Propiedades Coligativas
En química se llaman propiedades coligativas a aquellas propiedades de una disolución que dependen únicamente de la concentración (generalmente expresada como concentración, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto.
Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado. La presión de vapor depende del solvente y de la temperatura a la cual sea medida (a mayor temperatura, mayor presión de vapor). Se mide cuando el sistema llega al equilibrio dinámico, es decir, cuando la cantidad de moléculas de vapor que vuelven a la fase líquida es igual a las moléculas que se transforman en vapor.
Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 Dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.). Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.).

Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturalezade sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.
Las propiedades coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.
Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente. 

Importancia de las Propiedades Coligativas
Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las
Disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:
A) Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación
Fraccionada.
B) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.
C) Determinar masas molares de solutos desconocidos.
D) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrocálido
En los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo.
E) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.
F) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general.
En el estudio de las propiedades coligativas se deberán tener en cuenta dos características
Importantes de las soluciones y los solutos.
Soluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente
Disluídas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son ≤ 0,2 Molar, en donde
Teóricamente las fuerzas deatracción intermolecular entre soluto y solvente serán
Mínimas.
Solutos: Los solutos se presentarán como:
Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica.
No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser
Volátil o no volátil. 2
Para mayor entendimiento de este capítulo describiremos las propiedades
Coligativas de solutos No Electrolitos y luego en un capítulo aparte serán considerados los
Solutos Electrolito.

Propiedades coligativas más comunes
Descenso de la presión de vapor
Cuando se prepara una solución con un solvente y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura), se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.
A su vez, cuando se las comparan las presiones de vapor de dos soluciones de igual composición y diferente concentración, aquella solución más concentrada tiene menor presión de vapor. El descenso de ésta se produce por dos razones: por probabilidad, pues es menos probable que existan moléculas de disolvente en el límite de cambio, y por cohesión, pues las moléculas de soluto atraen a las de disolvente por lo que cuesta más el cambio.
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil.
Este efecto es elresultado de dos factores:
1. La disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre.
2. La aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor.
Descenso crioscópico
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido anticongelante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
ΔT = Kf · m
* m es la molaridad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
* ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.
* Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 °C kg/mol.

Descenso relativo de la presión de vapor
La presión de vapor de un disolvente desciende cuando se le añade un soluto no volátil. Este efecto es el resultado de dos factores:
1. la disminución del número de moléculas del disolvente en la superficie libre
2. la aparición de fuerzas atractivas entre las moléculas del soluto y las moléculas del disolvente, dificultando su paso a vapor
Cuanto más soluto añadimos, menor es la presión devapor observada. La formulación matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult (foto de la izquierda) de que el descenso relativo de la presión de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fracción molar del soluto (Ver figura inferior).
Si representamos por P la presión de vapor del disolvente, P' la presión de vapor de la disolución y Xs la fracción molar del soluto, la ley de Raoult se expresa del siguiente modo:

De donde se obtiene que:

Con lo que:

Esta fórmula nos permite enunciar la ley de Raoult: 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. Esta fórmula tiene validez para todas las disoluciones verdaderas.
Cuando se trabaja con disoluciones diluidas como las biológicas, cuya molalidad oscila entre 0 y 0,4, se puede utilizar una fórmula aproximada. Si por ejemplo, la molalidad m = 0,4 hay 0,4 moles de soluto en 1000 g de agua, o lo que es lo mismo, 0,4 moles de soluto por cada 55,5 moles de agua, ya que 1000 g de agua (peso molecular =18) son 55,5 moles:

Por otro lado, la fracción molar del soluto (Xs) es:

Y por lo tanto,

De acuerdo con esta fórmula, el descenso relativo de la presión de vapor es proporcional a la molalidad, si la disolución es diluída.

