Taller de ideas previas




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títuloTaller de ideas previas
fecha de publicación26.11.2015
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tipoTaller
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INSTITUCIÓN EDUCATIVA FEDERICO SIERRA ARANGO

Docente:

John Jairo Pérez M

Grado:

Décimo

Fecha:

escudo


Área: Ciencias Naturales y Educación ambiental

Guía Informativa y de ejercitación

SOLUCIONES: Propiedades Coligativas

Asignatura

Química


PROPIEDADES COLIGATIVAS



TALLER DE IDEAS PREVIAS

  1. Escribe ejemplos de líquidos volátiles y no volátiles

  2. Si colocas dos recipientes en el congelador, uno con agua pura y otra con agua y sal, ¿cuál crees que se congela a una temperatura más baja?

  3. En los países con estaciones, durante la temporada de invierno, se esparce sal sobre las calles congeladas. ¿Por qué?


PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas tienen muchos usos prácticos, tanto en los laboratorios como en la vida cotidiana. Por ejemplo, cuando los motociclistas manejan en invierno en lugares donde la nieve se ha fundido, esparcen sal para disminuir el punto de congelación del agua. El anticongelante que se agrega a los radiadores de los automóviles y la disolución de descongelante que se rocía en las alas de los aviones también funcionan con base en la disminución o descenso del punto de congelación del agua. El mismo anticongelante de los automóviles impide que hierva el agua del radiador en verano, porque eleva su punto de ebullición.

En química, se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una solución que sólo dependen de la concentración y no de la naturaleza o tipo de soluto. Estas consisten en algunas propiedades del solvente que se modifican cuando se halla formado parte de una solución. La causa de estos cambios es la presencia del soluto. En el solvente puro, sólo existen las fuerzas intermoleculares típicas de él; en una solución, la presencia del soluto implica la interacción entre las moléculas del solvente y las partículas del soluto (iones o moléculas).
Disminución de la Presión de Vapor

Las moléculas de un líquido, a una determinada temperatura poseen una cierta cantidad de energía cinética. Algunas moléculas, especialmente aquellas situadas en la superficie, se volatilizan. No obstante, como resultado de las constantes colisiones entre moléculas, muchas de estas regresan nuevamente al líquido, dando como resultado un estado de equilibrio dinámico entre evaporación y condensación. Ahora bien, si el líquido se halla confinado en un recipiente, la fracción gaseosa ejercerá presión sobre la tapa del recipiente. Esta presión denominada presión de vapor, se puede medir y es característica de cada sustancia.
La proporción entre las fases gas-líquido, depende de la fuerza de cohesión existente entre las moléculas. Si la cohesión es débil, una gran cantidad de moléculas se volatilizarán. Mientras que, si la cohesión es fuerte, serán muy pocas las que lo logren. Esto es lo que determina que unas sustancias sean más volátiles que otras. Por otro lado la presión de vapor aumenta con la temperatura, ya que al contar con mayor energía cinética, más moléculas pasarán a la fase gaseosa.
En una solución, la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre y la aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultan su paso a la fase de vapor, de hecho, dicha solución poseerá una presión de vapor menor que la observada en el solvente puro



Fig 1. Las moléculas del solvente puro pueden abandonar la superficie del líquido por cualquier lugar, mientras que, en el caso de la solución, algunos puntos superficiales se hallan ocupados por las moléculas del soluto no volátil y habrá disminuido de hecho la superficie de evaporación y, asimismo, la presión de vapor.
La ley de Raoult determina la disminución de la presión de una solución con respecto a la del solvente puro.
P es la presión de vapor de la solución

es la presión de vapor del solvente puro

XA es la fracción molar del solvente en la solución
La presión de vapor de la disolución es menor que la del disolvente puro
La anterior fórmula nos permite enunciar que la presión de vapor de la disolución es igual a la presión de vapor del disolvente por la fracción molar del disolvente en la disolución.
Aplicación industrial: La diferencia de presiones permite separar mezclas de líquidos con distinta presión de vapor mediante un proceso de destilación, si la mezcla tiene puntos de ebullición muy separados, se hace una destilación simple; cuando hay puntos de ebullición muy cercanos se utiliza la destilación fraccionada.
Elevación del Punto de Ebullición (Ascenso ebulloscópico)

