Referencias bibliográficas de las propiedades de las disoluciones

(Ciencias de Joseleg)  (Química)  (Química cuantitativa)  (Propiedades de las disoluciones)  (Ejercicios)  (Introducción)  (Introducción a la solubilidad)  (Electrolitos y conductividad)  (Factores que afectan la solubilidad)  (Solubilidad a nivel molecular)  (Modelo matemático de la solubilidad)  (La solución ideal y el factor de van't Hoff)  (La ley de Henry)  (Presión de vapor)  (La ley de Raoult)  (Diagramas de fase)  (Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico)  (Propiedades coligativas de la atmósfera)  (Ósmosis)  (Coloides)  (Referencias bibliográficas)

 

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Coloides

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 Algunas sustancias parecen disolverse inicialmente en un solvente, pero con el tiempo, la sustancia se separa del disolvente puro. Por ejemplo, partículas de arcilla finamente divididas dispersadas en agua eventualmente se asientan debido a la gravedad. La gravedad afecta a las partículas de arcilla porque son mucho más grandes que la mayoría de las moléculas, que consisten en miles o incluso millones de átomos. En contraste, las partículas dispersas en una solución verdadera (iones en una solución de sal o moléculas de glucosa en una solución de azúcar) son pequeñas (YouTube).

Entre estos extremos se encuentran partículas dispersas que son más grandes que las moléculas típicas, pero no tan grandes que los componentes de la mezcla se separan bajo la influencia de la gravedad. Estos tipos intermedios de dispersiones se denominan dispersiones coloidales o simplemente coloides. Los coloides forman el intermedio gradual entre una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea. Al igual que las soluciones, los coloides pueden ser gases, líquidos o sólidos.

El tamaño de partículas se puede usar para clasificar una mezcla como coloide o solución. Las partículas coloidales varían en diámetro de 5 a 1000 nm; Las partículas de soluto son menores de 5 nm de diámetro. Una partícula coloidal puede incluso consistir en una única molécula gigante. La molécula de hemoglobina, por ejemplo, que transporta oxígeno en nuestra sangre, tiene dimensiones moleculares de (6.5 * 5.5 * 5.0) nm y una masa molar de 64.500 g / mol.

Aunque las partículas coloidales pueden ser tan pequeños que la dispersión parece uniforme incluso bajo un microscopio, son lo suficientemente grandes para dispersar la luz. En consecuencia, la mayoría de los coloides aparecen nublados u opacos a menos que estén muy diluidos. (Por ejemplo, la leche homogeneizada es un coloide de moléculas de grasa y proteína dispersas en agua).

Además, debido a que dispersan la luz, un haz de luz puede verse cuando pasa a través de una dispersión coloidal. Esta dispersión de la luz por las partículas coloidales, es conocido como el efecto de Tyndall, y hace posible ver el rayo de luz de un automóvil en un camino de tierra polvoriento, o la luz del sol que fluye a través de árboles o de nubes. No todas las longitudes de onda se dispersan en la misma medida. Los colores en el extremo azul del espectro visible se dispersan más que los del extremo rojo por las moléculas y pequeñas partículas de polvo en la atmósfera. 

El color azul del cielo

En un día cuando el cielo está cubierto, la luz del sol pasa a través de la capa turbia de las nubes, dando lugar a la luz dispersa, difusa en el suelo. Esto no exhibe la dispersión de Tyndall porque las gotitas de la nube son más grandes que la longitud de onda de la luz y dispersan todos los colores de igual manera aproximadamente. En un día en que el cielo despejado, el color del cielo es azul debido a la dispersión de la luz, pero esto no se denomina dispersión de Tyndall porque las partículas de dispersión son las moléculas del aire. En ocasiones, el término efecto Tyndall se aplica incorrectamente a la dispersión de la luz por partículas de polvo grandes (macroscópicas) en el aire. El color del cielo se debe al efecto Rayleigh (YouTube), aunque ambos están conectados y dependen del tamaño de las partículas disueltas en el aire.