Elevación ebulloscopica
La temperatura de ebullición de un líquido es aquélla a la cual su presión de vapor igualaa la atmosférica (Figura de la derecha).
Cualquier disminución en la presión de vapor (como al añadir un soluto no volátil) producirá un aumento en la temperatura de ebullición (Ver Figura de la tabla). La elevación de la temperatura de ebullición es proporcional a la fracción molar del soluto. Este aumento en la temperatura de ebullición (DTe) es proporcional a la concentración molar del soluto:
DTe = Ke m
La constante ebulloscopica (Ke) es característica de cada disolvente (no depende de la naturaleza del soluto) y para el agua su valor es 0,52 sC/mol/Kg. Esto significa que una disolución molar de cualquier soluto no volátil en agua manifiesta una elevación ebulloscópica de 0,52 s C.

Elevación en el punto de ebullición y depresión en el punto de congelación
A. Aumento en el punto de ebullición
Al añadir un soluto no volátil a un disolvente puro el punto de ebullición del solvente en la solución aumenta. Esto se puede explicar en términos de la reducción en la presión de vapor producido por el soluto. Si la presión de vapor es menor se requiere aumentar la temperatura a un valor mayor que el punto de ebullición normal para que la presión de vapor sea 1.0atm.
Para soluciones diluidas el cambio en el punto de ebullición es directamente proporcional a la concentración de soluto dado por la expresión:
aˆ†Tb = Kb m
Donde: aˆ†Tb = aumento en el punto de ebullición( Tb solución – Tb disolvente)
Kb=constante de elevación en el punto de ebullición. Es característica de cada disolvente.
m = molalidad de la solución = moles soluto/Kg disolvente
B. Depresión en el punto de congelación
Una solución que contiene un soluto no volátil se congela a una temperatura más baja que el disolvente puro. Esto se debe a la disminución en la presión de vapor causada por el soluto.
Para soluciones diluidas el cambio en el punto de congelación es directamente proporcional a la concentración de soluto dado por la expresión:
aˆ†Tf = Kf m
Donde: aˆ†Tf = depresión en el punto de congelación( Tf disolvente – Tf solución)
Kf = constante de depresión en el punto de congelación. Es característica de cada disolvente.
m = molalidad de la solución = moles soluto/Kg disolvente
Ejemplo: Una solución se prepara disolviendo 1.56g de eugenol (Masa molar=
164.20g/mol) en 50g de éter. Determine el punto de ebullición y de congelación de la solución si para éter Tb = 34.6sC, Tf = -116.3sC, Kb = 2.02sC/m , Kf = 1.79sC/m.

Disminución de la presión de vapor

Un soluto hace que la presión de vapor de la disolución sea más baja, es decir, que menos moléculas se evaporen a la fase gas.

Descenso crioscópico y aumento ebulloscópico

Estas propiedades están íntimamente relacionadas con la anterior. El soluto hace que el punto de congelación de la disolución disminuya y que el punto deebullición de la misma aumente. Así, por ejemplo, agua con sal congelará a una temperatura menor a los 0s C y entrará en ebullición a una temperatura mayor a los 100s C.

En un diagrama de fases esto se representa así: las líneas se desplazan ligeramente. En la imagen las líneas rojas corresponden al disolvente puro y las verdes al disolvente con soluto. Se ve claramente que para pasar a estado sólido se requiere una temperatura menor en el caso de la del disolvente con soluto. Lo contrario sucede para pasar a estado gas. Requerimos una temperatura mayor que la del disolvente original.

Las aplicaciones de esto
Ahora ya sabemos porque cuando nieva pasan camiones tirando sal (NaCl) en las carreteras. Al bajar el punto de congelación hacemos que el hielo se funda aunque la temperatura ambiente sea menor a 0s C. De hecho, con NaCl podemos llegar a hacer que el agua congele a -21 sC.

El ejemplo del principio de la anotación es otro caso. Los aviones al volar a esas alturas acumulan hielo en sus alas. El propilenglicol (CH3CHOHCH2OH) diluido en agua, a alta temperatura y presión, ayuda a quitar el hielo de las mismas. Un hermano pequeño del mismo, el etilenglicol (CH2OHCH2OH), es el que se usa mezclado con agua como anticongelante en los coches.

