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LibreTexts Español

11.4: Las propiedades coligativas

  • Page ID
    1889
    • Contribuido por

    habilidades para desarrollar

    • Expresar las concentraciones de los componentes de la solución usando la fracción molar y la molalidad
    • Describir el efecto de la concentración de soluto en varias propiedades de la solución (presión de vapor, punto de ebullición, punto de congelación y presión osmótica)
    • Realizar cálculos usando las ecuaciones matemáticas que describen estos diversos efectos coligativos.
    • Describir el proceso de destilación y sus aplicaciones prácticas.
    • Explicar el proceso de ósmosis y describir cómo se aplica industrialmente y en la naturaleza.

    Las propiedades de una solución son diferentes de las de soluto(s) puro o solvente. Muchas propiedades de la solución dependen de la identidad química del soluto. En comparación con el agua pura, una solución de cloruro de hidrógeno es más ácida, una solución de amoníaco es más básica, una solución de cloruro de sodio es más densa y una solución de sacarosa es más viscosa. Sin embargo, hay algunas propiedades de solución que dependen solo de la concentración total de especies de solutos, independientemente de sus identidades. Estas propiedades coligativas incluyen la disminución de la presión de vapor, elevación del punto de ebullición, depresión del punto de congelación y presión osmótica. Este pequeño conjunto de propiedades es de importancia central para muchos fenómenos naturales y aplicaciones tecnológicas, como se describirá en este módulo.

    La fracción molar y la molalidad

    En un capítulo anterior de este texto, se introdujeron varias unidades comúnmente usadas para expresar las concentraciones de los componentes de la solución, cada una de las cuales proporciona ciertos beneficios para su uso en diferentes aplicaciones. Por ejemplo, la molaridad (M) es una unidad conveniente para usar en cálculos estequiométricos, ya que se define en términos de las cantidades molares de especies de solutos:

    \[M=\dfrac{\text{mol solute}}{\text{L solution}} \label{11.5.1}\]

    Debido a que los volúmenes de la solución varían con la temperatura, las concentraciones molares también variarán. Cuando se expresa como molaridad, la concentración de una solución con un número idéntico de especies de soluto y disolvente será diferente a diferentes temperaturas, debido a la contracción/expansión de la solución. Más apropiados para los cálculos que involucran muchas propiedades coligativas son las unidades de concentración basadas en moles cuyos valores no dependen de la temperatura. Dos de estas unidades son la fracción molar (introducida en el capítulo anterior sobre gases) y la molalidad.

    La fracción molar, \(X\), de un componente es la relación entre su cantidad molar y el número total de moles de todos los componentes de la solución:

    \[X_\ce{A}=\dfrac{\text{mol A}}{\text{total mol of all components}} \label{11.5.2}\]

    La molalidad es una unidad de concentración definida como la relación entre el número de moles de soluto y la masa del solvente en kilogramos:

    \[m=\dfrac{\text{mol solute}}{\text{kg solvent}} \label{11.5.3}\]

    Dado que estas unidades se calculan usando solo masas y cantidades molares, no varían con la temperatura y, por lo tanto, son más adecuadas para aplicaciones que requieren concentraciones independientes de la temperatura, incluidas varias propiedades coligativas, como se describirá en este módulo del capítulo.

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): CÁLCULO DE FRACCIÓN Y MOLALIDAD DEL MOLE

    El anticongelante en la mayoría de los radiadores de automóviles es una mezcla de volúmenes iguales del etilenglicol y el agua, con pequeñas cantidades de otros aditivos que evitan la corrosión. ¿Cuáles son la (a) fracción molar y (b) la molalidad del etilenglicol, C2H4(OH)2, en una solución preparada a partir de \(\mathrm{2.22\times10^3\;g}\) del etilenglicol y \(\mathrm{2.00\times10^3\;g}\) del agua (aproximadamente 2 L de glicol y 2 L de agua)?

    Solución

    (a) La fracción molar del etilenglicol se puede calcular derivando primero las cantidades molares de ambos componentes de la solución y luego sustituyendo estas cantidades en la definición de la unidad.

    \(\mathrm{mol\:C_2H_4(OH)_2=2220\:g×\dfrac{1\:mol\:C_2H_4(OH)_2}{62.07\:g\:C_2H_4(OH)_2}=35.8\:mol\:C_2H_4(OH)_2}\)

    \(\mathrm{mol\:H_2O=2000\:g×\dfrac{1\:mol\:H_2O}{18.02\:g\:H_2O}=111\:mol\:H_2O}\)

    \(X_\mathrm{ethylene\:glycol}=\mathrm{\dfrac{35.8\:mol\:C_2H_4(OH)_2}{(35.8+111)\:mol\: total}=0.245}\)

    Observe que la fracción molar es una propiedad adimensional, que es la relación de propiedades con unidades idénticas (moles).

    (b) Para encontrar la molalidad, necesitamos saber los moles del soluto y la masa del solvente (en kg).

    Primero, use la masa dada del etilenglicol y su masa molar para encontrar los moles de soluto:

    \[\mathrm{2220\:g\:C_2H_4(OH)_2\left(\dfrac{mol\:C_2H_2(OH)_2}{62.07\:g}\right)=35.8\:mol\:C_2H_4(OH)_2}\]

    Luego, convierta la masa del agua de gramos a kilogramos:

    \[\mathrm{2000\: g\:H_2O\left(\dfrac{1\:kg}{1000\:g}\right)=2\: kg\:H_2O}\]

    Finalmente, calcule la molaridad según su definición:

    \(\begin{align}
    \ce{molality}&=\mathrm{\dfrac{mol\: solute}{kg\: solvent}}\\
    \ce{molality}&=\mathrm{\dfrac{35.8\:mol\:C_2H_4(OH)_2}{2\:kg\:H_2O}}\\
    \ce{molality}&=17.9\:m
    \end{align}\)

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    ¿Cuáles son la fracción molar y la molalidad de una solución que contiene 0.850 g de amoniaco, NH3, disuelto en 125 g de agua?

    Respuesta

    7.14 ×  10−3; 0.399 m

    Ejemplo \(\PageIndex{2}\): CONVERTIR FRACCIÓN DE MOLE Y CONCENTRACIONES MOLALES

    Calcule la fracción molar del soluto y disolvente en una solución de cloruro de sodio de 3.0 m.

