externa,
luego su punto de ebullición es bajo.
⇓
Ejemplo: En las altas cumbres cordilleranas, la
presión atmosférica es baja, luego el agua
hierve a una temperatura menor a 100°C.
Si la presión externa o atmosférica es alta se
necesita más energía para que la presión de
vapor del líquido iguale la presión externa,
luego su punto de ebullición es alto.
⇓
Ejemplo: A nivel del mar, la presión
atmosférica es alta, luego el agua hierve a
100°C.
14
B.- AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICIÓN.
Ya hemos visto que la presión de vapor de un líquido aumenta al aumentar la temperatura y
que el líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa o atmosférica que se
ejerce sobre su superficie.
Debido a que los solutos No volátiles
disminuyen la presión de vapor de la
solución, se requiere una temperatura
más elevada para que la solución
hierva.
⇓
Las soluciones de solutos no volátiles,
presentan puntos de ebullición
superiores a los puntos de ebullición
de los solventes puros.
⇓
Mientras más concentradas sean las
soluciones mayor son los puntos de
ebullición de estas.
⇓
EL AUMENTO EN EL PUNTO DE
EBULLICIÓN ES PROPORCIONAL
AL NÚMERO DE PARTÍCULAS
DE SOLUTO DISUELTAS EN UN
SOLVENTE.
Como vemos en la siguiente tabla disolveremos diferentes cantidades de soluto en 1000 g de
agua a una presión externa de 1 atmósfera.
Número de moles de
soluto, disueltos en 1 Kg
de agua
Punto de ebullición solución
(°C)
Punto de
ebullición agua
pura (°C)
Aumento del
punto de
ebullición (°C)
0,5 100,26 100,00 0,26
1,0 100,52 100,00 0,52
1,5 100,78 100,00 0,78
2,0 101,04 100,00 1,04
2,5 101,30 100,00 1,30
3,0 101,56 100,00 1,56
3,5 101,82 100,00 1,82
4,0 102,08 100,00 2,08
4,5 102,34 100,00 2,34
5,0 102,60 100,00 2,60
15
Como vemos en la tabla, el aumento en el punto de ebullición es directamente
proporcional al número de partículas de soluto disueltas en una masa fija de solvente, ya sabemos
que la molalidad expresa el número de moles que se disuelven en 1000 g de solvente, lo que
representa una masa fija de solvente. Así, el ascenso del punto de ebullición es proporcional a la
molalidad.
Este fenómeno queda establecido por las siguientes ecuaciones:
∆T
eb
= T
eb
- Tº
eb
Ecuación 1
∆T
eb
= K
eb
m Ecuación 2
Donde:
∆T
eb
= Ascenso del punto de ebullición.
T
eb
= Temperatura de ebullición de la solución.
Tº
eb
= Temperatura de ebullición del solvente puro.
K
eb
= Constante molal de la elevación del punto de ebullición o constante
ebulloscópica.
m = molalidad (número de moles de soluto / 1000 g de solvente)
La magnitud de K
eb
, denominada constante molal de elevación del punto de ebullición o
constante ebulloscópica, depende solo del solvente y representa el aumento del punto de ebullición
cuando un mol de un soluto no electrolito no volátil se disuelve en 1000 g de solvente.
Innumerables experimentos han demostrado que cuando un mol de un soluto no electrólito no
volátil se disuelve en 1000 g de agua, el punto de ebullición del agua aumenta en 0,52 °C. Este valor
es conocido como constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica del
agua y sus unidades son °C/molal.
A continuación se señalan para algunas solventes sus puntos de ebullición normales y sus
constantes ebulloscópicas.
Solvente Punto de ebullición normal
(°C)
Constante ebulloscópica
(°C/molal)
Agua 100,00 0,52
Benceno 80,10 2,53
Tetracloruro de carbono 76,80 5,02
Etanol 78,40 1,22
Cloroformo 61,20 3,63
Para el agua la constante ebulloscópica es 0,52 °C/molal, por consiguiente, una solución
acuosa 1 molal de sacarosa o de cualquier otro soluto no volátil hervirá a una temperatura de 100,52
°C. Es importante hacer notar que la elevación del punto de ebullición es proporcional a la cantidad
de partículas de soluto presentes en determinada cantidad de solvente
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