Presión Osmótica
La presión osmótica es la propiedad coligativa más importante por sus aplicaciones biológicas, pero antes de entrar de lleno en el estudio de esta propiedad esnecesario revisar los conceptos de difusión y de ósmosis.
Difusión es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo que se alcanza al cabo de cierto tiempo (Figura de la izquierda). En Biología es especialmente importante el fenómeno de difusión a través de membranas, ya que la presencia de las membranas biológicas condiciona el paso de disolvente y solutos en las estructuras celulares (Figura de la derecha).
La presencia de una membrana separando dos medios diferentes impone ciertas restricciones al proceso de difusión de solutos, que dependerán fundamentalmente de la relación entre el diámetro de los poros de la membrana y el tamaño de las partículas disueltas. Las membranas se clasifican en cuatro grupos:
* Impermeables: no son atravesadas ni por solutos ni por el disolvente
* Semipermeables: no permiten el paso de solutos verdaderos, pero sí del agua
* Dialíticas: son permeables al agua y solutos verdaderos, pero no a los solutos coloidales
* Permeables: permiten el paso del disolvente y de solutos coloidales y verdaderos; sólo son impermeables a las dispersiones groseras

Esta es quizá la más curiosa de las cuatro. Si tenemos dos disoluciones separadas por una membrana semipermeable (que deja pasar el agua pero no el disolvente) y una de ellas tiene una mayor concentración de soluto, pasará agua de la más diluida a la másconcentrada (estrictamente se dice que se igualan los potenciales químicos, aunque éste es un término que requeriría bastante más tiempo de explicar). Entre ellas se generará una diferencia de presión. Es la llamada presión osmótica.
Si aplicamos una presión mayor que la presión osmótica en el compartimento más concentrado conseguiremos que el agua pase de la parte con soluto a la parte sin él. Este fenómeno es conocido como ósmosis inversa. Así, si tenemos agua con sal y aplicamos una presión alta, pasará del agua con sal al agua pura. Y ahí lo tenemos, la desalinización del agua del mar y su reconversión a agua para uso urbano.
Todas ellas además tienen un práctico uso en el laboratorio: se pueden usar para determinar la masa molecular de distintos compuestos (en general para polímeros y proteínas).
Nota: He obviado poner las fórmulas de estos fenómenos. Si alguien está interesado que me lo comente y lo explicaré todo con más profundidad.

impermeables | semipermeables | dialíticas | permeables |


En Biología y en Fisiología, al hablar de disolvente nos referimos al agua, pero los solutos pueden ser:
* Coloidales (proteínas, polisacáridos)
* Verdaderos de tipo molecular (glucosa, urea)
* Verdaderos de tipo salino (NaCl, KHCO3)
Ósmosis es la difusión de líquidos a través de membranas. Supongamos una disolución de NaCl separada del disolvente por una membrana semipermeable que, como hemos visto,permite el paso del agua pero no de la sal (Figura izquierda de la tabla). El agua tiende a atravesar la membrana, pasando de la disolución más diluida a la más concentrada (Figura central de la tabla), o sea, en el sentido de igualar las concentraciones. Esta tendencia obedece al segundo principio de la termodinámica y se debe a la existencia de una diferencia en la presión de vapor entre las dos disoluciones. El equilibrio se alcanza cuando a los dos lados de la membrana se iguala las concentraciones, ya que el flujo neto de agua se detiene.