    Solución

    La conversión de una unidad de concentración a otra se logra comparando primero las dos definiciones de unidad. En este caso, ambas unidades tienen el mismo numerador (moles de soluto) pero diferentes denominadores. La concentración molal proporcionada se puede escribir como:

    \[\mathrm{\dfrac{3.0\;mol\; NaCl}{1.0\; kg\; H_2O}} \label{11.5.X}\]

    El numerador para la fracción molar de esta solución es, por lo tanto, 3.0 mol de NaCl. El denominador se puede calcular derivando la cantidad molar del agua correspondiente a 1.0 kg

    \(\mathrm{1.0\:kg\:H_2O\left(\dfrac{1000\:g}{1\:kg}\right)\left(\dfrac{mol\:H_2O}{18.02\:g}\right)=55\:mol\:H_2O}\)

    y luego sustituyendo estas cantidades molares en la definición de fracción molar.

    \[\begin{align*}
    X_\mathrm{H_2O}&=\mathrm{\dfrac{mol\:H_2O}{mol\: NaCl + mol\:H_2O}}\\
    X_\mathrm{H_2O}&=\mathrm{\dfrac{55\:mol\:H_2O}{3.0\:mol\: NaCl+55\:mol\:H_2O}}\\
    X_\mathrm{H_2O}&=0.95\\
    X_\mathrm{NaCl}&=\mathrm{\dfrac{mol\: NaCl}{mol\: NaCl+mol\:H_2O}}\\
    X_\mathrm{NaCl}&=\mathrm{\dfrac{3.0\:mol\:NaCl}{3.0\:mol\: NaCl+55\:mol\:H_2O}}\\
    X_\mathrm{NaCl}&=0.052
    \end{align*}\]

    Ejercicio \(\PageIndex{2}\)

    La fracción molar del yodo, \(\mathrm{I_2}\), disuelta en el diclorometano, \(\mathrm{CH_2Cl_2}\), es 0.115. ¿Cuál es la concentración molal, m, del yodo en esta solución?

    Respuesta

    1.50 m

    Reducción de presión de vapor

    Como se describe en el capítulo sobre los líquidos y los sólidos, la presión de vapor de equilibrio de un líquido es la presión ejercida por su fase gaseosa cuando la vaporización y la condensación se producen a velocidades iguales:

    \[ \text{liquid} \rightleftharpoons \text{gas} \label{11.5.4}\]

    La disolución de una sustancia no volátil en un líquido volátil da como resultado una disminución de la presión de vapor del líquido. Este fenómeno puede racionalizarse considerando el efecto de las moléculas de soluto agregadas en los procesos de vaporización y condensación del líquido. Para vaporizar, las moléculas solventes deben estar presentes en la superficie de la solución. La presencia de soluto disminuye el área de superficie disponible para las moléculas de disolvente y, por lo tanto, reduce la velocidad de vaporización del disolvente. Dado que la velocidad de condensación no se ve afectada por la presencia del soluto, el resultado neto es que el equilibrio de vaporización-condensación se logra con menos moléculas de disolvente en la fase de vapor (es decir, a una presión de vapor más baja) (Figura \(\PageIndex{1}\)). Mientras esta interpretación cinética es útil, no tiene en cuenta varios aspectos importantes de la naturaleza coligativa de la reducción de la presión de vapor. Una explicación más rigurosa involucra la propiedad de la entropía, un tema de discusión en un capítulo de texto posterior sobre la termodinámica. Para comprender la disminución de la presión de vapor de un líquido, es adecuado tener en cuenta que la mayor entropía de una solución en comparación con su disolvente y soluto separados sirve para estabilizar efectivamente las moléculas de disolvente y dificultar su vaporización. Se produce una presión de vapor más baja y un punto de ebullición correspondientemente más alto como se describe en la siguiente sección de este módulo.

    This figure contains two images. Figure a is labeled “pure water.” It shows a beaker half-filled with liquid. In the liquid, eleven molecules are evenly dispersed in the liquid each consisting of one central red sphere and two slightly smaller white spheres are shown. Four molecules near the surface of the liquid have curved arrows drawn from them pointing to the space above the liquid in the beaker. Above the liquid, twelve molecules are shown, with arrows pointing from three of them into the liquid below. Figure b is labeled “Aqueous solution.” It is similar to figure a except that eleven blue spheres, slightly larger in size than the molecules, are dispersed evenly in the liquid. Only four curved arrows appear in this diagram with two from the molecules in the liquid pointing to the space above and two from molecules in the space above the liquid pointing into the liquid below.

    Figura \(\PageIndex{1}\): La presencia de solutos no volátiles disminuye la presión de vapor de una solución al impedir la evaporación de las moléculas de disolvente.

    La ley de Raoult describe la relación entre las presiones de vapor de los componentes de la solución y las concentraciones de esos componentes: la presión parcial ejercida por cualquier componente de una solución ideal es igual a la presión de vapor del componente puro multiplicado por su fracción molar en la solución.

    \[P_\ce{A}=X_\ce{A}P^\circ_\ce{A} \label{11.5.5}\]

    donde PA es la presión parcial ejercida por el componente A en la solución, \(P^\circ_\ce{A}\) es la presión de vapor de A puro, y XA es la fracción molar de A en la solución. (La fracción molar es una unidad de concentración introducida en el capítulo sobre gases).

    Recordando que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de presiones parciales para todos sus componentes (ley de Dalton de presiones parciales), la presión de vapor total ejercida por una solución que contiene i componentes es

    \[P_\ce{solution}=\sum_{i}P_i=\sum_{i}X_iP^\circ_i \label{11.5.6}\]

    Una sustancia no volátil es aquella cuya presión de vapor es insignificante (P° ≈ 0), por lo que la presión de vapor sobre una solución que contiene solo solutos no volátiles se debe solo al disolvente:

    \[P_\ce{solution}=X_\ce{solvent}P^\circ_\ce{solvent} \label{11.5.7}\]

    Ejemplo \(\PageIndex{3}\): CÁLCULO DE la PRESIÓN DE VAPOR

    Calcule la presión de vapor de una solución ideal que contiene 92.1 g de glicerina, C3H5(OH)3 y 184.4 g de etanol, C2H5OH, a 40 °C. La presión de vapor del etanol puro es de 0.178 atm a 40 °C. La glicerina es esencialmente no volátil a esta temperatura.

    Solución

    Dado que el disolvente es el único componente volátil de esta solución, su presión de vapor puede calcularse según la ley de Raoult como:

    \(P_\ce{solution}=X_\ce{solvent}P^\circ_\ce{solvent}\)

    Primero, calcule las cantidades molares de cada componente de la solución usando los datos de masa proporcionados.

