Propietate koligatibo

Wikipedia, Entziklopedia askea
Jump to navigation Jump to search

Kimikan, propietate koligatiboak (koligatibo hitza etilmologiari erreparatuta co-elkartua, eta ligare-lotu latineko hitzetatik dator), disoluzio baten kontzentrazioaren menpe dauden propietateak dira, eta lurrun-presioaren beherakadatik deribatzen dira. Beherakada hori Raoult-en legeak azaltzen du, eta aipatutako propietate horiek, azken honen eraginez izandako izozte-puntuaren beherakada, irakite-puntuaren gorakada eta presio osmotikoa dira. Propietate koligatiboak soilik solutuaren kontzentrazioaren eta ez solutuaren izaeraren menpe dauden ezaugarriak dira, izatez, baieztapen hau disoluzio idealentzat bakarrik da baliogarria, baina gainerako disoluzioetan ere emaitza egokiak eta onargarriak ematen dituenez, onartutako hurbilketa dela kontsideratzen da.

Lurrun presioaren beherakada erlatiboa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Propietate koligatiboak disolbatzaile lurrunkor jakin batean solutu ez-lurrunkor eta ez-ioniko baten presentziak eragiten duen lurrun-presioaren beherakadan oinarritzen dira. Likido edo disolbatzaile baten lurrun-presioa, likido horrekin orekan dagoen lurrunak eragiten duen presioa da. Disolbatzaileen lurrun-presioa txikitu egiten da solutu ez-lurrukor bat egonez gero, hau da, disoluzio bat osatzen denean. Disoluzio idealei dagokienez, hauen lurrun-presioa Raoult-en legearen bidez dago definituta:

, non:

  • disoluzioaren lurrun-presioa den
  • disolbtzaile puruaren lurrun-presioa den (i=A, B, ...)
  • substantzia horrek disoluzioan daukan frakzio molarra den

Horrenbestez, solutu ez-lurrunkor (A) eta disolbatzaile hegazkor (B) batez osatutako disoluzioaren Raoult-en legea horrela dator emanda:

, ondorioz:

Esan beharra dago Raoult-en legea solutu lurrunkorrekin ere aplika daitekeela.

Izozte puntuaren beherakada[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Izozte puntuaren beherakada edo beherakada krioskopikoa, solutu ez-lurrunkor baten disoluzioaren eta disolbatzaile puruaren fusio-puntuen arteko desberdintasuna da; azken honen fusio-puntua altuagoa izanik. Hau da, solutu ez-lurrunkor baten presentzian disoluzioaren fusio-puntua disolbatzaile puruarena baina baxuagoa da. Fenomeno hau entropiaren aldaketan oinarrituta azal daiteke:

Entropia, sistema baten desorden-maila neurtzeko erabiltzen den magnitude termodinamikoa da. Sistema osatzen duten partikulak era askeagoan higitzen badira, sistema horren entropia handiagoa izango da, eta alderantziz. Egoera fisikoei dagokienez, egoera solidoan partikulak egoera likidoan baina ordenatuagoak daude. Disoluzioak disolbatzaile edo likido puruekin alderatuz, disoluzioan likido purua egoteaz gain solutu partikulak ere badaude; eta horrenbestez disoluzioen entropia disolbatzaile edo likido puruena baina handiagoa da. Horrenbestez egoera fisikoek duten entropia aldaketan oinarrituz, ondoriozta daiteke disoluzio baten eta egoera solidoaren arteko entropia aldaketa likido puruaren eta egoera solidoaren entropia aldaketa baina handiagoa dela. Hau da:

Egoera aldaketa bati dagokion entropiaren definizioa honakoa izanik: , non:

  • egoera aldaketari dagokion entropia aldaketa den
  • egoera aldaketari dagokion entalpia aldaketa den. Magnitude hau beti konstante mantentzen da.
  • egoera aldaketa gertatzen den tenperatura den

Esan bezala egoera aldaketari dagokion entalpia konstante mantentzen denez (), egoera aldaketari dagokion entropia aldaketa eta egoera aldaketa gertatzen den tenperatura alderantziz proportzionalak dira (). Horrenbestez, disoluzioari dagokion entropia aldaketa disolbatzaile puruari dagokiona baina handiagoa bada () , disoluzioari dagokion egoera aldaketaren tenperatura txikiagoa izango da ().

