Química de disoluciones: Propiedades coligativas

Todos sabemos que en invierno se echa sal en las carreteras y en las puertas de las casas para evitar la formación de hielo. Tampoco es conveniente beber agua del grifo en las ciudades cercanas al mar debido a la gran cantidad de sales que contiene el agua, son aguas duras y esa dureza depende de la materia disuelta. Está claro que al disolver materia la naturaleza del disolvente se ve modificada pero qué alteraciones sufren y de qué intensidad van a ser el tema de esta semana. Empezamos...

Propiedades coligativas

Las propiedades coligativas son las propiedades fisicoquímicas que se modifican en un sustancia por el hecho de disolver en ella otra. Estas propiedades son fundamentalmente cuatro, vamos a verlas una por una.

Disminución de la temperatura de fusión

Como ya he comentado y todos sabemos, el disolver sal en agua hace que funda a menor temperatura. Este descenso depende de la cantidad de sal disuelta y del disolvente de la siguiente manera:

ΔT = K_f·m

Esta fórmula lo que indica es que el descenso de temperatura depende del disolvente (Kf) y de la cantidad de soluto disuelto (m = molalidad). Esta molalidad se calcula como la relación entre los moles de soluto y los kilos de disolvente, el único tipo de expresar concentración que utiliza el disolvente en vez de la disolución.

Este comportamiento también se usa en los circuitos de agua de los coches, a los que se le añade un "anticongelante", normalmente etilenglicol, que tiene una gran solubilidad en agua y rebaja hasta 10 grados la temperatura de fusión del agua del motor. Como caso recreativo, se añade sal a las neveras con agua y hielo para que al bajar la temperatura de fusión se mantengan aún más frias o, incluso, congeladas.

Aumento de la temperatura de ebullición

Ya que la adición de un soluto a un disolvente se puede decir que estabiliza la fase líquida en un proceso de fusión, de igual manera estabiliza la fase líquida en los procesos de evaporación, llevándose a cabo con un comportamiento muy similar al de fusión.

ΔT = K_v·m

Este aumento de temperatura depende del disolvente y de la cantidad de soluto, de igual manera que en la temperatura de fusión. Este comportamiento era usado antiguamente para hacer que el agua de la cocción estuviese más caliente y los alimentos se cocinasen antes.

Descenso de la presión de vapor

La presión de vapor es la propiedad que indica la cantidad de una sustancia que es estable en fase de vapor con un líquido. Cuando la presión atmosférica alcanza esta presión la sustancia es estable en fase vapor y se vaporiza. Por eso en ciudades localizadas a cierta altura el agua hierve antes de los 100ºC y, si se baja lo suficiente la presión, es posible hacer hervir agua con el calor de la mano (yo lo he llegado a hacer y es bastante impactante, de hecho este tema de la presión de vapor daría para un post entero, se aceptan propuestas 😉).

Como ya hemos comentado antes, la adición de un soluto a un disolvente hace que este último estabilice su fase líquida, haciendo que aunque descienda la presión necesaria para que hierva la mezcla. También se puede entender como una variación del punto anterior aunque se basan en fenómenos fisicoquímicos diferentes. Podéis ver cómo se observa aquí, donde también podéis ver el resto.

Aumento de la presión osmótica

La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de menor hacia zonas de mayor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a "diluir" hasta que se igualen las concentraciones. Es el paso espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable por la que sólo puede pasar el disolvente. La variación de esta presión de vapor se puede obtener a partir de la ecuación de los gases ideales, es la siguiente:

Π = m·R·T

donde Π es la presión osmótica, m la molalidad, R la constante de los gases ideales (0.082 atm·L/(mol·K)) y T la temperatura absoluta.

Esta propiedad es clave en procesos biológicos, donde las membranas celulares son permeables al agua pero no siempre a las sales y compuestos disueltos. Esto hace que por diferencias en esta presión osmótica las células puedan perder o ganar agua, cambiando sus actividades y pudiendo, en casos extremos a morir. El caso más claro ocurre al beber agua a la que no estamos habituados, ya sea con pocas sales (como de un manantial de la montaña) o con muchas (como agua de mar o de los grifos de la costa). Este agua con una diferencia tan grande a la presión osmótica de las células del intestino hace que no funcionen correctamente y estemos varios días con diarrea. En caso del agua de manantial, la falta de sales hace que el agua intente diluir el interior de la célula, haciendo en casos extremos que revienten debido a su presión interior. Esto hace que no funcione el intestino como es debido y de ahí la diarrea. En caso del agua con muchas sales el proceso es justo al contrario, como fuera hay tantas sales la célula se vacía de agua para intentar diluirlo, secándose y dejando de funcionar hasta que se rehidrate, si no muere antes, de ahí la diarrea.

Aún así, existen bebidas isotónicas que permiten reponer sales a la concentración justa haciendo que las células que hayan sobrevivido puedan mantenerse en condiciones perfectas, por eso cuando hay diarreas recomiendan bebidas para deportistas, tipo aquarius, que son bebidas isotónicas con la cantidad justa de sales para que todo vuelva a su ser.

Este ha sido el post de esa semana, aunque la explicación de cada fenómeno ha sido escueta si hay alguna duda está abierto el espacio de los comentarios para ampliaciones, comentarios, dudas o curiosidades. Como siempre, también está la página de Facebook, donde se votan todas las semanas el tema del próximo post, no te lo pierdas.

Nos vemos la semana que viene.

Cuídate!