Propiedades Coligativas

PROPIEDADES COLIGATIVAS
Algunas propiedades físicas de las disoluciones presentan diferencias respecto a las del disolvente puro. El abatimiento del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición son ejemplos de propiedades físicas de las disoluciones que dependen de la concentración pero no del tipo o la identidad de las partículas del soluto. Además del abatimiento del punto defusión y la elevación del punto de ebullición, hay otras dos propiedades coligativas: la reducción de la presión de vapor y la presión osmótica. Al examinar cada una encontramos que la concentración del soluto afecta la propiedad en comparación con el disolvente puro.
ABATIMIENTO DE LA PRESION DE VAPOR Unlíquido en un recipiente cerrado establece un equilibrio con su vapor. Cuando se llega a ese equilibrio, la presión que el vapor ejerce se denomina presión del vapor. Una sustancia sin presión de vapor apreciable es no volátil, mientras que la que muestra una presión de vapor es volátil. Si comparamos las presiones de vapor de diversos disolventes con las de sus disoluciones, vemos que laadición de un soluto no volátil a un disolvente volátil es más baja la presión de vapor. El grado en que un soluto no volátil abate a la presión de vapor es proporcional a su concentración. Esta relación se expresa con la Ley de Raoult.

La Ley de Raoult predice que, al aumentar la fracción molar de laspartículas de soluto no volátil en una disolución, la presión de vapor sobre la disolución se reduce. De hecho, la reducción en la presión de vapor depende de la concentración total de partículas de soluto, sean moléculas o iones.
Un gas ideal obedece la ecuación del gas ideal y una disolución ideal obedece la ley de Raoult. Las disoluciones reales se aproximan mas al comportamiento ideal cuando laconcentración del soluto es baja y cuando el soluto y el disolvente tienen tamaños moleculares semejantes y tipos de interacciones intermoleculares similares.
Muchas disoluciones no obedecen con exactitud la ley de Raoult: no son disoluciones ideales. Si las fuerzas intermoleculares entre el disolvente y el soluto son más débiles que aquellas entre el disolvente y el disolvente y entre el soluto yel soluto, la presión de vapor del disolvente tiende a ser mayor que lo que predice la ley de Raoult. Por otro lado, cuando las interacciones entre el soluto y el disolvente son excepcionalmente fuertes, como podría suceder si existen puentes de hidrogeno, la presión de vapor del disolvente es menor que lo que predice la ley de Raoult.




ELEVACION DE PUNTO DE EBULLICION
La adición de unsoluto no volátil abate la presión de vapor de la disolución. Por tanto, a cualquier temperatura dada, la presión de vapor de la disolución es más baja que la del líquido puro. El punto normal de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a 1atm. En el punto normal de ebullición del liquido puro, la presión de vapor de la disolución es menor que 1 atm. Portanto, se requiere una temperatura más alta para alcanzar una presión de vapor de 1 atm. Entonces, el punto de ebullición de la disolución es más alto que el líquido puro.
El aumento en el punto de ebullición respecto al del disolvente puro, ∆T_(b ) , es directamente proporcional al número de partículas de soluto por mol de moléculas de disolvente. Sabemos que la molalidad expresa el número demoles de soluto por 1000 g de disolvente, lo que representa un número fijo de moles de disolvente. Por tanto, ∆T_(b )es proporcional a la molalidad:
∆T_(b )= K_b m

L a magnitud de K_b se denomina constante molal de elevación del punto de ebullición, depende solo del disolvente. En el caso del agua K_b=0.51°C/m; por consiguiente, una disolución acuosa 1 m de sacarosa o cualquier otra solución...