Para que una dispersión de partículas califique para la fórmula de Rayleigh, los tamaños de partículas deben ser inferiores a aproximadamente 40 nanómetros (para la luz visible). Las partículas coloidales son más grandes, y están en la vecindad crítica del tamaño de una longitud de onda de la luz.  La dispersión de Tyndall, es decir, la dispersión de partículas coloidales, es mucho más intensa que la dispersión de Rayleigh debido a los tamaños de partícula más grandes implicadas en el proceso. La importancia del factor de tamaño de partícula para la intensidad se puede ver en el gran exponente que tiene en la declaración matemática de la intensidad de la dispersión de Rayleigh.

La dispersión de Rayleigh (en honor a Lord Rayleigh, que fue el primero en explicarlo en 1871​) es la dispersión de la luz visible o cualquier otra radiación electromagnética por partículas cuyo tamaño es mucho menor que la longitud de onda de los fotones dispersados. Ocurre cuando la luz viaja por sólidos y fluidos transparentes, pero se ve con mayor frecuencia en los gases. La dispersión de Rayleigh de la luz solar en la atmósfera es la principal razón de que el cielo se vea azul. En términos prácticos la dispersión implica un aumento de color a un determinado espesor y un borrado de color a otro espesor. Al aumentar el espesor el color que se dispersaba primero y era muy intenso se borra y solo se aprecian los siguientes colores en ser dispersados. La fuerte dependencia de la dispersión con la longitud de onda de la luz supone que en la atmósfera la luz azul se dispersa mucho más rápido que la luz roja. En la atmósfera, esto provoca que los fotones de luz azul se dispersen mucho más que los de longitudes de onda mayores a 490nm; y por este motivo vemos el cielo azulado en todas direcciones y sólo lo vemos enrojecido cuando el Sol se encuentra próximo al horizonte, debido a que la luz atraviesa mucho más espesor de atmósfera y los rayos que nos llegan están muy empobrecidos en fotones azules, previamente dispersados.

Cabe destacar que, a pesar del uso del término fotón, la ley de dispersión de Rayleigh fue desarrollada antes de la invención de la mecánica cuántica y, por lo tanto, no se basa fundamentalmente en la teoría moderna sobre la interacción de la luz con la materia. No obstante, la dispersión de Rayleigh es una buena aproximación a la forma en que la luz es dispersada por partículas mucho más pequeñas que su longitud de onda.

Los ojos azules

Un iris azul en un ojo se debe a la dispersión de Tyndall en una capa translúcida en el iris.  Los iris castaños tienen la misma capa, excepto con más melanina en ella. La melanina absorbe la luz. En ausencia de melanina, la capa es translúcida (es decir, la luz que pasa a través de ella se dispersa de forma aleatoria y difusa) y una parte notable de la luz que entra en esta capa translúcida vuelve a emerger a través de una trayectoria dispersada. Es decir, hay retrodispersión, la redirección de las ondas luminosas de vuelta al aire libre. 

La dispersión tiene lugar en mayor medida a las longitudes de onda más cortas “azules y violetas”. Las longitudes de onda más largas “rojos y anaranjados” tienden a pasar directamente a través de la capa translúcida con trayectorias no alteradas, y luego encuentran la capa siguiente más atrás en el iris, que es un absorbente de luz. Debido a que las longitudes de onda más cortas son las longitudes de onda azules, esto da lugar a un tono azul en la luz que sale del ojo.

El iris azul es un ejemplo de color estructural, en contraposición al color del pigmento. La ausencia completa de pigmento en los ojos (albinismo) hace que el ojo aparezca rojo, debido a la visibilidad del rojo de la retina a través del iris.

Coloides hidrofílicos e hidrofóbicos

Los coloides más importantes son aquellos en los que el medio dispersante es agua. Estos coloides pueden ser hidrofílicos "amantes del agua" o hidrófobos "temerosos del agua". Los coloides hidrófilos son más parecidos a las soluciones que hemos examinado anteriormente. En el cuerpo humano, las moléculas de proteína extremadamente grandes tales como enzimas y anticuerpos se mantienen en suspensión por interacción con moléculas de agua circundantes. Una molécula hidrófila se pliega de tal manera que sus grupos hidrófobos están alejados de las moléculas de agua, en el interior de la molécula doblada, mientras que sus grupos polares hidrófilos están en la superficie, interactuando con las moléculas de agua. Los grupos hidrófilos contienen generalmente oxígeno o nitrógeno y con frecuencia llevan una carga.