    \(\mathrm{92.1\cancel{g\:C_3H_5(OH)_3}×\dfrac{1\:mol\:C_3H_5(OH)_3}{92.094\cancel{g\:C_3H_5(OH)_3}}=1.00\:mol\:C_3H_5(OH)_3}\)

    \(\mathrm{184.4\cancel{g\:C_2H_5OH}×\dfrac{1\:mol\:C_2H_5OH}{46.069\cancel{g\:C_2H_5OH}}=4.000\:mol\:C_2H_5OH}\)

    Luego, calcule la fracción molar del solvente (etanol) y use la ley de Raoult para calcular la presión de vapor de la solución.

    \(X_\mathrm{C_2H_5OH}=\mathrm{\dfrac{4.000\:mol}{(1.00\:mol+4.000\:mol)}=0.800}\)

    \(P_\ce{solv}=X_\ce{solv}P^\circ_\ce{solv}=\mathrm{0.800×0.178\:atm=0.142\:atm}\)

    Ejercicio \(\PageIndex{3}\)

    Una solución contiene 5.00 g de urea, CO(NH2)2 (un soluto no volátil) y 0.100 kg de agua. Si la presión de vapor del agua pura a 25 °C es 23.7 torr, ¿Cuál es la presión de vapor de la solución?

    Respuesta

    23.4 torr

    Elevación del punto de ebullición de un solvente

    Como se describió en el capítulo sobre los líquidos y los sólidos, el punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión atmosférica ambiental. Dado que la presión de vapor de una solución se reduce debido a la presencia de solutos no volátiles, es lógico que el punto de ebullición de la solución se incremente posteriormente. En comparación con el disolvente puro, una solución, por lo tanto, requerirá una temperatura más alta para lograr cualquier presión de vapor dada, incluida una equivalente a la de la atmósfera circundante. El aumento en el punto de ebullición observado cuando el soluto no volátil se disuelve en un solvente, \(ΔT_b\), se llama la elevación del punto de ebullición y es directamente proporcional a la concentración molal de especies de soluto:

    \[ΔT_b=K_bm \label{11.5.8}\]

    donde

    • \(K_\ce{b}\) es el constante de elevación del punto de ebullición, o el constante ebullioscópica y+-
    • \(m\) es la concentración molal (molalidad) de todas las especies de solutos.

    Los constantes de elevación del punto de ebullición son propiedades características que dependen de la identidad del disolvente. Los valores de Kb para varios solventes se enumeran en la Tabla \(\PageIndex{1}\).

    Tabla \(\PageIndex{1}\): Elevación del punto de ebullición y constantes de depresión del punto de congelación para varios solventes
    Solvente Punto de ebullición (°C a 1 atm) Kb (Cm−1) Punto de congelación(°C a 1 atm) Kf (Cm−1)
    agua 100.0 0.512 0.0 1.86
    acetato de hidrógeno 118.1 3.07 16.6 3.9
    benceno 80.1 2.53 5.5 5.12
    cloroformo 61.26 3.63 −63.5 4.68
    nitrobenceno 210.9 5.24 5.67 8.1

    La medida en que se reduce la presión de vapor de un disolvente y se eleva el punto de ebullición depende del número total de partículas de soluto presentes en una cantidad dada de disolvente, no de la masa o el tamaño o las identidades químicas de las partículas. Una solución acuosa de sacarosa de 1 m (342 g/mol) y una solución acuosa de etilenglicol de 1 m (62 g/mol) exhibirán el mismo punto de ebullición porque cada solución tiene un mol de partículas de soluto (moléculas) por kilogramo de disolvente.

    Ejemplo \(\PageIndex{4}\): CALCULANDO EL PUNTO DE EBULLICIÓN DE UNA SOLUCIÓN

    ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 0.33 m de un soluto no volátil en benceno?

    Solución

    Use la ecuación que relaciona la elevación del punto de ebullición con la molalidad del soluto para resolver este problema en dos pasos.

    1. Calcule el cambio en el punto de ebullición.
    \(ΔT_\ce{b}=K_\ce{b}m=2.53\:°\ce C\:m^{−1}×0.33\:m=0.83\:°\ce C\)
    • Agregue la elevación del punto de ebullición al punto de ebullición del solvente puro.
      \(\mathrm{Boiling\: temperature=80.1\:°C+0.83\:°C=80.9\:°C}\)

     

    Ejercicio \(\PageIndex{4}\)

    ¿Cuál es el punto de ebullición del anticongelante descrito en el Ejemplo \(\PageIndex{4}\)?

    Respuesta

    109.2 °C

    Ejemplo \(\PageIndex{5}\): El punto de ebullición de una solución de yodo

    Encuentre el punto de ebullición de una solución de 92.1 g de yodo, I2, en 800.0 g de cloroformo, CHCl3, suponiendo que el yodo no sea volátil y que la solución sea ideal.

    Solución

    Podemos resolver este problema usando cuatro pasos.

    This is a diagram with three boxes connected with two arrows pointing to the right. The first box is labeled, “Molality of solution,” followed by an arrow labeled, “1,” pointing to a second box labeled, “Change in boiling point,” followed by an arrow labeled, “2,” pointing to a third box labeled, “New boiling point.”

    1. Convierte de gramos a moles de I2 usando la masa molar de I2 en el factor de conversión de la unidad.
    Resultado: 0.363 mol
    • Determine la molalidad de la solución a partir del número de moles de soluto y la masa de solvente, en kilogramos. Resultado: 0.454 m
    • Use la proporcionalidad directa entre el cambio en el punto de ebullición y la concentración molal para determinar cuánto cambia el punto de ebullición. Resultado: 1.65 °C
    • Determine el nuevo punto de ebullición a partir del punto de ebullición del disolvente puro y el cambio. Resultado: 62.91 °C Verifique cada resultado como una autoevaluación.
    • Verifique cada resultado como una autoevaluación.

    Ejercicio \(\PageIndex{5}\)

    ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución de 1.0 g de glicerina, C3H5(OH)3, en 47.8 g de agua? Asume una solución ideal.

    Respuesta

    100.12 °C

    Destilación de las Soluciones

    La destilación es una técnica para separar los componentes de las mezclas que se aplica ampliamente tanto en el laboratorio como en entornos industriales. Se utiliza para refinar petróleo, para aislar productos de fermentación y para purificar agua. Esta técnica de separación implica el calentamiento controlado de una mezcla de muestra para vaporizar, condensar y recoger selectivamente uno o más componentes de interés. Un aparato típico para destilaciones a escala de laboratorio se muestra en la Figura \(\PageIndex{2}\).

