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En invierno se echa sal en las carreteras para que no se forme hielo. Los coches llevan anticongelante en el radiador. Un suero intravenoso tiene que tener una concentración exacta para no dañar los glóbulos rojos. Las tres cosas son propiedades coligativas: propiedades de una disolución que dependen solo del número de partículas de soluto disueltas, no de qué partículas sean.

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Lo que vas a aprender

  • Qué son las propiedades coligativas y por qué existen.
  • La molalidad.
  • El descenso de la presión de vapor (ley de Raoult).
  • El aumento ebulloscópico y el descenso crioscópico.
  • La presión osmótica.
  • El factor de Van ‘t Hoff para electrolitos.

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Fundamentos teóricos

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La idea

Las partículas de soluto “diluyen” el disolvente: hay menos moléculas de disolvente en la superficie para evaporarse y en el líquido para ordenarse en un sólido. Por eso la disolución hierve a más temperatura, se congela a menos y tiene menos presión de vapor que el disolvente puro.

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Molalidad

m=moles de solutokg de disolvente(mol/kg)m = \frac{\text{moles de soluto}}{\text{kg de disolvente}} \quad (\text{mol/kg}) Se usa en lugar de la molaridad porque no depende de la temperatura (la masa no cambia al dilatarse).

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Presión de vapor: ley de Raoult

p=xdisolvente p∘Δp=xsoluto p∘p = x_{\text{disolvente}}\,p^\circ \qquad \Delta p = x_{\text{soluto}}\,p^\circ xx es la fracción molar y p∘p^\circ la presión de vapor del disolvente puro.

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Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico

ΔTe=i Ke mΔTc=i Kc m\Delta T_e = i\,K_e\,m \qquad \Delta T_c = i\,K_c\,m

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Presión osmótica

La ósmosis es el paso de disolvente a través de una membrana semipermeable desde la disolución más diluida a la más concentrada. La presión que hay que aplicar para impedirlo es la presión osmótica: π=i M R T\pi = i\,M\,R\,T con MM en mol/L, R=0,082R = 0{,}082 atm·L/(mol·K) y TT en kelvin. Es la misma forma que la ecuación de los gases ideales.

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Factor de Van ‘t Hoff

Los electrolitos se disocian en varias partículas, y lo que cuenta es el número total de partículas: En la realidad, ii es algo menor por la atracción entre iones (el NaCl 0,1 m tiene i≈1,9i \approx 1{,}9).

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Cálculo de masas molares

Midiendo ΔTc\Delta T_c (o π\pi) de una disolución con una masa conocida de soluto, se obtienen sus moles y su masa molar. La osmometría se usa para proteínas y polímeros, porque da efectos medibles aun con concentraciones muy pequeñas.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Anticongelante

Se disuelven 620 g de etilenglicol (62 g/mol) en 2 kg de agua. m=102=5m = \frac{10}{2} = 5 mol/kg.ΔTc=1,86⋅5=9,3\Delta T_c = 1{,}86\cdot5 = 9{,}3 °C: se congela a −9,3 °C. ΔTe=0,512⋅5=2,56\Delta T_e = 0{,}512\cdot5 = 2{,}56 °C: hierve a 102,6 °C.
¿Cuánta sal hace falta por kilo de agua para que no se congele hasta −10 °C? (Ideal, i=2i = 2.)10=2⋅1,86⋅m⇒m=2,6910 = 2\cdot1{,}86\cdot m \Rightarrow m = 2{,}69 mol/kg ⇒2,69⋅58,5=157\Rightarrow 2{,}69\cdot58{,}5 = 157 g de NaCl.Con CaCl₂ (i=3i = 3) haría falta menos en moles, y además funciona a temperaturas más bajas.
3,0 g de una sustancia en 100 g de benceno bajan su punto de congelación 1,28 °C.m=1,285,12=0,25m = \frac{1{,}28}{5{,}12} = 0{,}25 mol/kg ⇒\Rightarrow 0,025 mol en 0,1 kg. Masa molar =3,00,025=120= \frac{3{,}0}{0{,}025} = 120 g/mol.
El suero fisiológico tiene 9 g/L de NaCl: M=958,5=0,154M = \frac{9}{58{,}5} = 0{,}154 M, i≈2i \approx 2.π=2⋅0,154⋅0,082⋅310=7,8\pi = 2\cdot0{,}154\cdot0{,}082\cdot310 = 7{,}8 atm. Una presión enorme: equivale a una columna de agua de 80 m.
1 g de una proteína en 100 mL de agua a 25 °C da π=2,5\pi = 2{,}5 mmHg =3,29⋅10−3= 3{,}29\cdot10^{-3} atm.M=πRT=3,29⋅10−30,082⋅298=1,35⋅10−4M = \frac{\pi}{RT} = \frac{3{,}29\cdot10^{-3}}{0{,}082\cdot298} = 1{,}35\cdot10^{-4} mol/L. Masa molar =10 g/L1,35⋅10−4=74 000= \frac{10\text{ g/L}}{1{,}35\cdot10^{-4}} = 74\,000 g/mol. Por crioscopia, el descenso sería de solo 0,00025 °C, imposible de medir bien.

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Errores frecuentes

  • Usar molaridad en lugar de molalidad en el crioscópico y el ebulloscópico.
  • Olvidar el factor de Van ‘t Hoff con sales.
  • Dividir entre los kilos de disolución en lugar de los de disolvente.
  • Usar grados Celsius en la presión osmótica.
  • Pensar que depende del tipo de soluto. Solo depende del número de partículas.

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Preguntas frecuentes

Por la sal disuelta (unos 35 g/kg): se congela hacia −1,9 °C. Al congelarse, el hielo que se forma es casi agua pura, porque la sal queda fuera del cristal. Por eso los icebergs y el hielo marino se pueden beber derretidos.
Aplicar a una disolución una presión mayor que la osmótica, de modo que el agua pase al lado contrario, del concentrado al diluido, a través de la membrana. Es el método más usado para desalar agua de mar: hacen falta unas 60 atm.

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Temas relacionados

Calculadora de diluciones

Concentraciones de disoluciones.

Gases ideales

PV = nRT, la misma forma que π = MRT.

Difusión de gases

Las partículas se reparten al azar.
Última modificación el 12 de octubre de 2026