Los coloides hidrófobos sólo pueden dispersarse en agua si están estabilizados de alguna manera. De lo contrario, su falta natural de afinidad por el agua hace que se separen del agua. Un método de estabilización implica la adsorción de iones sobre la superficie de las partículas hidrófobas. (Adsorción significa adherirse a una superficie, difiere de la absorción, que significa pasar al interior, como cuando una esponja absorbe agua). Los iones adsorbidos pueden interactuar con el agua, estabilizando así el coloide. Al mismo tiempo, la repulsión electrostática entre los iones adsorbidos sobre las partículas coloides vecinas evita que las partículas se peguen en lugar de dispersarse en el agua.

Los coloides hidrófobos también pueden estabilizarse mediante grupos hidrofílicos en sus superficies. Las gotas de aceite son hidrófobas, por ejemplo, y no permanecen suspendidas en agua. En su lugar, se agregan, formando una mancha de aceite en la superficie del agua. El estearato sódico, o cualquier sustancia similar que tenga un extremo que sea hidrófilo (ya sea polar o cargado) y un extremo que sea hidrófobo (no polar), estabilizará una suspensión de aceite en agua. La estabilización resulta de la interacción de los extremos hidrófobos de los iones estearato con las gotas de aceite y los extremos hidrofílicos con el agua.

Figura 27.  Formación de micelas. En general los ácidos carboxílicos y ácidos grasos poseen un extremo polar soluble, por lo que pueden estabilizarse formando una gotita con las puntas solubles mirando al exterior y las colas no solubles formando una masa interna.

La estabilización coloidal tiene una aplicación interesante en el sistema digestivo humano. Cuando las grasas en nuestra dieta llegan al intestino delgado, una hormona hace que la vesícula biliar excrete un líquido llamado bilis. Entre los componentes de la bilis se encuentran los compuestos que tienen estructuras químicas similares al estearato sódico; Es decir, tienen un extremo hidrófilo (polar) y un extremo hidrofóbico (no polar). Estos compuestos emulsionan las grasas en el intestino y permiten así la digestión y absorción de vitaminas liposolubles a través de la pared intestinal. El término emulsionar significa "formar una emulsión", una suspensión de un líquido en otro, siendo la leche un ejemplo. Una sustancia que ayuda a la formación de una emulsión se llama un agente emulsionante. Si usted lee las etiquetas en los alimentos y otros materiales, encontrará que una variedad de productos químicos se utiliza como agentes emulsionantes. Estos productos químicos típicamente tienen un extremo hidrófilo y un extremo hidrófobo. Aunque el término sustancia química los hace ver como venenos, en realidad muchos de ellos son ácidos grasos como los empleados por las membranas celulares para construirse a sí mismas.

Movimiento coloidal en los líquidos

Las moléculas de gas se mueven a una velocidad media que depende inversamente de su masa molar, en línea recta, hasta que chocan con algo. La trayectoria libre media es la distancia media que las moléculas viajan entre las colisiones. La teoría cinética-molecular de los gases supone que las moléculas de gas están en movimiento continuo y aleatorio. Las partículas coloidales en una solución sufren movimientos aleatorios como resultado de colisiones con moléculas disolventes.

Debido a que las partículas coloidales son masivas en comparación con las moléculas de disolvente, sus movimientos de cualquier colisión son muy pequeños. Sin embargo, hay muchas de tales colisiones, y causan un movimiento al azar de la partícula coloidal entera, llamada movimiento browniano. En 1905, Einstein desarrolló una ecuación para el cuadrado medio del desplazamiento de una partícula coloidal, un desarrollo históricamente muy importante ya que fue empleada para demostrar la existencia de los átomos. Como es de esperar, cuanto más grande es la partícula coloidal, más corta es su trayectoria libre media en un líquido dado. Hoy en día, la comprensión del movimiento browniano se aplica a diversos problemas en todo, desde la elaboración del queso hasta la obtención de imágenes médicas.

