Marilena Meira

Propriedades coligativas� Depende do número de partículas na mistura e não da

sua identidade química.

� São 4 as propriedades coligativas:� São 4 as propriedades coligativas:

� Abaixamento da Pressão de Vapor

� Aumento do Ponto de Ebulição

� Abaixamento do Ponto de solidificação

� Pressão Osmótica

Pressão máxima de vapor� É a pressão exercida pelo vapor quando existe um

equilíbrio entre as fases líquida e de vapor numa dada temperatura.

� Quanto mais volátil o solvente maior a pressão máxima de vapor.de vapor.

� A uma mesma temperatura líquidos diferentes apresentam diferentes pressões máximas de vapor.

Éter Águar

17,5 mm Hg442 mm Hg

Influência da temperatura na pressão

máxima de vapor de um solvente

� A pressão máxima de vapor de um líquido aumenta com a elevação da temperatura.

� Maior temperatura, maior a energia cinética das � Maior temperatura, maior a energia cinética das moléculas, o que facilita a passagem para o estado vapor.

� Um líquido irá ferver na temperatura em que sua pressão máxima de vapor se igualar à pressão atmosférica.

400

500

600

700

800

Pre

ss

ão

má

xim

a d

e v

ap

or

mm

Hg

Influência da temperatura na pressão máxima de vapor

Éter

-100

0

100

200

300

0 20 40 60 80 100 120 140 160

Temperatura oC

Álcool

Água

Tonoscopia� Soluções de soluto não volátil têm uma pressão de

vapor inferior ao solvente puro.

� A volatilização das moléculas do solvente é dificultada pelo soluto, devido às interações intermoleculares.pelo soluto, devido às interações intermoleculares.

� P = X2.P2

� Onde:

� P = Pressão de vapor da solução.

� X2 = Fração molar do solvente.

� P2 = Pressão de vapor do solvente puro.

Tonoscopia� Lei de Raoult:

P = X2.P2

P = (1 – x1). P2

P = P – P xP = P2 – P2x1

P2x1 = P2 - P

P2x1 = ∆P

Efeito tonoscópico: ∆P = x1

P2

Tonoscopia� Para soluções diluídas n1 < < < n2

onde �

TonoscopiaVálida para soluções moleculares nas quais o número de mols do soluto é igual ao número de partículas em solução.

Para soluções iônicas deve-se mutiplicar pelo fator de Van’t Hoff (i).

i = 1 + α(q-1)Onde:α = grau de dissociação.q = número de íons produzidos por fórmula do soluto.

Exemplo� Calcular o fator de Van’t Hoff para:

� CaBr2 90%

� CaBr2 � Ca+2 + 2Br-

� Cada fórmula produz 3 íons (q)� i = 1 + α(q-1)� i = 1 + 0,9(3-1)

� i = 1 + 0,9.2

� i = 1 + 1,8 = 2,8

Exemplo� A pressão de vapor de uma solução aquosa que contém 30 g

de soluto dissolvido em 270 g de água a 100ºC é 750 mmHg. Determine a massa molar do soluto (Dados KT = 0,018 g/mol. Pressão de vapor da água a 100º C é 760 mm Hg.

W = n1m

n1 = m1

mol

760 -750 = 0,018. W760

W = 0,731 mols/Kg

m2

0,731 = n10,270

n1 = 0,1974

mol

0,1974 = 30mol

Mol = 300,1974

Mol = 152 g/mol

Ebulioscopia e crioscopia� Soluções com solutos não voláteis apresentam um

ponto de ebulição maior que o do solvente puro.� Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da elevação do

ponto de ebulição de uma solução.ponto de ebulição de uma solução.

� Soluções com solutos não voláteis apresentam um ponto de solidificação (congelamento) menor que o do solvente puro.

� Crioscopia ou criometria é o estudo da diminuição do ponto de solidificação (congelamento) de uma solução.

Ebulioscopia e crioscopia

Ebulioscopia e crioscopia� A elevação do ponto de ebulição (∆TE) e a diminuição

no ponto de congelamento (∆Tc) são ambos diretamente proporcionais à molalidade.

� Para soluções moleculares:� Para soluções moleculares:

� ∆TE = KE. W. ∆TC = KC. W.

� Para soluções iônicas:

� ∆TE = KE. W.i ∆TC = KC. W.i

Exemplo� Calcular o ponto de ebulição e o ponto de

congelamento de uma solução 2 molal de glicose em água (KE = 0,52, KC = 1,86)

� ∆T = K . W ∆T = K . W� ∆TE = KE. W ∆TC = KC. W

� ∆TE = 0,52.2 ∆TC = 1,86.2

� ∆TE = 1,04 ∆TC = 3,72

� PE = 100 + 1,04 PC = 0 – 3,72

� PE = 101,04 oC PC = -3,72 oC

Pressão osmótica� Osmose é a passagem do solvente para uma solução ou

passagem do solvente de uma solução diluída para outra mais concentrada por meio de uma membrana semipermeável.

Pressão osmótica� É a pressão externa que deve ser aplicada a uma

solução para evitar a sua diluição por osmose.

Água solução

Pressão osmótica (π) � Van’t Hoff em 1885 notou grande semelhança entre o

comportamento de uma solução e de um gás ideal e por esse motivo propôs a determinação da pressão osmótica (π) através da equação dos gases: PV = nRTatravés da equação dos gases: PV = nRT

� π.V = n.R.T Para solutos moleculares

� π.V = n.R.T.i Para solutos iônicos

Onde:i = fator de Van’t HoffR = 0,082M = molaridadeT = Temperatura absoluta Kelvin

Exemplo� Foi preparada uma solução pela adição de 1,0 g de

hemoglobina em água suficiente para preparar 0,10 litros de solução. Sabendo que a pressão osmótica é de 2,75 mmHg a 20ºC, qual a massa molar da hemoglobina? (R = 62,3 mmHg.l.mol-1K-1)hemoglobina? (R = 62,3 mmHg.l.mol-1K-1)

2,75 = n.62,3. 293

0,10

0,275= 18253,9. 1

mol

mol = 18253,9/0,275

mol = 6,6.104g/mol