Fisica General Burbano

332 EL CALOR Y SUS EFECTOS
n
p = RT p cRT
V ⇒ =
siendo n/V = c (número de moles por unidad de volumen) la concentración molar.
La expresión anterior encierra las leyes de Pfeffer; la tercera de ellas se explica fácilmente, pues
si en otra disolución cuya presión osmótica viene dada por: p′ =c′RT′ se verifica: c = c′ y
T = T′, resulta p = p′, siendo por lo tanto isotónicas las soluciones comparadas.
EXCEPCIONES A LAS LEYES DE PFEFFER: En las disoluciones con asociaciones moleculares del soluto
la presión es menor que la teórica calculada por las leyes anteriores. En los cuerpos que se ionizan
(ácidos, bases y sales) la presión osmótica es mayor que la que se ejercería sin disociación.
XV – 51. Determinación de masas moleculares
Basta considerar en la fórmula anterior que R tiene por valor R = 0,082 siempre que se exprese
p en atmósferas, v en litros, T en K y n en moles, y que:
por sustitución, obtendremos:
ecuación que nos determina la masa molecular (M m
) conocidas la presión osmótica (p) (en atmósferas),
la temperatura absoluta y la masa en gramos (m l
) de soluto existente en un litro de disolución.
XV – 52. Tensión de vapor de las disoluciones. Ley de Raoult
«Cuando una sustancia no volátil se disuelve en un líquido disminuye la tensión de vapor
de éste».
Si disolvemos en un líquido una sustancia no volátil, su presencia parece como si «estorbase»
el movimiento de las moléculas del disolvente, impidiendo que abandonen la superficie del líquido.
Este «impedimento» se comprende que aumentará con el número de moléculas disueltas, contribuyendo
a que la presión del vapor sea menor. Experimentalmente, se demuestra que:
«La disminución relativa de la tensión de vapor del disolvente es igual a la fracción molar
de soluto» [Ley de Jacques Marie Raoult (1830-1901).
Por FRACCIÓN MOLAR DE SOLUTO (x s
) se entiende el cociente entre el número de moles de soluto
y el número total de moles (soluto + disolvente):
ns
x s =
n + n
Análogamente se define la FRACCIÓN MOLAR DE DISOLVENTE (x d
):
Si llamamos f 0
a la tensión de vapor de disolvente puro y f a la de la disolución, la ley de
Raoult se expresa:
f
− f
= x s ⇔
f
0
0
f0
− f ns
=
f n + n
«La presión de vapor del disolvente en la disolución es igual a la presión de vapor del disolvente
puro multiplicado por la fracción molar del disolvente».
Para disoluciones diluidas: n s
= n d
0
c
masa disuelta en 1 litro
= =
masa molecular
ml
ml
p = cRT = 0, 082 T ⇒ Mm
= 0,
082 T
M
p
m
s
y con bastante aproximación se verifica:
f
d
x
− f ∆ f n
= =
f f n
0
0 0
pero al ser: nº de moles del soluto = m 1
(g de soluto)/M m1
(masa molecular del soluto), y lo mismo
para el disolvente, obtenemos:
∆f m1/
M
=
f m / M
0
d
s
nd
=
n + n
s
ns
⇒ f = f 1 −
n + n
2
d
d
m1
m2
s
d
F
HG
ml
M
m
I
⇒ f = f x
KJ
0 0
s d
d
MUESTRA PARA EXAMEN. PROHIBIDA SU REPRODUCCIÓN. COPYRIGHT EDITORIAL TÉBAR
que nos permite calcular masas moleculares midiendo la presión de vapor de la disolución.