Ósmosis

(Ciencias de Joseleg)  (Química)  (Química cuantitativa)  (Propiedades de las disoluciones)  (Ejercicios)  (Introducción)  (Introducción a la solubilidad)  (Electrolitos y conductividad)  (Factores que afectan la solubilidad)  (Solubilidad a nivel molecular)  (Modelo matemático de la solubilidad)  (La solución ideal y el factor de van't Hoff)  (La ley de Henry)  (Presión de vapor)  (La ley de Raoult)  (Diagramas de fase)  (Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico)  (Propiedades coligativas de la atmósfera)  (Ósmosis)  (Coloides)  (Referencias bibliográficas)

 

 Ciertos materiales, incluyendo muchas membranas en sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán, son semipermeables. Cuando entran en contacto con una solución, estos materiales permiten que solo los iones o moléculas pequeñas (moléculas de agua, por ejemplo) pasen a través de su red de poros pequeños. Considere una situación en la que solo las moléculas de disolvente pueden pasar a través de una membrana semipermeable colocada entre dos soluciones de diferentes concentraciones. La velocidad a la que las moléculas de disolvente pasan de la solución menos concentrada (menor concentración de soluto, pero mayor concentración de disolvente) a la solución más concentrada (mayor concentración de soluto, pero menor concentración de disolvente) es mayor que la velocidad en la dirección opuesta. Por lo tanto, hay un movimiento neto de moléculas de solvente de la solución con una concentración de soluto más baja en la de una concentración de soluto más alta. En este proceso, llamado ósmosis, el movimiento neto del solvente siempre es hacia la solución con la concentración más baja de solvente (soluto más alto), como si las soluciones fueran impulsadas para alcanzar concentraciones iguales.

Figura 25.  La presión osmótica. Un tubo U separa dos soluciones por medio de una membrana permeable al solvente, pero no al soluto.

Dado que las sustancias siempre tienden al equilibrio, el estado desequilibrado de las concentraciones genera una presión osmótica que favorece la absorción de agua por parte de la solución concentrada, y aunque los volúmenes se desigualen, la presión osmótica intentará igualar las concentraciones, hasta el límite impuesto por la presión atmosférica, así cuando la presión osmótica se iguala a la atmosférica, se alcanza el equilibrio del sistema.

 El modelado matemático de la osmosis se realiza por medio de la fórmula de los gases ideales, en la que se despeja la presión y obtendremos masa en gramos sobre volumen, que se reemplaza por la concentración. La presión despejada solo se iguala a la presión osmótica si multiplicamos a ambos lados por el factor de Van't Hoff

Demostración

Iniciamos con la ley de los gases ideales.

Despejamos la concentración molar

Multiplicamos a ambos lados por el factor de van’t Hoff

El producto de la presión por el factor de van’t Hoff es la presión osmótica.

(36)

Miremos un ejemplo numérico.

La presión osmótica media de la sangre es de 7,7 atm a 25 ° C. ¿Qué molaridad de la glucosa C₆H₁₂O₆ será isotónica con la sangre?

Solución analítica: Despejamos la concentración de la ecuación anterior.

Solución numérica:

Si dos soluciones de presión osmótica idénticas están separadas por una membrana semipermeable, no se producirá una ósmosis. Las dos soluciones son isotónicas una con respecto a la otra. Si una solución es de presión osmótica más baja, es hipotónica con respecto a la solución más concentrada. La solución más concentrada es hipertónica con respecto a la solución diluida. En términos más sencillos, la solución más concentrada absorbe agua de la menos concentrada en un intento de igualar la concentración por aumento de solvente.

Figura 26.  Tono de una célula dependiendo de la concentración externa de solutos. Una célula isotónica mantiene su volumen, una célula hipotónica pierde agua y se arruga, y una célula hipertónica absorbe agua y explota.

