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SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!

PROPRIEDADES COLIGATIVASProf. Gabriel P. Machado


DEFINIÇÃO:• Propriedades coligativas (ou efeitos coligativos) são alterações nas propriedades físicas

de um solvente devido à adição de um soluto.

• As propriedades como temperaturas de fusão e ebulição, pressão de vapor e pressão

osmótica de uma solução são diferentes do que as propriedades do solvente puro.

•Lembre-se:

Substância pura MisturaFonte: https://www.colegioweb.com.br/substancias-e-misturas/mudanca-de-estado-de-substancia-pura-e-

mistura.htmlFonte:: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/graficos-mudanca-estado-fisico.htm

https://www.colegioweb.com.br/substancias-e-misturas/mudanca-de-estado-de-substancia-pura-e-mistura.html

https://brasilescola.uol.com.br/quimica/graficos-mudanca-estado-fisico.htm


EVAPORAÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS –

PRESSÃO DE VAPOR

• Pressão exercida pelo vapor de um certo líquido no momento em que o equilíbrio

dinâmico vaporização – condensação é atingido.

• A ebulição inicia quando a pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica.

• Quanto maior a pressão de vapor de um líquido, à temperatura ambiente, mais volátil o

líquido será, e menor será sua temperatura de ebulição.

Fonte: FELTRE (2004)



PRESSÃO DE VAPOR

• Influência da temperatura na pressão de vapor:




PRESSÃO DE VAPOR

• Influência da natureza do líquido:




PRESSÃO DE VAPOR

• Influência da quantidade líquido/vapor:

• Pressão de vapor de A = Pressão de vapor de B.



EBULIÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS

• Conforme já mencionado, a ebulição ocorre quando a pressão de vapor é igual ou

superior à pressão atmosférica.

• Portanto, a nível do mar, todos os líquidos entram em ebulição quando a pressão de

vapor atinge 760 mmHg.

Lembre-se!

A pressão ambiente

depende da altitude



CONGELAMENTO DE LÍQUIDOS PUROS

• Experimentalmente, a relação entre a pressão ambiente e o congelamento da água pura

no estado líquido é dado pelo seguinte gráfico:




• Combinando este gráfico com o gráfico de aquecimento, vem:

• Note que é impossível encontrarmos água no estado líquido em pressões abaixo de 4,579

mmHg, pois esta é a pressão de vapor da água a 0 °C.




• Complementando o gráfico anterior, vem o já conhecido diagrama de fases:



TONOSCOPIA

• É o abaixamento da pressão de vapor de um solvente devido à adição de um soluto.

• A presença do soluto “atrapalha” o escape das moléculas da solução, impedindo, em

partes, a evaporação. Portanto, a pressão de vapor da solução, a uma dada temperatura, é

sempre menor do que a pressão de vapor do solvente puro.

• Pressão de vapor da solução:

• Lembre-se: X é a fração molar, dada por:


Exemplo 1: a pressão de vapor da água, a 30 °C, é 31,8 mmHg. Determine a pressão

de vapor de uma solução aquosa de glicose (C6H12O6) 18 g/L.

Exemplo 2: exercício resolvido e comentado – aula 7


EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA

• Ebulioscopia: devido ao abaixamento da pressão de vapor causado pela adição de um

soluto a um solvente, existe como consequência o aumento da temperatura de ebulição

desse solvente.

• A variação da temperatura de ebulição (ΔT = Teb(solução) – Teb(solvente puro)) é dada pela Lei

de Raoult:

“O efeito coligativo depende APENAS da quantidade, em mols, de

partículas em solução, por cada 1 kg de solvente (molalidade)”

Para solutos não-iônicos Para solutos iônicos


EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA

• Crioscopia: é o abaixamento da temperatura de congelamento de uma solução com

relação ao solvente puro

• A variação da temperatura de congelamento (ΔT = Tc(solução) – Tc(solvente puro)) também é

dada pela Lei de Raoult:

•Lembre-se:



OSMOMETRIA

• Osmose: passagem de solvente de um meio hipotônico (menor concentração) para um

meio hipertônico (maior concentração), através de uma membrana semipermeável.

• Pressão osmótica é a pressão de resistência à osmose.

• Osmometria é a determinação da pressão osmótica das soluções.

• Equação fundamental da osmometria:



FATOR DE VAN’T HOFF (i)

• Para solutos iônicos, deveremos considerar que a dissociação altera a quantidade de

partículas em solução. Note que:

NaCl → Na+ + Cl-

• Nessas condições, perceba que, após diluir o 1 mol de cloreto de sódio, obtemos 1 mol de

íons sódio e 1 mol de íons cloreto, totalizando 2 mols em solução. Como os efeitos

coligativos não dependem da natureza das partículas em solução, pode-se afirmar que o

efeito coligativo dobra no caso da adição do NaCl.

• O fator de Van’t Hoff é definido como:



• Portanto:

• Temos que:

• Quantidade de partículas dissolvidas antes da dissociação: 1 mol

• Quantidade de partículas dissolvidas após a dissociação: 2 mols

• Logo, o fator de Van’t Hoff para o NaCl é igual a 2.

NaCl → Na+ Cl-

Antes 1 mol 0 mol 0 mol

Durante 1 mol – 1 mol 0 mol + 1 mol 0 mol + 1 mol

Depois 0 mol 1 mol 1 mol

• Outros exemplos:

• CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl- i = 3

• Al2(SO4)3 → 2 Al3+ + 3 SO42- i = 5



• Para o caso de dissociações parciais, temos a seguinte situação: considere que apenas

90% do cloreto de cálcio (CaCl2) sofra dissociação. Temos que:

• Portanto:

• Quantidade antes da dissociação: 1 mol

• Quantidade após a dissociação: 2,8 mol

• Fator de Van’t Hoff (i) = 2,8 mol /1 mol = 2,8

CaCl2 → Ca2+ 2 Cl-


Durante 1 mol – 0,9 mol 0 mol + 0,9 mol 0 mol + 1,8 mol

Depois 0,1 mol 0,9 mol 1,8 mol



• Genericamente, temos:

• Portanto:

• Quantidade antes da dissociação: 1 mol

• Quantidade após a dissociação:

(1 – x) + mx + nx = (1 – x) + x (m + n).

Seja m + n = q, vem:

1 – x + x.q

1 – x(1 – q) mols

AmBn → m An+ n Bm-


Durante 1 mol – x mol 0 mol + m.x mol 0 mol + n.x mol

Depois (1 – x) mol m.x mol n.x mol



• Portanto, o fator de Van’t Hoff será:

• Ou, mais simplificadamente:

i = 1 – x(1 – q)

Onde x é o grau de dissociação e “q” é o somatório dos coeficientes que acompanham os

íons.


Referências Bibliográficas:

FELTRE, Ricardo. Química. vol. 2, 6 ed. São Paulo: Moderna, 2004. 417 p.

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