El documento describe las propiedades coligativas de las disoluciones, incluyendo la disminución de la presión de vapor, el aumento del punto de ebullición, la disminución del punto de congelación y la presión osmótica. Explica que estas propiedades dependen del número de partículas de soluto en la disolución y provee fórmulas matemáticas para calcular cada una. También incluye ejemplos numéricos para ilustrar cómo aplicar las fórmulas.

1. 1
República Bolivariana de Venezuela.
Ministerio del Poder Popular para la Educación.
U.E.P. Colegio San José
Profesor: Franklin Burguillos
Química 4to año de ciencias
Propiedades coligativas de las disoluciones
Son las propiedades físicas que presentan las
soluciones, y que dependen del número de partículas de
soluto en una cantidad de disolventes.
Estas propiedades son características para todas y
cada una de las soluciones. Y se sabe que conociendo la
variación experimental sufrida por una de ellas se
conoce el cambio sufrido en las otras.
Ellas son:
a) Disminución de la Presión del Vapor: la cual es la más
importante porque su variación es la que determina a
las siguientes.
b) Aumento Ebulloscópico
c) Disminución del Punto de Fusión.
d) Osmosis.
Para cada una de las cuales tenemos una fórmula
matemática.
a. Disminución de la Presión del Vapor (P): esta
propiedad surge del análisis de la relación
solvente/soluto de la solución en la que
estemos trabajando.
La presión de vapor es la presión ejercida por un
vapor en equilibrio con su líquido. Cuando se añade un
soluto no volátil a un disolvente puro la presión de
vapor del disolvente es menor en esa solución que si el
disolvente es puro. Con esto se puede establecer que la
adición de un soluto no volátil lleva a una disminución
de la presión de vapor del disolvente. Esto se debe a
que en una solución el número de partículas de
disolvente se reduce debido a la presencia del soluto.
Este efecto se puede explicar a través de la ley de
Raoult. Esta ley establece que la presión de vapor en
una solución ideal es directamente proporcional a la
fracción molar del disolvente en la solución.
Matemáticamente se puede expresar:
PA
= P
0
A
XA
donde: PA
= Pdisolvente en solución
, P
0
A
= Pdisolvente puro
,
XA
= Xdisolvente
El descenso en la presión de vapor se define como:
ΔP = PºA
- PA
Ejemplo: Calcule la presión de vapor de una solución
que contiene 6,67 g de glucosa (C6
H12
O6
) disueltos en
45,35g de agua a 25ºC. La presión de vapor de agua
pura a 25ºC es 23,3mmHg.
Solución:
Sabemos que: PA
= P
0
A
XA
sacamos los datos:
PºA
= 23,3 mmHg, gramos de glucosa (soluto) = 6,67g,
gramos agua (solvente) = 45,3g
Necesito: fracción molar del solvente puro (XA
)
XA
= moles agua/moles totales
Moles agua = 45,35 /18 = 2,517 mol
Moles glucosa = 6,67g/180 = 0,0371mol
Moles totales= moles agua + moles glucosa = 2,517mol
+ 0,0371mol = 2,554mol
XA
= moles agua/moles totales = 2,517mol/2,554mol =
0,9855
PA
= P
0
A.XA
= (23.3 mmHg)x(0.9855) = 22,96 mmHg
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de glucosa se deben añadir a
123,98g de agua para disminuir la presión de vapor por
2,5mmHg a 25ºC?. La presión de vapor de agua pura a
25ºC es 23,3mmHg y la masa molar de glucosa es 180
g/mol.
Solución:
Sabemos que: ΔP = PºA
– PA
necesito PA
para determinar
XA
y partir de ahí llegar a los moles de glucosa y luego
los gramos de glucosa.
Datos: ΔP = 2,5mmHg, PºA
= 23,3mmHg, gramos de
agua 123,98g
Despejando fórmula: PA
= PºA
- ΔP = 23,3mmHg –
2,5mmHg = 20,8mmHg
Sabemos que PA
= P
0
A
XA
despejando para XA
tenemos: XA
= PA
/PºA
X A
= 20,8mmHg/23,3mmHg = 0,893 utilizando esa
fracción molar podemos calcular los moles totales
donde: XA
= moles agua/moles totales
Moles totales = moles agua/ XA
Moles agua = 123,98/18 = 6,880mol
Moles totales = 6,880mol/0,893 = 7,70mol
Moles totales = moles agua + moles glucosa
Moles glucosa = moles totales – moles agua = 7,70mol –
6,880mol = 0,820mol
Gramos de glucosa = 0,820mol/180 = 147,6g glucosa
La ley de Raoult se obedece en soluciones ideales, es
decir en soluciones en la que el soluto y disolvente son