La ósmosis juega un papel importante en los sistemas vivos. Las membranas de los glóbulos rojos, por ejemplo, son semipermeables. Colocar un glóbulo rojo en una solución que sea hipertónica en relación con la solución intracelular (la solución dentro de las células). Hace que el agua salga de la célula Figura 26. Esto hace que la célula se arrugue, un proceso llamado crenación. Colocar la célula en una solución hipotónica en relación con el líquido intracelular hace que el agua se mueva hacia la célula, lo que puede hacer que la célula se rompa, un proceso llamado lisis. Las personas que necesitan reemplazo de líquidos o nutrientes corporales, pero que no pueden ser alimentadas por vía oral, reciben soluciones mediante infusión intravenosa, que alimenta los nutrientes directamente en las venas. Para prevenir la formación de crenaciones o hemólisis de los glóbulos rojos, las soluciones intravenosas deben ser isotónicas con los líquidos intracelulares de las células sanguíneas.

Propiedades coligativas de la atmósfera

(Ciencias de Joseleg)  (Química)  (Química cuantitativa)  (Propiedades de las disoluciones)  (Ejercicios)  (Introducción)  (Introducción a la solubilidad)  (Electrolitos y conductividad)  (Factores que afectan la solubilidad)  (Solubilidad a nivel molecular)  (Modelo matemático de la solubilidad)  (La solución ideal y el factor de van't Hoff)  (La ley de Henry)  (Presión de vapor)  (La ley de Raoult)  (Diagramas de fase)  (Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico)  (Propiedades coligativas de la atmósfera)  (Ósmosis)  (Coloides)  (Referencias bibliográficas)

 

La presión atmosférica, a veces también llamada presión barométrica (por el instrumento de medida), es la presión dentro de la atmósfera de la Tierra (o la de otro planeta). La atmósfera estándar (símbolo: atm) es una unidad de presión definida como 1013.25 mbar =101.325 kPa=760 mmHg=760 torr=14.696 psi. Esta definición no es igual para todo el planeta, y aquí es donde está el truco, si la presión cambia, yodas las propiedades coligativas se alteran, el punto de esta sección es identificar como cambian las propiedades coligativas del agua y sus soluciones acuosas con respecto a la presión atmosférica.

Relación altura presión atmosférica

Aunque es evidente que la presión es inversamente proporcional a la altura, es decir, a menor altura sobre el nivel del mar la presión disminuye, lo que no es bien sabido es que esta no es una función lineal.

Figura 23.  A altitudes muy altas la presión atmosférica es casi 0, pero cerca del nivel del mar es 1 atm aproximadamente. La relación altura y presión es inversa y exponencial.

La atmósfera no es una mezcla homogénea, ya que la gravedad afecta. La gravedad es más potente cerca del núcleo terrestre que en su periferia, por lo que los gases a nivel del mar son jalados más fuertemente hacia el mar que las partículas en las montañas, esto implica que las capas cerca del nivel del mar son más densas, además de estar compactadas por todas las capas sobre ellas, mientras que las capas en las montañas son menos densas y tienen menos capas sobre ellas. De lo anterior se desprende que la presión atmosférica es una fusión exponencial inversa de la altura.

Efecto en la presión de vapor

El aumento en la presión externa a nivel del mar, impide que las partículas de gases correspondientes puedan escapar. Evidentemente la molécula más importante en este sentido es el agua, y su presión parcial se denomina comúnmente como la humedad.

El vapor de agua/humedad, el estado gaseoso del agua, generalmente es invisible para el ojo humano, aunque sigue las reglas del equilibrio de fases con el estado líquido. La humedad indica la probabilidad de que haya precipitación, rocío o niebla. Sin embargo, el vapor de agua como gas tiene un comportamiento peculiar con respecto a la temperatura, si bien decimos que, todos los gases son completamente solubles entre sí, con el agua no pasa lo mismo, su solubilidad en aire aumenta con la temperatura, por lo que una disminución de la temperatura provoca que el vapor de agua se condense espontáneamente en su fase acuosa. La cantidad de vapor de agua contenida dentro de una parcela de aire puede variar significativamente dependiendo de la temperatura. Por ejemplo, una porción de aire cercana a la saturación puede contener 28 gramos de agua por metro cúbico de aire a 30°C, pero solo 8 gramos de agua por metro cúbico de aire a 8°C.