    Figure a contains a photograph of a common laboratory distillation unit. Figure b provides a diagram labeling typical components of a laboratory distillation unit, including a stirrer/heat plate with heat and stirrer speed control, a heating bath of oil or sand, stirring means such as boiling chips, a still pot, a still head, a thermometer for boiling point temperature reading, a condenser with a cool water inlet and outlet, a still receiver with a vacuum or gas inlet, a receiving flask for holding distillate, and a cooling bath.

    Figura\(\PageIndex{2}\): Una unidad de destilación de laboratorio típica se muestra en (a) una fotografía y (b) un diagrama esquemático de los componentes. (crédito a: modificación del trabajo de "Rifleman82"/Wikimedia commons; crédito b: modificación del trabajo de "Slashme"/Wikimedia Commons)

    Las refinerías de petróleo usan la destilación fraccionada a gran escala para separar los componentes del petróleo crudo. El petróleo crudo se calienta a altas temperaturas en la base de una columna de fraccionamiento alta, vaporizando muchos de los componentes que se elevan dentro de la columna. A medida que los componentes vaporizados alcanzan zonas adecuadamente frías durante su ascenso, se condensan y se recogen. Los líquidos recolectados son mezclas más simples de hidrocarburos y otros compuestos de petróleo que son de composición apropiada para diversas aplicaciones (por ejemplo, el combustible diesel, la queroseno, la gasolina), como se muestra en la Figura \(\PageIndex{3}\).

    This figure contains a photo of a refinery, showing large columnar structures. A diagram of a fractional distillation column used in separating crude oil is also shown. Near the bottom of the column, an arrow pointing into the column shows a point of entry for heated crude oil. The column contains several layers at which different components are removed. At the very bottom, residue materials are removed as indicated by an arrow out of the column. At each successive level, different materials are removed proceeding from the bottom to the top of the column. The materials are fuel oil, followed by diesel oil, kerosene, naptha, gasoline, and refinery gas at the very top. To the right of the column diagram, a double sided arrow is shown that is blue at the top and gradually changes color to red moving downward. The blue top of the arrow is labeled, “small molecules: low boiling point, very volatile, flows easily, ignites easily.” The red bottom of the arrow is labeled, “large molecules: high boiling point, not very volatile, does not flow easily, does not ignite easily.”

    Figura \(\PageIndex{3}\): El petróleo crudo es una mezcla compleja que se separa por la destilación fraccionada a gran escala para aislar varias mezclas más simples.

    Depresión del punto de congelación de un solvente

    Las soluciones se congelan a temperaturas más bajas que los líquidos puros. Este fenómeno se explota en las esquemas de "descongelación" que usan sal (Figura \(\PageIndex{4}\)), cloruro de calcio o urea para derretir el hielo en las carreteras y las aceras, y en el uso del etilenglicol como " el anticongelante "en radiadores de automóviles. El agua del mar se congela a una temperatura más baja que el agua dulce, por lo que los océanos ártico y antártico permanecen sin congelar incluso a temperaturas de bajo de 0 °C (al igual que los fluidos corporales de peces y otros animales marinos de sangre fría que viven en estos océanos).

                                                                                        This is a photo of damp brick pavement on which a white crystalline material has been spread.

    Figura \(\PageIndex{4}\): La sal de roca (NaCl), el cloruro de calcio (CaCl2) o una mezcla de los dos se usan para derretir el hielo. (crédito: modificación del trabajo de Eddie Welker)

    La disminución del punto de congelación de una solución diluida en comparación con la del disolvente puro, ΔTf, se llama la depresión del punto de congelación y es directamente proporcional a la concentración molal del soluto.

    \[ΔT_\ce{f}=K_\ce{f}m \label{11.5.9}\]

    donde

    • \(m\) es la concentración molal del soluto en el solvente y
    • \(K_f\) se llama el constante de depresión del punto de congelación (o el constante crioscópica).

    Al igual que para los constantes de elevación del punto de ebullición, estas son propiedades características cuyos valores dependen de la identidad química del disolvente. Los valores de Kf para varios solventes se enumeran en la Tabla \(\PageIndex{1}\).

    Ejemplo \(\PageIndex{5}\): CÁLCULO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

    ¿Cuál es el punto de congelación de una solución de 0.33 m de un soluto no volátil no electrolítico en benceno descrito en el Ejemplo \(\PageIndex{4}\)?

    Solución

    Use la ecuación que relaciona la depresión del punto de congelación con la molalidad del soluto para resolver este problema en dos pasos.

    This is a diagram with three boxes connected with two arrows pointing to the right. The first box is labeled, “Molality of solution,” followed by an arrow labeled, “1,” pointing to a second box labeled, “Change in freezing point,” followed by an arrow labeled, “2” pointing to a third box labeled, “New freezing point.”

    1. Calcule el cambio en el punto de congelación. \[ΔT_\ce{f}=K_\ce{f}m=5.12\:°\ce C\:m^{−1}×0.33\:m=1.7\:°\ce C\]
    2. Reste el cambio del punto de congelación observado del punto de congelación del solvente puro. [\mathrm{Freezing\: Temperature=5.5\:°C−1.7\:°C=3.8\:°C}\]

    Ejercicio \(\PageIndex{6}\)

    ¿Cuál es el punto de congelación de una solución de 1.85 m de un soluto no volátil no electrolítico en nitrobenceno?

    Respuesta

    −9.3 °C

    Propiedades colectivas y eliminación

    El cloruro de sodio y sus análogos del grupo 2 como el cloruro de calcio y el magnesio se usan a menudo para descongelar las carreteras y las aceras, debido al hecho de que una solución de cualquiera de estas sales tendrá un punto de congelación de bajo de 0 °C, el punto de congelación de el agua pura. Las sales metálicas del grupo 2 se mezclan con frecuencia con el cloruro de sodio ("sal de roca") más barato y más fácilmente disponible para su uso en las carreteras, ya que tienden a ser algo menos corrosivos que el NaCl, y proporcionan una mayor depresión del punto de congelación , ya que se disocian para producir tres partículas por unidad de fórmula, en lugar de dos partículas como el cloruro de sodio.

