Relación entre presión y concentración en las soluciones

Comprende cómo se relacionan la presión y concentración de solutos en las soluciones, de modo que pueden modificar las propiedades coligativas de estas de diversas formas.


Presión de vapor y Ley de Raoult.

En 1866, el químico francés Francoise-Marie Raoult observó que, al adicionar a un solvente volátil un soluto no volátil, éste disminuía su presión de vapor. Raoult concluyó que la presión que ejercen las moléculas del solvente que están pasando a estado gaseoso sobre las moléculas de la solución que no lo están haciendo, dependerá directamente de la fracción molar del solvente y de su presión de vapor. Se debe recordar que la fracción molar es una forma de medir concentración en una solución, donde se establece una relación de proporcionalidad entre los moles del o los solutos, versus los del solvente. En ese sentido, la Ley de Raoult establece que la presión de vapor de la solución estará determinada por la proporción de moles del solvente y de su presión de vapor en estado puro. Es posible calcular la relación de partículas de soluto que llevan al descenso de la presión de vapor del solvente y solución mediante la siguiente expresión matemática:

PA = XA  x  P°A

Donde PA es presión de vapor ejercida sobre el solvente, XA es la fracción molar del solvente, P°A es presión de vapor del solvente puro.

Presión osmótica.

La ósmosis corresponde al movimiento natural de un disolvente (por ejemplo el agua) a través de una membrana semipermeable (por ejemplo, la membrana plasmática de una célula). Este movimiento estará dado por la diferencia de concentraciones de solutos entre los dos medios definidos por la membrana semipermeable, de modo que el solvente se movilizará desde el medio donde está más diluido, hacia el que está más concentrado. Es importante señalar que esta movilización de moléculas de solvente está dada de manera innata, por lo que no implica un gasto de energía dentro de los sistema biológicos ya que opera en favor de un gradiente de concentración (desde el punto de vista de los solutos disueltos en el solvente).

La presión osmótica estará dada entonces por la oposición de la membrana semipermeable que separa los 2 medios y que impide el paso de solutos entre éstos, no así el de solvente, de modo que el medio hacia el cual se está movilizando el solvente verá incrementado su volumen, mientras que el otro lo verá disminuido. En ese sentido la presión osmótica de una solución aumentará cuando aumente la concentración del o los solutos en uno de los medios, generando mayor movilización del solvente a través de la membrana semipermeable e incrementando la presión osmótica sobre ésta. Es posible calcular el valor de la presión osmótica a través de la expresión:

Π = M x R x T

Donde Π es presión osmótica, M es concentración molar de los solutos (expresada en g/mol), R es la constante universal de los gases (expresada en L x atm / mol / K) y T es temperatura de la solución (expresada en grados Kelvin).

En función de las diferentes concentraciones entre medios separados por la membrana semipermeable es posible definir medios isotónicos (donde la presión osmótica entre ambos medios es 0, dada la igualdad de solutos disueltos en ambos medios), hipotónicos (donde la presión osmótica entre uno de los medios es menor a la del otro) e hipertónicos (donde la presión osmótica entre uno de los medios es mayor a la del otro).

Ecuación de Van’t Hoff en soluciones electrolíticas.

Si bien el tipo de soluto no condiciona las propiedades coligativas de una solución, se debe considerar que hay variaciones en estas cuando los solutos son o no electrolitos. Los electrolitos son solutos que tienen la capacidad de disociarse por completo y relacionarse con el solvente de manera estacionaria (formando pares iónicos), lo que no hacen los solutos no electrolitos que se disocian parcialmente. Si un soluto se disocia completamente cómo es el caso de los electrolitos, provocará, por ejemplo, un mayor descenso de su presión de vapor que un soluto no electrolito, al igual que un mayor descenso del punto de congelación y un mayor aumento del punto de ebullición. En este caso ambos provocan el mismo efecto, pero en magnitudes diferenciales. El primero en advertir esto fue el químico holandés Jacobus Van’t Hoff, el cual a través de la siguiente expresión matemática logró determinar el factor de Van’t Hoff (i):

i = propiedad coligativa medida / valor esperado para un no electrolito

El descubrimiento de Van’t Hoff permitió perfeccionar el cálculo de todas las propiedades coligativas por medio de la consideración del tipo de soluto electrolito o no y su grado de disociación. Matemáticamente de debe multiplicar el factor de Van’t Hoff (i) a las expresiones ya señaladas para calcular cada propiedad coligativa.