Secando la ropa

Secar la ropa en ambientes muy húmedos, es decir, de alta presión atmosférica, es difícil, debido a que el equilibrio favorece el estado líquido, la alta presión hace que las moléculas del agua permanezcan más tiempo en su estado líquido, por lo que secar la ropa en ciudades húmedas puede ser difícil, aun cuando esta sea cálida, pues, aunque la temperatura aumenta linealmente, la presión lo hace exponencialmente.

Sensación térmica

En las altas montañas aun cuando hay más energía radiante, no hay calor manifiesto debido a que la atmposfera tiene pocas moléculas que vibren al absorber la radiación y convertirla en calor. Sin embargo, en ambientes de alta presión atmosférica y por ende alta humedad “el agua es una de las moléculas que más fuertemente vibra”, la atmosfera es capaz de absorber más energía radiante en calor, el calor por ende no es una consecuencia directa del Sol, sino la manifestación de las moléculas de gas chocando violentamente contra nuestra piel.

Sudando en zonas húmedas

Las zonas húmedas y por ende cálidas tienen un doble efecto sobre nuestra capacidad de regular la temperatura corporal, por un lado, al igual que la ropa, el sudor es principalmente agua, y para que este nos refresque debe poder cambiar a fase gaseosa, para que nuevas gotas de sudor puedan ser emitidas, pero si no pasa a fase gaseosa, el sudor lo que hace es recolectar calor de la atmosfera circundante, aumentando la sensación térmica. Esto es básicamente el principio de una hoya pitadora, más presión, más temperatura en los líquidos, y menos evaporación.

Efectos en la industria

La alta humedad a menudo puede tener un efecto negativo en la capacidad de las plantas químicas y refinerías que utilizan los hornos como parte de ciertos procesos (por ejemplo, reformado con vapor, procesos con ácido sulfúrico húmedo). Por ejemplo, debido a que la humedad diluye las concentraciones de oxígeno en el ambiente (el aire seco suele ser de 20.9% de oxígeno, pero al 100% de humedad relativa, el aire es de 20.4% de oxígeno), los ventiladores de gas de combustión deben tomar aire a una velocidad más alta que la que se necesitaría para mantener el aire en una zona poco húmeda.

Figura 24.   Diagrama de fase del agua. La línea roja representa la presión a nivel del mar, por lo que para inferir lo que pasa en una montaña, hay que revisar lo que sucede al disminuir la presión.

Operaciones de panadería y pastelería

La alta humedad en el horno provoca que su atmosfera tenga el efecto de hoya pitadora, y por ende aumentando la conductividad térmica del aire alrededor del elemento horneado, lo que lleva a un proceso de horneado más rápido o incluso a que la masa se queme fácilmente. Por el contrario, la baja humedad ralentiza el proceso de cocción.

Efecto en el punto de fusión y ebullición

Como se puede observar en la Figura 24 al disminuir la presión el punto de ebullición del agua disminuye rápidamente, no es mayor novedad, sin embargo, el punto de congelación experimenta un leve aumento hasta llegar a una presión de 0,006 atm. En otras palabras, al disminuir la presión el agua ebullirá a temperaturas inferiores a 100°, pero también se congelará a temperaturas superiores a 0°C pero inferiores a 0,01°C. Debajo de la presión del punto triple, el punto de sublimación de hielo a vapor si disminuye, aunque no hay montañas tan altas como para observar ese fenómeno, pues aún en las montañas más altas, la presión es de unas 0,2 atm.

Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico

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 La modelación de los cambios de fase se realiza por medio de los conceptos de gases ideales y soluciones ideales. Un gas ideal se define como uno que obedece a la ecuación del gas ideal, y una solución ideal se define como uno que obedece a la ley de Raoult. Mientras que la idealidad para un gas surge de una falta completa de interacción intermolecular, la idealidad para una solución implica una total uniformidad de interacción. Las moléculas en una solución ideal se influyen unas en otras de la misma manera; en otras palabras, las interacciones soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-solvente son indistinguibles unas de otras. Las soluciones reales se aproximan mejor al comportamiento ideal cuando la concentración de soluto es baja; y el soluto y el solvente tienen tamaños moleculares similares y participan en tipos similares de atracciones intermoleculares.