El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual a la presión atmosférica. Como un soluto no volátil hace bajar la presión de vapor del solvente, se deben alcanzar mayores temperaturas para igualar la presión de vapor del solvente con la presión atmosférica.
Las partículas de soluto afectan el punto de ebullición porque ocupan la superficie donde hacen contacto el líquido y el gas, lo cual interfiere con la capacidad de las partículas del solvente para escapar del estado líquido.
Al agregar moléculas o iones a un solvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados
Experimentalmente se ha encontrado que la elevación del punto de ebullición Teb es proporcional a la concentración molal (m) de la solución:
Teb= m·Keb Keb (ºC/m) es característica de cada solvente

  • m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).

  • ΔTb es el aumento del punto de ebullición y es igual a la temperatura de ebullición de la solución menos la temperatura de ebullición del solvente puro.

  • Kb es una constante de ebullición del disolvente.


La temperatura de ebullición de la solución es mayor que la del disolvente puro
Aplicación. Cuando un mol de una sal se disuelve en solución, el efecto del aumento del punto de ebullición es aún mayor, pues la sal hará un efecto tal que será el total de las partes que se disuelven. Por ejemplo, el NaCl será disuelto en un mol de sodio y un mol de cloro, un total de dos moles en solución.
Disminución del Punto de Congelación (Descenso crioscópico)

En las soluciones formadas con solutos no volátiles se observa una disminución del punto de congelación, respecto a la del solvente puro. Para una solución se confirma que su punto de congelación es menor que el de su solvente puro. Por ejemplo, el agua se congela a partir de los 0°C, mientras que una solución formada por agua y sal se congelará a menor temperatura. Esta disminución es proporcional a la concentración molal de la solución y se relaciona por medio de la constante crioscópica molal, que se expresa en ºC/m y depende de la naturaleza del solvente.
Las partículas de soluto afectan el punto de congelación porque alejan las partículas de solvente entorpeciendo así el proceso de cristalización.




  • ∆Tc es el descenso del punto de fusión o de congelación y es igual a temperatura de congelación del disolvente puro menos la temperatura de congelación de la solución. EL SIGNO DE ∆T ES SIEMPRE POSITIVO.

  • Kc es una constante de congelación del disolvente.

  • m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).




Constantes crioscópicas y ebulloscópicas de algunos disolventes

Sustancia

Punto de ebullición

(ºC)

Ke o Kb

(ºCkg/mol)

Punto de congelación

(ºC)

Kf o Kc

(ºCkg/mol)

Ácido acético

118.0

2.93

16.7

3.9

Acetona

56.0

1.71

- 94,82

2,4

Benceno

80.1

2.53

5.5

5.12

Alcanfor

208.3

5.95

178.4

37.7

Cloroformo

61.2

3.63

-63.5

-

Alcohol etílico

78.4

1.22

-114,49

3

Éter etílico

34.6

2.02

-116,3

1,79

Fenol

181.4

3.56

42.0

7.27

Agua

100.0

0.516

0.00

1.86


Aplicación. Para enfriar algo rápidamente se hace una mezcla de hielo con sal o, si tiene precaución, alcohol. El punto de congelación bajará y el hielo se derretirá rápidamente. Pese a aparentar haberse perdido el frío, la mezcla formada estará en realidad a unos cuantos grados bajo cero y será mucho más efectiva para enfriar que los cubos de hielo sólidos. Es una consecuencia del descenso de la presión de vapor.
Presión Osmótica

Si ponemos en contacto dos soluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable (membrana que sólo deja pasar moléculas de solvente), se produce el paso del solvente desde la solución más diluida hacia la más concentrada. Este fenómeno recibe el nombre de ósmosis.
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir". Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable
Los peces y las plantas acuáticas de agua dulce mueren al ponerlos en agua salada, y los de agua salada mueren cuando se ponen en agua dulce, principalmente por los efectos de la presión osmótica.


Fig. 2. El fenómeno de la ósmosis
El paso del solvente continúa hasta que ambas soluciones ejercen la misma presión sobre la membrana.
La ósmosis es muy importante en medicina y biología. Quienes ingieren mucha sal tienen alta concentración de sal en sus células. El agua pasa hacia ellas por ósmosis, causando la retención de agua y el hinchamiento. El azúcar y la sal que se usan para preservar los alimentos hacen que el agua salga de las células bacterianas, las cuales se encogen y mueren. Las zanahorias y el apio se hacen flexibles cuando pierden agua por evaporación en el aire, pero se pueden “rejuvenecer” rehidratándolos. El agua regresa al interior por ósmosis. La presión osmótica es el factor principal que impulsa el agua desde el suelo hasta las hojas de las plantas. Las plantas transpiran a través de sus hojas y pierden agua; por ósmosis, el agua llega a las hojas. (La acción capilar solo puede subir el agua algunos centímetros, pero los árboles maduros tienen muchos metros de altura.)



A la cantidad exacta de presión que se requiere para detener el flujo neto de solvente se le llama presión osmótica.
El valor de la presión osmótica es tanto mayor cuanto mayor sea la concentración de la solución. Se ha demostrado, con mediciones experimentales en soluciones diluidas de concentración conocida, que la relación entre la presión osmótica y la concentración es:
 = presión osmótica

M = molaridad de la solución

R = constante de los gases

T = temperatura en Kelvin
Si el solvente es agua, la molaridad será equivalente a la molalidad. De donde,
Al igual que en la ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.
La osmosis inversa consiste en forzar a que el solvente salga de la solución. La cantidad de agua aumenta al interior de la célula o proceso, y se da una alta presión osmótica y explota la célula.
Propiedades coligativas de las disoluciones de electrólitos

Los electrólitos en disolución se disocian en iones; por tanto, cuando se disuelve una unidad de un compuesto de un electrólito se separa en dos o más partículas. Así por ejemplo, se debe esperar que una disolución de CaCl2 0.1m cause una disminución del punto de congelación del triple que la producida por una disolución de sacarosa 0.1m, porque cada unidad de CaCl2 produce tres iones. En consecuencia debe introducirse un factor multiplicativo en las ecuaciones de las propiedades coligativas denominado el factor de van’t Hoff (i). Así, i debe ser 1 para todos los no electrólitos. Para los electrólitos fuertes, como NaCl y KNO3, i debe ser 2, y para electrólitos fuertes del tipo de Na2SO4 y CaCl2, i debe ser 3. En consecuencia, las ecuaciones de las propiedades coligativas deben modificarse como sigue:





Aplicación

  • Las secoyas de la Costa de California son los árboles más altos del mundo; alcanzan hasta 106 metros de altura. El ascenso de la savia en las enormes secoyas se debe a la presión osmótica, una de las propiedades únicas de las disoluciones.

  • Diálisis. ¿En qué consiste?

  • Uno de los usos más interesantes de las propiedades coligativas es la desalinización del agua de mar por el proceso llamado ósmosis inversa. Cuando el agua pura y el agua de mar se separan por medio de una membrana apropiada, el paso de las moléculas de agua del lado del agua pura hacia el lado de la disolución es más rápido que el movimiento en sentido inverso. Pero a medida que aumenta la presión osmótica, las velocidades de entrada y salida del agua terminan por igualarse a una presión osmótica de aproximadamente 30 atm a 25ºC, sin embargo, si se aplica una presión mayor que 30 atm en el lado de la disolución, entonces se favorece el movimiento a la inversa del agua. El resultado es que se obtiene agua pura del agua de mar.

  • Importancia para los seres vivos: las paredes celulares actúan como membranas semipermeables: permiten el paso de moléculas pequeñas (agua, moléculas de nutrientes) pero no de grandes (enzimas, proteínas, etc.). Las membranas celulares son semipermeables. La observación al microscopio de células que previamente han estado sumergidas en soluciones de sal común o azúcar, permite constatar el efecto de la entrada de agua (turgencia) o la pérdida de agua (plasmólisis) en función de que el medio exterior sea hipertónico o hipotónico respecto al medio interno celular.


Actividad conceptual

  1. Explica por qué:

    1. Las inyecciones intravenosas deben ser isotónicas con el suero sanguíneo.

    2. El agua de mar tiene un punto de congelación menor que el del agua dulce

    3. El agregado de una alta concentración salina (fertilizante) a un suelo, puede provocar la muerte de las plantas

    4. Se utiliza NaCl o CaCl2 para evitar la formación de hielo en las carreteras

    5. Un pepino colocado en agua salada concentrada, se arruga.

    6. La adición de un soluto no volátil a un solvente volátil hace que aumente la temperatura de ebullición del solvente

    7. La temperatura de ebullición de las soluciones disminuye al aumentar la altura sobre el nivel del mar

  2. ¿Cómo verificarías, experimentalmente, que las propiedades coligativas de las soluciones dependen únicamente de la concentración del soluto y no de su naturaleza?

  3. Las membranas celulares, en plantas y animales, son osmóticas. Explica en términos de ósmosis, los siguientes fenómenos:

    1. Una fruta rebanada forma su propio jugo cuando se le agrega azúcar.

    2. Beber agua salada causa la deshidratación del cuerpo y, a veces, la muerte.

    3. El pescado se seca fácilmente al esparcirle sal.

    4. Las ciruelas pasas se hinchan cuando se colocan entre agua.

    5. Los peces de agua salada mueren si se introducen en agua dulce.

  1. ¿Cuál de las siguientes gráficas representa la relación entre la fracción molar del solvente (Xste) y la presión de vapor de la solución (Pvap sln)? Razone su respuesta.


Actividad procedimental

  1. ¿Cuál de las siguientes soluciones tendrá una mayor presión de vapor:

  • Solución 1M de ácido sulfúrico

  • Solución 2N de hidróxido de sodio

  • Solución al 15% de sal en agua

  1. A 30º C la presión de vapor del agua es 31.8 mmHg, si a 250 g de agua se le agregan 34 g de hidróxido de magnesio (disocia en Mg2+ y OH-). Calcule:

  1. El descenso de la presión de vapor

  2. La temperatura de congelación de la solución

  3. La presión osmótica

  1. Una solución acuosa de un soluto que no es volátil ni electrólito tiene un punto de congelación de -0.32 ºC. Calcular la concentración molal de la solución. Kc del agua es 1.86 ºC/m. R// 0.17 molal.

  2. Cuando se disuelve 2,832g de azufre en 50ml de CS2 (ρCS2 = 1,263 g/ml), la solución ebulle a 0,411º C más alto que el CS2 puro. ¿Cuál es la fórmula molecular del azufre? La Keb para el CS2 es 2,347 ºC/m

  3. 5 g de un medicamento cuyo peso molecular es desconocido se disuelven en 250 g de agua. Experimentalmente se observa un descenso del punto de congelación de la solución de 0,12° C. Determine el peso molecular del medicamento. R// 310 g/mol

  4. La presión osmótica promedio del líquido intracelular es de 7,7 atm a 25° C. Calcule la concentración molar y % p/v de la solución salina fisiológica, constituida por NaCl en agua. R// 0,1575 y 0,92

  5. Suponiendo que la presión osmótica de la sangre a 37°C es 7,65 atm ¿qué cantidad, en gramos, de glucosa (C6H12O6) por litro debe utilizarse para una inyección intravenosa que ha de ser isotónica con la sangre? R// 54g/L

  6. Una disolución que contiene 25 g de albúmina de huevo por litro ejerce una presión osmótica de 13,5 mm Hg, a 25 ºC. Determina la masa molecular de dicha proteína. R// 34.400





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