Calculadora de propiedades coligativas
Elige un disolvente, introduce la concentración del soluto (o su masa y su masa molar) y el factor de van 't Hoff, y obtén el nuevo punto de congelación o de ebullición. Otros dos modos calculan la masa molar de un soluto a partir de un desplazamiento medido, y la presión osmótica Π = iMRT. Las constantes de los disolventes proceden de una tabla citada, y se muestra cada paso. Gratis, sin registro.
Las constantes proceden de OpenStax Chemistry 2e, tabla 11.2, a 1 atm.
Selecciones rápidas de la tabla 11.3 de OpenStax. Elige «medido» para una aproximación más cercana a las disoluciones reales de sales.
Moles de partículas por mol de soluto: 1 para el azúcar, 2 para el NaCl, 3 para el CaCl₂. La asociación en el disolvente puede dar valores inferiores a 1.
Moles de soluto por kilogramo de disolvente, no por litro de disolución.
Resultados
-3,72 °C
Punto de congelación de la disolución
3,72 °C
Descenso del punto de congelación (ΔTf)
1,00 m
Molalidad (m)
Los electrolitos reales muestran un desplazamiento algo menor que el que predice la i ideal, porque los iones se atraen entre sí: el NaCl mide unos i = 1,9 a 0,050 m, no 2. Usa un valor «medido» para una estimación más cercana.
El desarrollo
ΔTf = i × Kf × m, punto de congelación = punto de congelación puro − ΔTf
ΔTf = 2 × 1,86 × 1 = 3,720 °C
Punto de congelación = 0 °C − 3,720 °C = -3,720 °C
Cómo usar la calculadora de propiedades coligativas
- 1. Elige el modo. «Punto de ebullición o de congelación» da la nueva temperatura; «Masa molar a partir de ΔT» calcula en sentido inverso a partir de un punto de congelación o de ebullición medido; «Presión osmótica» aplica Π = iMRT.
- 2. Elige el disolvente. El agua, el benceno, el cloroformo, el ácido acético y el nitrobenceno tienen constantes incorporadas. Elige «otro disolvente» e introduce su Kb o Kf y el punto del disolvente puro si el tuyo no aparece en la lista.
- 3. Introduce la concentración. Indica la molalidad directamente, o las masas de soluto y disolvente más la masa molar del soluto. Para la presión osmótica usa la molaridad, porque se expresa por litro de disolución.
- 4. Establece el factor de van 't Hoff. Usa 1 para un soluto molecular como el azúcar, 2 para NaCl, 3 para CaCl₂, o elige un valor «medido» para tener en cuenta la formación de pares iónicos.
Las ecuaciones
Punto de ebullición
ΔTb = i × Kb × m
Punto de congelación
ΔTf = i × Kf × m
Presión osmótica
Π = i × M × R × T
Una propiedad coligativa depende de cuántas partículas de soluto están disueltas, no de cuáles son. m es la molalidad (mol de soluto por kg de disolvente), M la molaridad (mol por litro de disolución) e i el factor de van 't Hoff: el número de partículas que produce cada unidad fórmula. K es una propiedad del disolvente solamente. Un soluto eleva el punto de ebullición y reduce el punto de congelación; la presión osmótica es la presión necesaria para impedir que el disolvente pase, a través de una membrana semipermeable, hacia la disolución. Para Π, T debe expresarse en kelvin, y R = 8,314 462 618 J/(mol·K), o 0,082 057 366 L·atm/(mol·K), es exacto.
Constantes de disolventes
De OpenStax Chemistry 2e, tabla 11.2 (puntos normales de ebullición y de congelación a 1 atm; constantes en °C·kg/mol):
| Disolvente | Hierve a (°C) | Kb | Congela a (°C) | Kf |
|---|---|---|---|---|
| Agua | 100,0 | 0,512 | 0,0 | 1,86 |
| Ácido acético glacial | 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 |
El factor de van 't Hoff
El azúcar permanece entero en el agua, así que i = 1. El NaCl se separa en Na⁺ y Cl⁻, así que la i ideal es 2, y el CaCl₂ da 3. Los electrolitos reales quedan por debajo de este valor porque los iones de carga opuesta se emparejan, y la diferencia crece con la concentración. La tabla 11.3 de OpenStax da los valores medidos para disoluciones acuosas 0,050 m:
| Soluto | i ideal | i medido |
|---|---|---|
| Sacarosa | 1 | 1,0 |
| NaCl | 2 | 1,9 |
| MgSO₄ | 2 | 1,3 |
| MgCl₂ | 3 | 2,7 |
| FeCl₃ | 4 | 3,4 |
Ejemplos desarrollados
El agua salada congela a menor temperatura (los valores por defecto). Una disolución 1,00 m de NaCl en agua, con i = 2: ΔTf = 2 × 1,86 × 1,00 = 3,72 °C, así que congela a −3,72 °C. Una disolución real de NaCl 1 m da un desplazamiento medido de unos 3,4 °C, porque i se acerca más a 1,8 que a 2.