Figura 20.  Diagrama de cambio de fase, solución contra solvente puro. Al agregarse un soluto no volátil las propiedades del solvente puro “línea negra”  bajan hasta convertirse en las propiedades de la solución “línea azul”.

Muchas soluciones no obedecen exactamente a la ley de Raoult y, por lo tanto, no son ideales. Por ejemplo, si las interacciones solvente-soluto en una solución son más débiles que las interacciones solvente-solvente o soluto-soluto, la presión de vapor tiende a ser mayor que la predicha por la ley de Raoult. Cuando las interacciones soluto-disolvente en una solución son excepcionalmente fuertes, como podría ser el caso cuando existe un enlace de hidrógeno, la presión de vapor es más baja que la predicha por la ley de Raoult. Aunque debe tener en cuenta que se producen estas desviaciones de la idealidad, las ignoraremos por el resto de este capítulo, y evidentemente los problemas de lápiz y papel.

Elevación del punto de ebullición

¿En qué se diferencia el diagrama de fase de una solución y, por lo tanto, sus puntos de ebullición y de congelación de los del disolvente puro? La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de la solución. Por lo tanto, en la Figura 20, la curva de presión de vapor de la solución se desplaza hacia abajo en relación con la curva de presión de vapor del disolvente puro.

El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1 atm. Debido a que la solución tiene una presión de vapor más baja que el solvente puro, se requiere una temperatura más alta para que la solución alcance una presión de vapor de 1 atm. Como resultado, el punto de ebullición de la solución es más alto que el del disolvente puro. Este efecto se ve en la Figura 20. Encontramos el punto de ebullición normal del solvente puro en el gráfico al ubicar el punto donde la línea horizontal de presión de 1 atm interseca con la curva de presión de vapor negro y luego rastrear este punto hasta el eje de temperatura. Para la solución, la línea de 1 atm cruza la curva de presión de vapor azul a una temperatura más alta, lo que indica que la solución tiene un punto de ebullición más alto que el solvente puro.

Figura 21.   Diagrama de cambio de fase, solución contra solvente puro2. Al agregarse un soluto no volátil las propiedades del solvente puro “línea negra”  bajan hasta convertirse en las propiedades de la solución “línea azul”.

El aumento del punto de ebullición de una solución, en relación con la masa del solvente puro y del soluto, a través de la molalidad del soluto. Pero es importante recordar que la elevación del punto de ebullición es proporcional a la concentración total de partículas de soluto, independientemente de si las partículas son moléculas o iones. Cuando el NaCl se disuelve en agua, se forman 2 mol de partículas de soluto (1 mol de Na⁺ y 1 mol de Cl^-) por cada mol de NaCl que se disuelve. Dado lo anterior, se adiciona un factor llamado i_i que indica la cantidad de fragmentos que un soluto eletrolítico genera al disolverse en un solvente particular. El cambio en el punto de ebullición de una solución en comparación con el disolvente puro es:

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En esta ecuación,T_eb es el punto de ebullición de la solución, T(ii)_eb es el punto de ebullición del disolvente puro, b(ii) es la molalidad del solvente, K(ii)_eb es la constante de elevación del punto de ebullición molal para el disolvente (que es una constante de proporcionalidad que es determinada experimentalmente para cada solvente, y se presenta en tablas), i(i) es el factor de van't Hoff.

Disminución del punto de congelación

Tabla 4. Constantes de punto de ebullición de molal y de depresión de punto de congelación

Las curvas de presión de vapor para las fases líquida y sólida se encuentran en el punto triple. En la Figura 21 vemos que la temperatura de punto triple de la solución es más baja que la temperatura de punto triple de líquido puro porque la solución tiene una presión de vapor más baja que el líquido puro.