    Debido a que estos compuestos iónicos tienden a acelerar la corrosión del metal, no sería una buena idea usar los anticongelantes para el radiador de su automóvil o descongelar un avión antes del despegue. Para estas aplicaciones, a menudo se usan compuestos covalentes, como el etileno o el propilenglicol. Los glicoles usados en el fluido del radiador no solo reducen el punto de congelación del líquido, sino que también elevan el punto de ebullición, haciendo que el fluido sea útil tanto en el invierno como en el verano. Los glicoles calentados a menudo se rocían sobre la superficie de los aviones antes del despegue en condiciones climáticas adversas en invierno para eliminar el hielo que ya se ha formado y evitar la formación de más hielo, lo que sería particularmente peligroso si se forma en las superficies de control de la aeronave (Video \(\PageIndex{1}\)).

    Video \(\PageIndex{1}\): La depresión del punto de congelación se explota para eliminar el hielo de las superficies de control de los aviones.

    Diagrama de fase para una solución acuosa de un no electrolito

    Los efectos coligativos sobre la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de congelación descritos en la sección anterior se resumen convenientemente comparando los diagramas de fase para un líquido puro y una solución derivada de ese líquido. Los diagramas de fase para el agua y una solución acuosa se muestran en la Figura \(\PageIndex{5}\).

    This phase diagram indicates the pressure in atmospheres of water and a solution at various temperatures. The graph shows the freezing point of water and the freezing point of the solution, with the difference between these two values identified as delta T subscript f. The graph shows the boiling point of water and the boiling point of the solution, with the difference between these two values identified as delta T subscript b. Similarly, the difference in the pressure of water and the solution at the boiling point of water is shown and identified as delta P. This difference in pressure is labeled vapor pressure lowering. The lower level of the vapor pressure curve for the solution as opposed to that of pure water shows vapor pressure lowering in the solution. Background colors on the diagram indicate the presence of water and the solution in the solid state to the left, liquid state in the central upper region, and gas to the right.

    Figura \(\PageIndex{5}\): Estos diagramas de fase muestran el agua (curvas sólidas) y una solución acuosa de no electrolito (curvas discontinuas).

    La curva de vapor-líquido para la solución se encuentra debajo de la curva correspondiente para el disolvente, que representa la disminución de la presión de vapor, ΔP, que resulta de la disolución del soluto no volátil. En consecuencia, a cualquier presión dada, el punto de ebullición de la solución se observa a una temperatura más alta que la del solvente puro, lo que refleja la elevación del punto de ebullición, ΔTb, asociada con la presencia del soluto no volátil. La curva de sólido-líquido para la solución se desplaza a la izquierda de la del disolvente puro, lo que representa la depresión del punto de congelación, ΔTf, que acompaña a la formación de la solución. Finalmente, observe que las curvas de gas sólido para el solvente y su solución son idénticas. Este es el caso para muchas soluciones que comprenden de solventes líquidos y de solutos no volátiles. Al igual que para la vaporización, cuando una solución de este tipo se congela, en realidad son solo las moléculas de solvente las que experimentan la transición de líquido a sólido, formando solvente sólido puro que excluye las especies de solutos. Las fases sólida y gaseosa, por lo tanto, están compuestas de solventes solamente, por lo que las transiciones entre estas fases no experimentan efectos coligativos.

    La osmosis y la presión osmótica de las soluciones

    Varios materiales naturales y sintéticos exhiben permeación selectiva, lo que significa que solo las moléculas o los iones de cierto tamaño, forma, polaridad, carga, etc., pueden atravesar (penetrar) el material. Las membranas celulares biológicas proporcionan ejemplos elegantes de permeación selectiva en la naturaleza, mientras que los tubos de diálisis usados para eliminar los desechos metabólicos de la sangre son un ejemplo tecnológico más simplista. Independientemente de cómo se puedan fabricar, estos materiales generalmente se refieren como membranas semipermeables.

    Considere el aparato ilustrado en la Figura \(\PageIndex{6}\), en el que las muestras de solvente puro y una solución están separadas por una membrana que solo las moléculas de solvente pueden penetrar. Las moléculas de los solventes se difundirán a través de la membrana en ambas direcciones. Dado que la concentración de solvente es mayor en el solvente puro que en la solución, estas moléculas se difundirán desde el lado del solvente de la membrana al lado de la solución a una velocidad más rápida que en la dirección inversa. El resultado es una transferencia neta de moléculas de disolvente del disolvente puro a la solución. La transferencia impulsada por la difusión de las moléculas del disolvente a través de una membrana semipermeable es un proceso conocido como la ósmosis.

    The figure shows two U shaped tubes with a semi permeable membrane placed at the base of the U. In figure a, pure solvent is present and indicated by small yellow spheres to the left of the membrane. To the right, a solution exists with larger blue spheres intermingled with some small yellow spheres. At the membrane, arrows pointing from three small yellow spheres on both sides of the membrane cross over the membrane. An arrow drawn from one of the large blue spheres does not cross the membrane, but rather is reflected back from the surface of the membrane. The levels of liquid in both sides of the U shaped tube are equal. In figure b, arrows again point from small yellow spheres across the semipermeable membrane from both sides. This diagram shows the level of liquid in the left, pure solvent, side to be significantly lower than the liquid level on the right. Dashed lines are drawn from these two liquid levels into the middle of the U-shaped tube and between them is the term osmotic pressure.

    Figura \(\PageIndex{6}\): La ósmosis da como resultado la transferencia de moléculas de solvente de una muestra de concentración baja (o cero) de soluto a una muestra de mayor concentración de soluto.

    Cuando la ósmosis se lleva a cabo en un aparato como el que se muestra en la Figura \(\PageIndex{6}\), el volumen de la solución aumenta a medida que se diluye por la acumulación de solvente. Esto hace que el nivel de la solución aumente, aumentando su presión hidrostática (debido al peso de la columna de solución en el tubo) y resultando en una transferencia más rápida de moléculas de solvente de regreso al lado del solvente puro. Cuando la presión alcanza un valor que produce una velocidad de transferencia de solvente inversa igual a la velocidad de la ósmosis, la transferencia masiva de solvente para. Esta presión se llama la presión osmótica (\(\Pi\)) de la solución. La presión osmótica de una solución diluida está relacionada con su molaridad de soluto, M, y su temperatura absoluta, T, de acuerdo con la ecuación

    \[Π=MRT \label{11.5.10}\]

    donde \(R\) es el constante universal del gas

    Ejemplo \(\PageIndex{7}\): Calculation of Osmotic Pressure

    ¿Cuál es la presión osmótica (atm) de una solución de glucosa 0.30 M en el agua que se usa para infusión intravenosa a temperatura corporal, 37 °C?