Aumento del punto de ebullición. Una disolución 0,330 m de un soluto molecular no volátil en benceno: ΔTb = 1 × 2,53 × 0,330 = 0,835 °C, así que hierve a 80,1 + 0,835 = 80,9 °C. Para el yodo en cloroformo, 92,1 g de I₂ (253,8 g/mol) en 800,0 g de CHCl₃ son 0,454 m, ΔTb = 3,63 × 0,454 = 1,65 °C, y la disolución hierve a 62,9 °C.
Masa molar a partir del descenso del punto de congelación. 4,00 g de un soluto molecular desconocido disueltos en 55,0 g de benceno congelan a 2,32 °C en lugar de a 5,5 °C. ΔTf = 3,18 °C, m = 3,18 ÷ 5,12 = 0,621 mol/kg, n = 0,621 × 0,0550 kg = 0,0342 mol, y M = 4,00 g ÷ 0,0342 mol = 117 g/mol.
Presión osmótica. Una disolución 0,30 M de glucosa a 37 °C (310,15 K, i = 1): Π = 1 × 300 mol/m³ × 8,314 462 618 × 310,15 = 7,7 × 10⁵ Pa = 7,6 atm, cerca de los 7,7 atm de presión osmótica aproximada de la sangre. Para una proteína, 10,0 g en 0,500 L que dan 5,9 torr a 22 °C son 3,2 × 10⁻⁴ M, así que la masa molar es de unos 6,2 × 10⁴ g/mol: la presión osmótica sirve para moléculas grandes porque la presión es fácil de medir incluso cuando la molaridad es minúscula.
Errores comunes
- Usar la molaridad en lugar de la molalidad. Las fórmulas de congelación y ebullición usan moles por kilogramo de disolvente. La fórmula de la presión osmótica usa moles por litro de disolución.
- Olvidar la i. 1,00 m de NaCl reduce el punto de congelación unas dos veces más que 1,00 m de azúcar.
- Usar Celsius en Π. La temperatura en Π = iMRT va en kelvin; la calculadora convierte las unidades y rechaza los valores iguales o inferiores al cero absoluto.
- Tratar un soluto volátil como una elevación. La fórmula del punto de ebullición supone que el soluto no es volátil. Si además se evapora, es posible que el punto de ebullición no suba.
- Usar las fórmulas a concentraciones altas. Son leyes límite para disoluciones diluidas. Por encima de aproximadamente 1 m, o con electrolitos fuertes, espera desviaciones respecto del resultado ideal.
Preguntas frecuentes
- ¿Qué son las propiedades coligativas?
- Son propiedades de una disolución que dependen del número de partículas disueltas y no de su identidad: el descenso de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, el descenso del punto de congelación y la presión osmótica. Cada una es proporcional a la concentración del soluto.
- ¿Cómo se calcula el descenso del punto de congelación?
- ΔTf = i × Kf × m. Multiplica el factor de van 't Hoff por la constante crioscópica del disolvente y por la molalidad, y resta el resultado del punto de congelación del disolvente puro. Para azúcar 1,00 m en agua, ΔTf = 1,86 °C, así que congela a −1,86 °C.
- ¿Qué es el factor de van 't Hoff?
- Es el número de partículas que produce una unidad fórmula en disolución: 1 para la glucosa, 2 para el NaCl, 3 para el CaCl₂. Los valores medidos son algo menores que estos valores ideales porque los iones forman pares, sobre todo en disoluciones concentradas.
- ¿Por qué la sal derrite el hielo de las carreteras?
- Al disolverse en la fina película de agua que hay sobre el hielo, la sal reduce su punto de congelación, de modo que el hielo se derrite a temperaturas inferiores a 0 °C. El efecto tiene límites: una disolución saturada de NaCl no puede congelar por encima de unos −21 °C, así que la sal deja de funcionar en un frío intenso.
- ¿Cómo calculo la masa molar a partir del descenso del punto de congelación?
- Calcula ΔT a partir de los puntos de congelación del disolvente puro y del observado, y después m = ΔT ÷ (i × Kf). Multiplica m por los kilogramos de disolvente para obtener los moles de soluto, y divide la masa del soluto entre esos moles.
- ¿Cuál es la diferencia entre molaridad y molalidad?
- La molaridad son moles por litro de disolución, y cambia con la temperatura porque cambia el volumen. La molalidad son moles por kilogramo de disolvente, y no cambia. Los cálculos de ebullición y congelación usan molalidad; la presión osmótica usa molaridad.