Disoluzio idealentzat, hau da, Raoult-en legea betetzen duten disoluzioentzat; solutu ez-lurrunkor batek disolbatzaile puruan eragindako beherakada krioskopikoa honela definitzen da: , non:

  • solutuaren molalitatea den mol/kg-tan adierazita
  • disolbatzailearen izozte konstantea den °C.kg/mol-etan adierazita
  • izozte puntuaren beherakada den, hau da, disoluzioaren izozte puntuaren eta disolbatzaile puruaren izozte puntuaren arteko desberdintasuna °C edo K-tan adierazita

Hala ere ekuazio hau ez da guztiz zuzena, van`t Hoff-en "i" faktore moduan ezagutzen den parametroa kontutan hartu behar baita. Hau da, van`t Hoff-ek determinatu zuen izozte puntuaren beherakadaren eta irakite puntuaren gorakadaren ekuazioetan solutuaren formazioan parte hartzen duten ioi kopuruari dagokion parametroa agertu behar zela, "i" hizkiaz ezagutzen den parametroa hain zuzen ere. Horrenbestez, NaCl-rentzat i=2 eta CaCl2-rentzat i=3 izango litzateke. Aipatutako "i" parametroa izozte puntuaren beherakadaren ekuazioan sartzean lortzen den behin betiko ekuazioa honakoa da:

  • van´t Hoff-en faktorea izanik.

Irakite puntuaren gorakada[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Irakite puntuaren gorakada, disoluzioari nahasten zaion solutu baten ondorioz gertzen da. Solutuaren ondorioz, irakite puntua altuagoa izango duelarik. Adibidez, uraren irakite puntua presio atmosferikoan 100 °C-koa bada, solutu bat gehituz gero, bere irakite puntua gradu batzuk igoko litzateke.

Irakite puntuaren gorakada azaltzeko honako formula hau erabiltzen da:

  • irakite puntuaren aldaketa adierazten du (T-Tb ). T hasierako irakite puntua eta Tb bukaerako irakite puntua izanik.
  • disoluzioak duen irakite konstantea da.
  • molalitatea da. Mol kilogramoko adierazten da (mol/Kg).

Ekuazio hau ez da guztiz zuzena izan ere, van`t hoff-ek esaten duena ere kontuan hartu behar da. Ekuazi hori osatzeko, ioien formazioa ere kontuan hartu behar dela esaten du. Adibidez, NaCl bi ioietan banatzen da, alde batetik kloruro ioia eta bestetik sodio ioia geratuko litzaizkiguke. Ondorioz van`t hoff-en faktorea gehituz, behin betiko ekuazioa honela geratuko litzaiguke:

  • van´t hoff-en faktorea.

Lehenengo ekuazioa erabilgarria da i bat denean. Bestela bigarren ekuazioa erabili beharko litzateke.

Egoera ideala bada, ekuazioa aplikatuz eta Gibss-en ekuazioarekin lotuz, honako ekuaziora iritsiko ginateke:

Presio osmotikoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Osmosia, disolbatzaileak solutu kontzentrazio txikiko ingurune batetik, ingurune hipotonikotik, kontzentrazio handiagoa duen beste ingurune batera, ingurune hipertonikora, pasatzeko duen joera da, bi inguruneen kontzentrazioa berdintzeko duen joera dela eta (oreka osmotikora, ingurune isotonikora iritsi arte). Funtsean, disolbatzailearen aldiuneko desplazamendua da kontzentrazio txikieneko ingurunetik, kontzentrazio handiagoko ingurunera, beti ere mintz erdirzagazkor batetik gertatua. Bi ingurune horien artean sortzen den presio aldeari Presio Osmotiko (Π) esaten zaio.

Presio osmotikoa ingurune hipertonikoan ematen da, ingurune hipertonikoa kontzentrazio handieneko ingurunea izanik. Fenomeno hau ematen denean disoluzioaren h altuerako aldaketa bat behatzen dugu ingurune hipotonikoan, hau da, kontzentrazio txikieneko ingurunean, bai eta presio osmotikoaren igoera ere ingurune hipertonikoan. Beraz esan dezakegu fenomeno honen eragilea presio osmotikoa dela.