    Solución

    Podemos encontrar la presión osmótica, Π, usando la fórmula Π = MRT, donde T está en la escala Kelvin (310 K) y el valor de R se expresa en unidades apropiadas (0.08206 L atm/mol K).

    \(\begin{align}
    Π&=MRT\\
    &=\mathrm{0.03\:mol/L×0.08206\: L\: atm/mol\: K×310\: K}\\
    &=\mathrm{7.6\:atm}
    \end{align}\)

    Ejercicio \(\PageIndex{7}\)

    ¿Cuál es la presión osmótica (atm) una solución con un volumen de 0.750 L que contiene 5.0 g de metanol, CH3OH, en agua a 37 °C?

    Respuesta

    5.3 atm

    Si se coloca una solución en un aparato como el que se muestra en la Figura \(\PageIndex{7}\), la aplicación de una presión mayor que la presión osmótica de la solución invierte la ósmosis y empuja las moléculas de disolvente de la solución al disolvente puro. Esta técnica de ósmosis inversa se usa para la desalinización a gran escala de agua de mar y en escalas más pequeñas para producir el agua del grifo de alta pureza para beber.

    The figure shows a U shaped tube with a semi permeable membrane placed at the base of the U. Pure solvent is present and indicated by small yellow spheres to the left of the membrane. To the right, a solution exists with larger blue spheres intermingled with some small yellow spheres. At the membrane, arrows point from four small yellow spheres to the left of the membrane. On the right side of the U, there is a disk that is the same width of the tube and appears to block it. The disk is at the same level as the solution. An arrow points down from the top of the tube to the disk and is labeled, “Pressure greater than Π subscript solution.”

    Figura \(\PageIndex{7}\):  Aplicar una presión mayor que la presión osmótica de una solución revertirá la ósmosis. Las moléculas solventes de la solución son empujadas al solvente puro.

    Los ejemplos de la ósmosis son evidentes en muchos sistemas biológicos porque las células están rodeadas de membranas semipermeables. Los vegetales como las zanahorias y el apio que se han vuelto flácidos porque han perdido agua pueden volverse crujientes si vuelve a ponerlos en el agua. El agua se mueve hacia las células de la zanahoria o el apio por la ósmosis. Un pepino colocado en una solución salina concentrada pierde agua por la ósmosis y absorbe un poco de sal para convertirse en un pepinillo. La ósmosis también puede afectar las células de los animales. Las concentraciones de solutos son particularmente importantes cuando se inyectan soluciones en el cuerpo. Los solutos en los fluidos celulares del cuerpo y el suero sanguíneo le dan a estas soluciones una presión osmótica de aproximadamente 7.7 atm. Las soluciones inyectadas en el cuerpo deben tener la misma presión osmótica que el suero sanguíneo; es decir, deben ser isotónicos con suero sanguíneo. Si se inyecta una solución menos concentrada, una solución hipotónica, en cantidad suficiente para diluir el suero sanguíneo, el agua del suero diluido pasa a las células sanguíneas por ósmosis, haciendo que las células se expandan y se rompan. Este proceso se llama hemólisis. Cuando se inyecta una solución más concentrada, una solución hipertónica, las células pierden agua a la solución más concentrada, se marchitan y posiblemente mueren en un proceso llamado la crenation (Figura 11.5.8).

    This figure shows three scenarios relating to red blood cell membranes. In a, H subscript 2 O has two arrows drawn from it pointing into a red disk. Beneath it in a circle are eleven similar disks with a bulging appearance, one of which appears to have burst with blue liquid erupting from it. In b, the image is similar except that rather than having two arrows pointing into the red disk, one points in and a second points out toward the H subscript 2 O. In the circle beneath, twelve of the red disks are present. In c, both arrows are drawn from a red shriveled disk toward the H subscript 2 O. In the circle below, twelve shriveled disks are shown.

    Figura \(\PageIndex{8}\): Las membranas de los glóbulos rojos son permeables al agua y (a) se hincharán y posiblemente se rompan en una solución hipotónica; (b) mantener el volumen y la forma normal en una solución isotónica; y (c) marchitarse y posiblemente morir en una solución hipertónica. (crédito a / b / c: modificaciones del trabajo de "LadyofHats" / Wikimedia commons)

    Determinación de las masas molares

    La presión osmótica y los cambios en el punto de congelación, el punto de ebullición y la presión de vapor son directamente proporcionales a la concentración de soluto presente. En consecuencia, podemos usar una medición de una de estas propiedades para determinar la masa molar del soluto a partir de las mediciones.

    Ejemplo \(\PageIndex{8}\): DETERMINANDO LA MASA MOLAR DE LA DEPRESIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN

    Se encuentra que una solución de 4.00 g de un no electrolito disuelto en 55.0 g de benceno se congela a 2.32 °C. ¿Cuál es la masa molar de este compuesto?

    Solución

    Podemos resolver este problema usando los siguientes pasos.

    This is diagram with five boxes oriented horizontally and linked together with arrows numbered 1 to 4 pointing from each box in succession to the next one to the right. The first box is labeled, “Freezing point of solution.” Arrow 1 points from this box to a second box labeled, “delta T subscript f.” Arrow 2 points from this box to to a third box labeled “Molal concentration of compound.” Arrow labeled 3 points from this box to a fourth box labeled, “Moles of compound in sample.” Arrow 4 points to a fifth box labeled, “Molar mass of compound.”

    1. Determine el cambio en el punto de congelación desde el punto de congelación observado y el punto de congelación del benceno puro (Tabla 11.5.1).
    \(ΔT_\ce{f}=\mathrm{5.5\:°C−2.32\:°C=3.2\:°C}\)
    • Determine la concentración molal de Kf,  celonstante de depresión del punto de congelación para el benceno (Table 11.5.1), ΔTf.  
      \(ΔT_\ce{f}=K_\ce{f}m\)

      \(m=\dfrac{ΔT_\ce{f}}{K_\ce{f}}=\dfrac{3.2\:°\ce C}{5.12\:°\ce C m^{−1}}=0.63\:m\)
    • Determine el número de moles de compuesto en la solución a partir de la concentración molal y la masa de solvente usado para preparar la solución. 
      \(\mathrm{Moles\: of\: solute=\dfrac{0.62\:mol\: solute}{1.00\cancel{kg\: solvent}}×0.0550\cancel{kg\: solvent}=0.035\:mol}\)
    • Determine la masa molar a partir de la masa del soluto y el número de moles en esa masa.
      \(\mathrm{Molar\: mass=\dfrac{4.00\:g}{0.034\:mol}=1.2×10^2\:g/mol}\)

    Ejercicio \(\PageIndex{8}\)

    Una solución de 35.7 g de un no electrolito en 220.0 g de cloroformo tiene un punto de ebullición de 64.5 °C. ¿Cuál es la masa molar de este compuesto?