2. 2
químicamente similares es de manera tal que las
fuerzas intermoleculares entre soluto y disolvente son
similares a las de soluto con soluto y disolvente con
disolvente. Muy pocas soluciones son ideales: algunas
se desvían positivamente (sus presiones de vapor son
mayor de lo esperado) y otras negativamente (sus
presiones de vapor son menor de lo esperado).
Ejercicio para resolver en el cuaderno
¿Cuál es la presión de vapor de una solución que se
preparó disolviendo 25,5g de naftaleno(C10
H8
) en 150 g
de de benceno(C6
H6
) a 20ºC?. La presión de vapor de
benceno es 74,6mmHg a 20ºC
b. 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
atm.
Para soluciones diluidas el cambio en el punto de
ebullición es directamente proporcional a la
concentración de soluto dado por la expresión:
ΔTb
= Kb
m
donde: ΔTe
= aumento en el punto de ebullición( Te solución
– Te disolvente
)
Ke
= constante de elevación en el punto de ebullición. Es
característica de cada disolvente.
m = molalidad de la solución = moles soluto/Kg
disolvente.
c. Disminución 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:
ΔTc
= Kc
m
donde: ΔTc
= disminución en el punto de congelación( Tc
disolvente
– Tc solución
)
Kc
= constante de disminución 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 Te
= 34,6ºC, Tc
= -116,3ºC, Ke
=
2,02ºC/m , Kc
= 1,79ºC/m.
Solución
1. Determinar la molalidad de la solución
m = moles eugenol/Kg éter
moles eugenol = 1,56/164,20 = 9,50 x 10
-3
mol
Kg éter = 50g(1Kg/10
3
g) = 0,050Kg
m = 9,50 x 10
-3
mol/ 0,050Kg = 0,19moles/Kg =
0.19 m
2. Determinar ΔTe
y ΔTc
ΔTe
= Ke
m
ΔTe
= (2,02ºC/m) (0,19 m) = 0,38ºC
ΔTc
= Kc
m
ΔTc
= (1,79ºC/m) (0,19m) = 0,34ºC
3. determinar Te
solución y Tc
solución
sabemos que: ΔTe
= Te solución
– Te disolvente
despejamos para Te solución
tenemos que Te solución
= Te
disolvente
+ ΔTe
Te solución
= 34,6ºC + 0,38ºC = 35,0ºC
sabemos que: ΔTc
= Tc disolvente
– Tc solución
despejamos para Tf solución
tenemos que Tc solución
= Tc
disolvente
– ΔTc
Te solución
= -116,3ºc - 0,34ºC = -116,6ºC
Ejercicio: Si una solución se prepara disolviendo 1,20 g
de urea (Masa molar = 60 g/mol) en 50 g de agua ¿cuál
será el punto de ebullición y congelación de la solución
resultante?. Para el agua Ke
= 0,52ºC/m y Kc
= 1,86ºC/m)
d. Presión Osmótica
Ciertas membranas permiten el paso del disolvente a
través de ellas pero no las del soluto. Estas membranas
son semipermeables. El flujo de disolvente a través de
una membrana semipermeable para igualar la
concentración de soluto en ambos lados de la
membrana se conoce como osmosis. Este proceso
puede evitarse si se aplica presión a la solución. Esta
presión que cuando aplicada paraliza el proceso de
osmosis se conoce como presión osmótica. Para una

3. 3
solución la presión osmótica está relacionada con su
concentración por:
π = MRT
donde: π = presión osmótica, M = molaridad de la
solución,
R = 0,08206 atm.L/K.mol T = temperatura en Kelvins
Ejercicio: Una solución de una sustancia desconocida en
agua a 320K tiene una presión osmótica de 2,95 atm.
¿Cuál es la molaridad de la solución?
Algunas propiedades de disolventes comunes

Problemas
1. Calcule el descenso de la presión de vapor
de agua, cuando se disuelven 5,67 g de
glucosa, C6H12O6, en 25,2 g de agua a 25°C.
La presión de vapor de agua a 25°C es 23,8
mm Hg ¿Cuál es la presión de vapor de la
solución?
2. El naftaleno C10H8, se utiliza para hacer
bolas para combatir la polilla. Suponga una
solución que se hace disolviendo 0,515 g de
naftaleno en 60,8 g de cloroformo CHCl3,
calcule el descenso de la presión de vapor
del cloroformo a 20°C en presencia del
naftaleno. La p de v del cloroformo a 20°C
es 156 mm Hg. Se puede suponer que el
naftaleno es no volátil comparado con el
cloroformo. ¿Cuál es la presión de vapor de
la solución?
3. Una solución acuosa de glucosa es 0,0222 m
¿cuáles son el punto de ebullición y el punto de
congelación de esta solución? (100,011 ºC y –
0,041 ºC)
4. ¿Cuántos gramos de etilenglicol, CH2OHCH2OH,
se deben adicionar a 37.8 g de agua para dar un
punto de congelación de -0.150°C? (0,189 g)
5. Se disolvió una muestra de 0,205 g de fósforo
blanco en 25 g de CS2 Se encontró que la
elevación del punto de ebullición de la solución
de CS2 fue 0,159°C. Cuál es el peso molecular
del fósforo en solución? (Keb = 2,47) (127,38
g/mol)
6. Una disolución contiene 1 g de hemoglobina
disuelto en suficiente agua para formar 100 mL
de disolución. La presión osmótica a 20ºC es
2.72 mm Hg. Calcular:
a) La molaridad de la
hemoglobina.(1,488x10-4
M)
b) La masa molecular de la
hemoglobina.(67165,8 g/mol)
7. ¿Qué presión osmótica ejercerá una
solución de urea (NH2CONH2) en agua al 1%,
a 20ºC?. Considere que 1000 g corresponde
aproximadamente a 1 L de solución. (0,4
atm)
8. ¿Qué concentración en g/L habría de tener
una solución de anilina en agua, para que su
presión osmótica a 18ºC sea de 750 mm
Hg? (PM= 93,12) (3,85 g/L)