Osmosi prozesua eta presio osmotikoaren kontrako norantza "π" hizkiaz adierazia.

Lehen Ikerketa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Jean Antoine Nollet, Nafarroako Unibertsitateko irakaslea zenak 1748an burutu zituen lehen esperimentuak fenomeno honen inguruan. Mintz endiragazkor bat erabili zuen ura eta alkohola zituen bi disoluzio jarri zituen eta uraren lerratzea behatu zuen, alkoholarena ordea ez.

1885ean izan zen ordea Jacobus Henricus van 't Hoffen eskutik, argitaratu zituen disoluzioen propietate koligatiboen inguruko azterketa sistematikoak zirela eta presio osmotikoa azaltzen zuen lehen ekuazioa. Ekuazio honek solutuaren kontzentrazioa eta presio osmotikoa erlazionatzen ditu, gas idealen ekuazioaren antzeko era batera:

Π = R · T · c

Ekuazio honetan baloreak honela emanda datoz:

Magnitudeak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Presio osmotikoa, presio bat denez gero, bere unitateak, beste edozein presioarenaren berberan dira. Nazioarteko Unitate Sistemaren arabera, pascaletan (Pa) eman beharko dugu, hala ere atmosferatan (atm) ere eman ohi da.

Esan bezala, presio osmotikoa kontzentrazioarekiko zuzenki proportzionala da, horrek esan nahi duena kontzentrazioa igotzen badugu presio osmotikoa ere igoko dela da. Presio osmotikoa eta kontzentrazioarekin ematen den erlazio bera ematen da presio osmotiko eta tenperaturarekin.

Aplikazio Zientifiikoa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

van't Hoffen ekuazioa eraldatuz, aztertzen ari garen espeziearen masa molarra lor dezakegu. Esandako ekuazioari aldaketa txiki batzuk egin beharko dizkiogu ordea, kontzentrazioaren ordez, molaritatea erabiliko dugu gure helburua lortzeko. Disolbatuta dagoen solutuaren masa / masa molarra = Solutuaren molak erlazioa betetzen denez gero, era errezean egin dezakegu hau. Azkenik, masa molarra bakantzea falta zaigu:

M = m · R · T · V-1 · Π-1

Non M masa molarra (g · mol-1) den eta m disolbatuta dagoen solutuaren masa (g). Gainontzeko karaktereak, mantendu egiten dira. Aintzinan oso erabilia izan den teknika izan arren, zientziaren eboluzioa eman ahala, masa molarra kalkulatzeko hainbat teknika berri eta sinpleago azaldu dira, hala ere, gaur egun polimeroen masa molarraren determinazioan erabiltzen jarraitzen da teknika hau.

Arriskuak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Presio osmotikoa dela eta, injekzioekin izan beharreko arreta handia da. Esate baterako, gorputzera injektatu behar den disoluzioa hipertonikoa bada, tronbosia eragiteko arriskua dago bai eta biriketako enbolismoa izateko arriskua ere, odolaren errekanalizazioaren ondorioz. Orokorrean, zelularen gainhidratazioa gertatzen dela esan daiteke. Bestalde, kontrako egoeran, hau da, disoluzio hipotoniko batekin, zelulen deshidratazioa eman daiteke, plasmolisia sortzeko punturarte.

Historia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Koligatibo hitza 1891. urtean erabiltzen hasi zen, Wilhelm Ostwald kimikari alemaniarraren eskutik. Zientzialari honek solutuei zegozkien propietateak hiru multzotan sailkatu zituen:

  • Propietate koligatiboak. Soilik solutuaren kontzentrazio eta tenperaturaren menpean dauden propietateak. Kontutan hartu behar da, propietate horiek solutuaren partikulen forma eta konposaketarekiko independenteak direla.
  • Propietate gehigarriak. Partikula elkartuekin erlazionaturik dauden propietateak dira, eta horrenbestez, solutuen konposizio edo formula molekularrarekin erlazionaturik daude.
  • Propietate konstituzionalak. Molekularen egituraketaz gain, beste zenbait ezaugarriren menpean dauden propietateak dira.

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Ikus, gainera[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Kanpo estekak[aldatu | aldatu iturburu kodea]