    Respuesta

    1.8 × 102 g/mol

    Ejemplo\(\PageIndex{9}\): DETERMINACIÓN DE la MASA MOLAR a partir de la PRESIÓN OSMÓTICA

    Una muestra de 0.500 L de una solución acuosa que contiene 10.0 g de la hemoglobina tiene una presión osmótica de 5.9 torr a 22 °C. ¿Cuál es la masa molar de la hemoglobina?

    Solución

    Aquí hay un conjunto de pasos que se pueden usar para resolver este problema:

    This is a diagram with four boxes oriented horizontally and linked together with arrows numbered 1 to 3 pointing from each box in succession to the next one to the right. The first box is labeled, “Osmotic pressure.” Arrow 1 points from this box to a second box labeled, “Molar concentration.” Arrow 2 points from this box to to a third box labeled, “Moles of hemoglobin in sample.” Arrow labeled 3 points from this box to a fourth box labeled, “Molar mass of hemoglobin.”

    1. Convierta la presión osmótica en atmósferas, luego determine la concentración molar de la presión osmótica.

    \[\Pi=\mathrm{\dfrac{5.9\:torr×1\:atm}{760\:torr}=7.8×10^{−3}\:atm}\]

    \[\Pi=MRT\]

    \(M=\dfrac{Π}{RT}=\mathrm{\dfrac{7.8×10^{−3}\:atm}{(0.08206\:L\: atm/mol\: K)(295\:K)}=3.2×10^{−4}\:M}\)

    2. Determine el número de moles de la hemoglobina en la solución a partir de la concentración y el volumen de la solución.

    \(\mathrm{moles\: of\: hemoglobin=\dfrac{3.2×10^{−4}\:mol}{1\cancel{L\: solution}}×0.500\cancel{L\: solution}=1.6×10^{−4}\:mol}\)

    3. Determine la masa molar a partir de la masa de hemoglobina y el número de moles en esa masa. 

    \(\mathrm{molar\: mass=\dfrac{10.0\:g}{1.6×10^{−4}\:mol}=6.2×10^4\:g/mol}\)

    Ejercicio \(\PageIndex{9}\)

    ¿Cuál es la masa molar de una proteína si una solución de 0.02 g de la proteína en 25.0 mL de solución tiene una presión osmótica de 0.56 torr a 25 °C?

    Respuesta

    2.7 × 104 g/mol

    Las propiedades coligativas de los electrolitos

    Como aprendimos anteriormente en este módulo, las propiedades coligativas de una solución dependen solo del número, no del tipo, de las especies de los solutos disueltos. Por ejemplo, 1 mol de cualquier no electrolito disuelto en 1 kilogramo de disolvente produce la misma disminución del punto de congelación que 1 mol de cualquier otro no electrolito. Sin embargo, 1 mol de cloruro de sodio (un electrolito) forma 2 moles de iones cuando se disuelve en la solución. Cada ion individual produce el mismo efecto en el punto de congelación que una molécula.

    Ejemplo \(\PageIndex{10}\):EL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE UN ELECTROLITO

    La concentración de los iones en el agua de mar es aproximadamente la misma que en una solución que contiene 4.2 g de NaCl disuelto en 125 g de agua. Suponga que cada uno de los iones en la solución de NaCl tiene el mismo efecto sobre el punto de congelación del agua que una molécula no electrolítica, y determine la temperatura de congelación de la solución (que es aproximadamente igual a la temperatura de congelación del agua de mar).

    Solución

    Podemos resolver este problema usando la siguiente serie de pasos.

    This is a diagram with six boxes oriented horizontally and linked together with arrows numbered 1 to 5 pointing from each box in succession to the next one to the right. The first box is labeled, “Mass of N a C l.” Arrow 1 points from this box to a second box labeled, “Moles of N a C l.” Arrow 2 points from this box to to a third box labeled, Moles of ions.” Arrow labeled 3 points from this box to a fourth box labeled, “Molality of solution.” Arrow 4 points to a fifth box labeled, “Change in freezing point.” Arrow 5 points to a sixth box labeled, “New freezing point.”

     

    • Convierta de gramos a moles de NaCl usando la masa molar de NaCl en el factor de conversión de unidades. Resultado: 0.072 mol de NaCl
    • Determine la cantidad de moles de iones presentes en la solución usando la cantidad de moles de iones en 1 mol de NaCl como el factor de conversión (2 iones mol/1 mol de NaCl). Resultado: 0.14 mol de iones
    • Determine la molalidad de los iones en la solución a partir del número de moles de iones y la masa de solvente, en kilogramos. Resultado: 1.1 m
    • Use la proporcionalidad directa entre el cambio en el punto de congelación y la concentración molal para determinar el cambio en el punto de congelación. Resultado: 2.0 °C
    • Determine el nuevo punto de congelación a partir del punto de congelación del disolvente puro y el cambio. Resultado: −2.0 °C

    Verifique cada resultado como una autoevaluación.

    Ejercicio \(\PageIndex{10}\)

    Suponga que cada uno de los iones en el cloruro de calcio, CaCl2, tiene el mismo efecto en el punto de congelación del agua que una molécula no electrolítica. Calcule el punto de congelación de una solución de 0.724 g de CaCl2 en 175 g de agua.

    Respuesta

    −0.208 °C

    Asumiendo una disociación completa, una solución acuosa de NaCl de 1.0 m contiene 2.0 moles de iones (1.0 mol de Na+ y 1.0 mol de Cl) por cada kilogramo de agua, y se espera que su depresión del punto de congelación sea

    \[ΔT_\ce{f}=\mathrm{2.0\:mol\: ions/kg\: water×1.86\:°C\: kg\: water/mol\: ion=3.7\:°C.} \label{11.5.11}\]

    Sin embargo, cuando esta solución se prepara en realidad y se mide su depresión del punto de congelación, se obtiene un valor de 3.4 °C. Se observan discrepancias similares para otros compuestos iónicos, y las diferencias entre los valores medidos y esperados de las propiedades coligativas generalmente se vuelven más significativas cuando aumentan las concentraciones del soluto. Estas observaciones sugieren que los iones de cloruro de sodio (y otros electrolitos fuertes) no están completamente disociados en la solución.

