La utilidad de las propiedades coligativas

Habitualmente estamos acostumbrados a ver cómo en invierno se echa sal en las carreteras para evitar que se formen placas de hielo, o se usan mezclas anticongelantes en determinados dispositivos para evitar que dejen de funcionar por efecto de las bajas temperaturas. En esta entrada del blog vamos a estudiar las razones físico-químicas que están detrás de este tipo de fenómenos.

Una disolución se puede definir como una mezcla homogénea resultante de la unión de un componente mayoritario llamado disolvente y un componente minoritario, el soluto.

Cuando se disuelve un soluto en un disolvente, bastantes propiedades del disolvente se modifican apreciablemente. Aquellas propiedades del disolvente que varían no por la naturaleza del soluto, sino por su mayor o menor concentración reciben el nombre de propiedades coligativas. Es decir, el valor de una de estas propiedades es igual en dos disoluciones acuosas, una con una concentración de 1 mol por litro de etanol y otra con la misma concentración de etilenglicol, a pesar de que estos dos solutos son diferentes. Entre algunas de estas propiedades hay que destacar:

• Descenso crioscópico: La disolución solidifica (congelación) a una temperatura menor que la correspondiente a la solidificación del disolvente puro.

• Aumento ebulloscópico: La disolución se evapora (ebullición) a una temperatura menor que la correspondiente a la evaporación del disolvente puro.

Ambos procesos se pueden justificar en base al descenso en la presión de vapor de la disolución cuando se incrementa la concentración de soluto. Cuando se tiene una disolución, las moléculas de disolvente no se encuentran estáticas, sino que están en continuo movimiento. Por ello, en la interfase entre la disolución y el medio gaseoso que la rodea se puede producir que las moléculas escapen del medio líquido y pasen al medio gaseoso. Este es un proceso que se llama evaporación. Del mismo modo, estas moléculas que han escapado siguen moviéndose y pueden llegar a colisionar con la interfase de la disolución, volviendo a quedar atrapadas en el seno del disolvente, en un proceso conocido como condensación. Si el recipiente que contiene a la disolución está abierto al medio, el proceso de condensación es muy poco probable, de ahí que poco a poco el contenido del recipiente se vaya evaporando hasta desaparecer. Sin embargo, si el recipiente está introducido, por ejemplo en una campana sellada, llegará un momento en el que se establezca un equilibrio entre la evaporación y la condensación, es decir, que el número de moléculas de disolvente que abandona la disolución es el mismo que el que quedan atrapadas durante la condensación. En esta situación de equilibrio, las moléculas de disolvente que estén en la fase gaseosa estarán ejerciendo una presión sobre las paredes de la campana que contiene al recipiente. A esta presión se la denomina presión de vapor de un líquido Si ahora aumentásemos la temperatura de la disolución, la movilidad de las moléculas de disolvente se incrementaría y se evaporarían en una mayor proporción, de ahí que la presión de vapor aumentase. Si seguimos aumentando la temperatura llegará un punto en el que la presión de vapor adquiera el valor de la presión atmosférica que rodea a nuestra campana. En ese momento, el líquido comenzará a ebullir, a una temperatura conocida como temperatura de ebullición.

Cuando se añaden moléculas de un soluto, parte de ellas van a estar colocadas en la interfase entre el líquido y el gas, de modo que se reduce el número de moléculas de disolvente que pueden participar en el equilibrio entre evaporación y condensación, descrito anteriormente. Como consecuencia, la presión de vapor de esta disolución será menor que la correspondiente al disolvente puro (Figura 1).

                          Figura 1. Representación para la presión de vapor de un disolvente puro (Izquierda) y una disolución con                              un soluto (puntos rojos en la figura de la derecha)

Como consecuencia de este descenso en la presión de vapor, será necesario aumentar más la temperatura para conseguir que la presión de vapor se iguale a la presión atmosférica. Por ello, la temperatura de ebullición de la disolución será mayor que la correspondiente al disolvente puro.

Respecto al proceso de congelación, la influencia del descenso de la presión de vapor no resulta tan evidente y hay que acudir a unos diagramas que pueden ayudarnos a comprender el proceso. Estas gráficas, como la de la Figura 2, reciben el nombre de diagramas de fase, en las que se representan los valores de presión y temperatura que separan las regiones en las que una sustancia puede encontrarse en fase sólida, líquida o vapor. El efecto de añadir un soluto a un disolvente se puede observar en la Figura 3. Como consecuencia del descenso en la presión de vapor se puede comprobar el aumento en la temperatura de ebullición y el descenso en la temperatura en la cual el líquido pasa a convertirse en sólido. 

Figura 2. Diagrama de fases (presión-temperatura) para una sustancia genérica.

                                     Figura 3. Diferencia entre el diagrama de fases de un disolvente purro (línea roja)                                                  y una disolución (línea azul)

Precisamente éste es el fenómeno que se aprovecha cuando se añade sal en las carreteras si la temperatura cae por debajo de los 0ºC. Si empezase a llover o nevar, el agua depositada sobre la carretera, en ausencia de sal, llegaría a congelarse o favorecería que la nieve se fuese acumulando en la superficie del asfalto. Al añadir sal, por el contrario, se formaría una disolución con el agua de la carretera cuyo punto de congelación estaría por debajo de los 0ºC, lo que disminuiría la formación de placas de hielo o la acumulación de la nieve.