Se define la presión osmótica como la tendencia a diluirse de una disolución separada del disolvente puro por una membrana semipermeable (Figura central de la tabla). Un soluto ejerce presión osmótica al enfrentarse con el disolvente sólo cuando no es capaz de atravesar la membrana que los separa. La presión osmótica de una disolución equivale a la presión mecánica necesaria para evitar la entrada de agua cuando está separada del disolvente por una membrana semipermeable (Figura derecha de la tabla).
Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro (Figura de la derecha), que consiste en un recipiente cerrado en su parte inferior por una membrana semipermeable y con un émbolo en la parte superior. Si introducimos una disolución en el recipiente y lo sumergimos en agua destilada, el agua atraviesa la membrana semipermeable y ejerce una presión capaz de elevar el émbolo hasta unaaltura determinada. Sometiendo el émbolo a una presión mecánica adecuada se puede impedir que pase el agua hacia la disolución, y el valor de esta presión mecánica mide la presión osmótica.
Las leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones muy diluídas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus H. Van t'Hoff (fotografía de la izquierda), premio Nobel de Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente fórmula:
p= m R T
Donde p representa la presión osmótica, m es la molalidad de la disolución, R es la constante universal de los gases y T es la temperatura absoluta.
Si comparamos la presión osmótica de dos disoluciones podemos definir tres tipos de disoluciones:
* Disoluciones isotónicas son aquéllas que manifiestan la misma presión osmótica que la disolución de referencia.
* Disoluciones hipotónicas son aquéllas que manifiestan menor presión osmótica que la disolución de referencia.
* Disoluciones hipertónicas son aquéllas que manifiestan mayor presión osmótica que la disolución de referencia.
La membrana del eritrocito puede considerarse como una membrana semipermeable, que permite el paso del agua, pero no de las sales. En un medio isotónico (de igual presión osmótica), el eritrocito permanece inalterable (Selecciona Isotonic en la animación de la derecha). Si el eritrocito se introduce en aguadestilada o en un medio hipotónico el agua atravesará la membrana hacia el citoplasma, con lo que aumenta el volumen celular, distendiendo la membrana hasta que llega un punto en que ésta se rompe (Selecciona Hypotonic en la animación de la derecha). Este fenómeno se conoce con el nombre de hemolisis. Si el eritrocito se pone en un medio hipertónico (de mayor presión osmótica), el agua sale del eritrocito hacia el exterior, con lo cual su volumen disminuye, y la membrana se retrae, de forma que ofrece al microscopio un aspecto estrellado (Selecciona Hypertonic en la animación de la derecha).

Resulta, por tanto, vital para la célula mantener constante la presión osmótica del medio intersticial. Cuando la célula se encuentra en un medio donde la molaridad es distinta a la de su medio interno, tanto su funcionamiento como su propia integridad se encontrarán amenazados. Para ver la animación de la izquierda, pulsa el botón 'Actualizar' del navegador.
medio isotónico | medio hipotónico | medio hipertónico |
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Relación entre las propiedades coligativas
La presión osmótica y las demás propiedades coligativas de las disoluciones diluídas guardan una relación de proporcionalidad con la molalidad de la disolución. Por lo tanto, si despejamos el valor de m en cada fórmula podemos relacionar todas las propiedades coligativas de las disoluciones entre sí:

De esta forma, basta conocer un sólo dato para deducirinmediatamente todos los demás. Esta fórmula sólo es aplicable en el caso de que el disolvente sea el agua. Cuando se trata de otro disolvente, los descensos de la presión de vapor y los valores de las constantes crioscópicas y ebulloscópicas serán distintos.

Reducción del punto de congelación
La presión de vapor más baja de una solución con relación al agua pura, también afecta el punto de congelamiento de la solución, esto se explica porque cuando una solución se congela, los cristales del solvente puro generalmente se separan; las moléculas de soluto normalmente no son solubles en la fase sólida del solvente. Por ejemplo cuando soluciones acuosas se congelan parcialmente, el sólido que se separa casí siempre es hielo puro, como resultado la parte del diagrama de fase en la Fig que representa la presión de vapor del sólido es la misma que para el agua líquida pura. En esta misma figura puede verse que el punto triple de la solución a una temperatura menor que el del agua pura líquida debido a que la presión de vapor más baja de la solución comparada con la del agua líquida pura.
El punto de congelación de una solución es la temperatura a la cual comienzan a formarse los cristales de solvente puro en equilibrio con la solución. Debido a que el punto triple de la temperatura de la solución es más bajo que el del líquido puro, el punto de congelamiento de la solución también será más bajo que el del agua líquida pura.