    Para considerar esto y evitar los errores que acompañan a la suposición de una disociación total, se usa un parámetro medido experimentalmente en honor del químico alemán ganador del Premio Nobel Jacobus Henricus van’t Hoff. El factor de vant Hoff (i) se define como la relación de partículas de soluto en solución al número de unidades de fórmula disueltas:

    \[i=\dfrac{\textrm{moles of particles in solution}}{\textrm{moles of formula units dissolved}} \label{11.5.12}\]

    Los valores para los factores de van’t Hoff medidos para varios solutos, junto con los valores pronosticados que suponen una disociación completa, se muestran en la Tabla \(\PageIndex{2}\).

    Tabla \(\PageIndex{2}\): Los factores de van’t Hoff esperados y observados para varias soluciones de electrolitos acuosos de 0.050 m
    Electrolito Partículas en Solución i (Previsto) i (Medido)
    HCl H+, Cl 2 1.9
    NaCl Na+, Cl 2 1.9
    MgSO4 Mg2+, \(\ce{SO4^2-}\) 2 1.3
    MgCl2 Mg2+, 2Cl 3 2.7
    FeCl3 Fe3+, 3Cl 4 3.4
    glucosa (un no electrolito) C12H22O11 1 1.0

    En 1923, los químicos Peter Debye y Erich Hückel propusieron una teoría para explicar la aparente ionización incompleta de los electrolitos fuertes. Sugirieron que, aunque la atracción interiónica en una solución acuosa se reduce en gran medida por la solvatación de los iones y la acción aislante del disolvente polar, no se anula por completo. Las atracciones residuales impiden que los iones se comporten como partículas totalmente independientes (Figura \(\PageIndex{9}\)). En algunos casos, un ion positivo y un ion negativo en realidad pueden tocar, dando una unidad solvatada llamada un par de iones. Por lo tanto, la actividad, o la concentración efectiva, de cualquier tipo particular de ion es menor que la actividad indicada por la concentración real. Los iones se separan cada vez más cuanto más se diluye la solución, y las atracciones interiónicas residuales se disminuyan. Por lo tanto, en soluciones extremadamente diluidas, las concentraciones efectivas de los iones (sus actividades) son esencialmente iguales a las concentraciones reales. Tenga en cuenta que los factores de van’t Hoff para los electrolitos en la Tabla \(\PageIndex{2}\) son para soluciones de 0.05 m, en cual la concentración del valor de i  para NaCl es 1.9, en oposición a un valor ideal de 2.

    >The diagram shows four purple spheres labeled K superscript plus and four green spheres labeled C l superscript minus dispersed in H subscript 2 O as shown by clusters of single red spheres with two white spheres attached. Red spheres represent oxygen and white represent hydrogen. In two locations, the purple and green spheres are touching. In these two locations, the diagram is labeled ion pair. All red and green spheres are surrounded by the white and red H subscript 2 O clusters. The white spheres are attracted to the purple spheres and the red spheres are attracted to the green spheres.

    Figura \(\PageIndex{9}\): Los iones se separan cada vez más cuanto más se diluye la solución, y las atracciones interiónicas residuales se disminuyen.

    Resumen

    Las propiedades de una solución que dependen solo de la concentración de las partículas del soluto se llaman las propiedades coligativas. Incluyen cambios en la presión de vapor, el punto de ebullición y el punto de congelación del solvente en la solución. Las magnitudes de estas propiedades dependen solo de la concentración total de las partículas del soluto en la solución, no del tipo de las partículas. La concentración total de partículas de soluto en una solución también determina su presión osmótica. Esta es la presión que se debe aplicar a la solución para evitar la difusión de las moléculas del disolvente puro a través de una membrana semipermeable hacia la solución. Los compuestos iónicos pueden no disociarse completamente en la solución debido a los efectos de la actividad, en cual caso los efectos coligativos observados pueden ser menores que la predicción. 

    Ecuaciones Clave

    • \(\left(P_\ce{A}=X_\ce{A}P^\circ_\ce{A}\right)\)
    • \(P_\ce{solution}=\sum_{i}P_i=\sum_{i}X_iP^\circ_i\)
    • \(P_\ce{solution}=X_\ce{solvent}P^\circ_\ce{solvent}\)
    • ΔTb = Kbm
    • ΔTf = Kfm
    • Π = MRT

    Notas al Pie de la Página

    1. Un no electrolito mostrado para comparación

    Glosario

    elevación del punto de ebullición
    elevación del punto de ebullición de un líquido mediante la adición de un soluto
    constante de elevación del punto de ebullición
    el constante de proporcionalidad en la ecuación que relaciona la elevación del punto de ebullición con la molalidad del soluto; también conocida como el constante ebullioscópica
    propiedad coligativa
    propiedad de una solución que depende solo de la concentración de una especie de soluto
    crenation
    proceso por el cual las células biológicas se encogen debido a la pérdida de agua por ósmosis
    depresión del punto de congelación
    disminución del punto de congelación de un líquido mediante la adición de un soluto
    punto de congelación depresión constante
    (también, constante crioscópica) constante de proporcionalidad en la ecuación que relaciona la depresión del punto de congelación con la molalidad del soluto
    hemólisis
    ruptura de glóbulos rojos debido a la acumulación de exceso de agua por ósmosis
    hipertónico
    de mayor presión osmótica
    hipotónico
    de presión osmótica baja
    par de iones
    par aniónico / catión solvatado unido por moderada atracción electrostática
    isotónico
    de presión osmótica igual
    molalidad (m)
    una unidad de concentración definida como la relación entre el número de moles de soluto y la masa del solvente en kilogramos
    ósmosis
    difusión de moléculas solventes a través de una membrana semipermeable
    presión osmótica (Π)
    presión opuesta requerida para evitar la transferencia masiva de moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable
    Ley de Raoult
    la presión parcial ejercida por un componente de la solución es igual al producto de la fracción molar del componente en la solución y su presión de vapor de equilibrio en estado puro
    membrana semipermeable
    una membrana que permite selectivamente el paso de ciertos iones o moléculas
    factor de van’t Hoff (i)
    la relación entre el número de moles de partículas en una solución y el número de moles de unidades de fórmula disueltas en la solución

    Contribuyentes

    • Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110)."

    • Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto.