Calcular el punto de ebullición, de congelación y la presión osmótica

Escribe el soluto (fórmula o masa molar), sus gramos y la cantidad de disolvente. Para sales, el factor de van't Hoff i es el número de iones: 2 para NaCl, 3 para CaCl₂.

En resumen

Un soluto baja el punto de congelación del disolvente: ΔTc = i · Kc · m, y sube el de ebullición, ΔTe = i · Ke · m. Disolviendo 1 mol de NaCl (i = 2) en 1 kg de agua (Kc = 1,86 °C·kg/mol), el agua congela a −2 · 1,86 · 1 = −3,72 °C.

Fórmulas de las propiedades coligativas

Ebullición: ΔTe = i · Ke · m Congelación: ΔTc = i · Kc · m Ósmosis: π = i · M · R · T
  • ΔTe y ΔTc: cuánto sube la temperatura de ebullición y cuánto baja la de congelación, en °C.
  • Ke y Kc: constantes del disolvente (agua: 0,512 y 1,86 °C·kg/mol).
  • m: molalidad, moles de soluto por kg de disolvente.
  • π: presión osmótica, en atm; M: molaridad; R = 0,082 atm·L/(mol·K); T: temperatura en kelvin.
  • i: factor de van’t Hoff, cuántas partículas da cada unidad de soluto (1 si no se disocia).

Dependen solo de cuántas partículas de soluto hay, no de cuáles son.

Ejemplos resueltos

10 g de glucosa (C₆H₁₂O₆) en 200 g de agua

m = (10 / 180,16) / 0,2 ≈ 0,278 mol/kg: hierve a 100 + 0,512 · 0,278 ≈ 100,14 °C y se congela a −1,86 · 0,278 ≈ −0,52 °C.

Probar este ejemplo

10 g de sal (NaCl, i = 2) en 200 g de agua

m = (10 / 58,44) / 0,2 ≈ 0,856 mol/kg y ΔTc = 2 · 1,86 · 0,856 ≈ 3,18 °C: se congela a unos −3,2 °C.

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Presión osmótica de 10 g de glucosa en 500 mL a 25 °C

M = (10 / 180,16) / 0,5 ≈ 0,111 mol/L y π = 0,111 · 0,082 · 298,15 ≈ 2,72 atm.

Probar este ejemplo

Factor de van’t Hoff

Los electrolitos se disocian y multiplican el efecto: i = 1 para azúcares y urea, 2 para NaCl (Na⁺ + Cl⁻), 3 para CaCl₂. En disoluciones concentradas el valor real es algo menor.

En la vida diaria

  • La sal en las carreteras baja el punto de congelación del agua y evita el hielo.
  • El anticongelante (etilenglicol) del coche hace lo mismo en el radiador.
  • El suero fisiológico tiene la misma presión osmótica que la sangre (unas 7,7 atm).

Un poco de historia

François-Marie Raoult publicó en la década de 1880 las leyes del descenso de la presión de vapor y del punto de congelación. Jacobus van 't Hoff explicó en 1886 la presión osmótica con una fórmula idéntica a la de los gases, y en 1901 recibió el primer Nobel de Química de la historia. El nombre «coligativas» lo acuñó Wilhelm Ostwald en 1891.

Preguntas frecuentes

¿Cuáles son las fórmulas de las propiedades coligativas?

Ascenso ebulloscópico ΔTe = Ke · m · i, descenso crioscópico ΔTc = Kc · m · i y presión osmótica π = M · R · T · i, con m la molalidad e i el factor de van't Hoff (1 para la glucosa, unos 2 para el NaCl). Para el agua, Ke = 0,512 y Kc = 1,86 °C·kg/mol.

¿Cómo se calcula el punto de congelación de una disolución?

Restando al del disolvente puro ΔTc = i · Kc · m. 10 g de glucosa en 200 g de agua (m = 0,2775) congelan a −0,516 °C.

¿Cómo se calcula la presión osmótica?

Con π = i · M · R · T, con T en kelvin. 10 g de glucosa en 500 mL a 25 °C dan π = 0,111 · 0,082 · 298,15 = 2,72 atm.

¿Por qué la sal derrite el hielo?

Porque al disolverse baja el punto de congelación del agua: con suficiente sal el agua sigue líquida por debajo de 0 °C, hasta unos −21 °C.

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