El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual los primeros cristales de solvente puro se forman en equilibrio con la solución. Recuerde que la línea que representa el equilibrio sólido-líquido el cual se eleva casi verticalmente desde el punto triple. Es fácil ver en la Figura 21 que la temperatura de punto triple de la solución es más baja que la del líquido puro, pero también es cierto para todos los puntos a lo largo de la curva de equilibrio sólido-líquido: el punto de congelación de la solución es menor que la del líquido puro. Al igual que la elevación del punto de ebullición, el cambio en el punto de congelación ∆T_fu es directamente proporcional a la molalidad del soluto, teniendo en cuenta el factor de Hoff de Hoff:

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La constante de proporcionalidad K(ii)_fu es la constante de depresión del punto de congelación molal, análoga a K(ii)_eb para la elevación del punto de ebullición. Tenga en cuenta que debido a que la solución se congela a una temperatura más baja que el solvente puro, el valor de ∆T_fu es negativo.

Algunos valores típicos de K(ii)_eb y K(ii)_fu para varios solventes comunes se dan en la Tabla 4. Para el agua, la tabla muestra K(ii)_eb = 0.51 °C /m., lo que significa que el punto de ebullición de cualquier solución acuosa que sea 1 molal en partículas de soluto no volátil es 0.51°C más alto que el punto de ebullición del agua pura. Debido a que las soluciones generalmente no se comportan idealmente, las constantes enumeradas en la Tabla 4 sirven bien solo para soluciones que están bastante diluidas.

Para el agua, K(ii)_fu = 1.86 °C /m., por lo tanto, cualquier solución acuosa que sea 1 molal en partículas de soluto no volátil (como 1 molal de glucosa o 0.5 molal de NaCl) se congela a la temperatura que es —1.86°C en comparación con los 0°C del agua pura. La depresión del punto de congelación causada por los solutos tiene aplicaciones útiles: es por eso que el anticongelante funciona en los sistemas de enfriamiento de automóviles y por qué el cloruro de calcio CaCl₂ promueve la fusión del hielo en las carreteras durante el invierno.

Ejemplo 3. El anticongelante automotriz contiene etilenglicol, CH₂(OH)CH₂(OH), un no electrolito no volátil, en agua. Calcule el punto de ebullición y el punto de congelación de una solución en masa del 25,0% de etilenglicol en agua. Puede usar calculadora para la parte numérica, pero debe realizar un análisis cualitativo. M(etilenglicol)=62,1g/mol

Análisis cualitativo

El solvente es agua, por lo que los puntos de fusión y ebullición a 1 atm deben ser 0°C y 100°C, la adición de un soluto no volátil y en este caso no electrolítico debe disminuir el punto de fusión y aumentar el punto de ebullición. Dado que el soluto no es electrolítico su i_i=1. Para la parte numérica requerimos la concentración molal en términos de la fracción de masas dada en la ecuación 126 de conversiones de unidades de concentración líquidas.

Después de tener la molalidad podremos emplear las fórmulas para ebullición y fusión.

Solución numérica

Convertimos 25% a 0,25.

Fórmula para la ebullición

Fórmula para la fusión

Fronteras entre las fases

En un diagrama de fase solo observamos líneas que sirven como fronteras instantáneas entre las fases, sin embargo, esto es solo una ilusión causada al no tener en cuenta la diferencia entre energía y temperatura. Aunque la temperatura es una medida energética, no mide el estado total de la energía de un sistema.

Figura 22.  Diagrama de cambio de fase a presión atmosférica. Lo diagramas de temperatura contra tiempo se hacen a una presión constante, y allí podemos ver lo que se conoce como equilibrio de fases, durante un equilibrio de fases, la materia está alternativamente tanto en una fase como en otra, este equilibrio no es para nada estable dada la adición o pérdida energética, y por ende, tarde o temprano una fase se impone a la otra.

Durante un cambio de fase, las moléculas deben separar sus interacciones moleculares, o volverlas a generar, y este proceso involucra cambios energéticos que no alteran la vibración molecular, pero estos cambios energéticos sí que toman tiempo. Como consecuencia, di diagramamos el cambio de temperatura con respecto al tiempo, nos daremos cuenta que la temperatura aumenta o disminuye linealmente en una fase determinada, pero durante el cambio de fase, la temperatura no cambia, hasta que se ha generado todo el cambio de estado, y solo cuando toda la materia del sistema ha cambiado de fase, la temperatura vuelve a cambiar.