Propriedades Coligativas

Aula 3

Um “efeito coligativo” é uma

modificação em certas propriedades

de um solvente quando nele adicionados

um soluto não-volátil, o qual só depende

do número de partículas (moléculas ou

íons) dissolvidas e não de sua natureza !

não-volátil: ponto de ebulição superior ao

do solvente

As propriedades do solvente

modificadas são:

Pressão de vapor - efeito tonométrico

Ponto de ebulição - efeito ebuliométrico

Ponto de fusão - efeito criométrico

Pressão osmótica - efeito osmométrico

Pressão Máxima de Vapor

(PMV)

PMV é a pressão exercida pelo vapor quando

está em equilíbrio dinâmico com o liquido

correspondente.

A PMV depende da temperatura e da natureza

do líquido. Observa-se experimentalmente

que, numa mesma temperatura, cada líquido

apresenta sua pressão de vapor, pois esta

está relacionada com a volatilidade do líquido.

A nível do mar, a pressão atmosférica

vale a 1 atm, que equivale a 760 mmHg.

Ponto de ebulição é a temperatura na qual a

PMV iguala a pressão atmosférica. Quanto

maior a PMV na temperatura ambiente, menor

o P.E.

Tonoscopia

Estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor (PMV) de um solvente causada pela adição de um soluto não-volátil.

↑ N° de partículas do soluto = ↓ PMV

A pressão máxima de vapor do solvente puro é

sempre maior do que na solução

Quanto maior for o número de

mols do soluto não-volátil na

solução, maior será o

abaixamento da pressão

máxima de vapor.

Gráfico da PMV da H2O pura e da

Solução de Sacarose

Qual dos compostos é o mais volátil?

A uma dada temperatura, possui a

menor pressão de vapor a solução

aquosa:

a) 0,1 mol/L de C12H22O11.

b) 0,2 mol/L de C12H22O11.

c) 0,1 mol/L de HCℓ.

d) 0,2 mol/L de HCℓ.

e) 0,1 mol/L de NaOH.

A pressão de vapor da solução é tanto menor quanto

maior for o número de partículas dissolvidas na

solução. Considerando que o α% = 100% para todos

os casos, temos:

a) 1 C12H22O11(s)→ 1 C12H22O11(aq)

0,1 mol 0,1 mol

Total = 0,1 mol de partículas em solução.

b) 1 C12H22O11(s)→ 1 C12H22O11(aq)

0,2 mol 0,2 mol

Total = 0,2 mol de partículas em solução.

c) 1 HCℓ(g) + 1 H2O(ℓ) → 1 H3O+

(aq) + Cℓ-(aq)

0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol

Total = 0,2 mol de partículas em solução.

d) 1 HCℓ(g) + 1 H2O(ℓ) → 1 H3O+

(aq) + Cℓ-(aq)

0,2 mol 0,2 mol 0,2 mol 0,2 mol

Total = 0,4 mol de partículas em solução.

e) 1 NaOH(s) → 1 Na+(aq) + 1 OH-

(aq)

0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol

Total = 0,2 mol de partículas em solução.

No gráfico a seguir as curvas I, II, III e IV

correspondem à variação de pressão de vapor em

função da temperatura de dois líquidos puros e das

respectivas soluções de mesma concentração de

um mesmo sal nesses dois líquidos. O ponto de

ebulição de um dos líquidos é 90 °C.

a) Indicar quais curvas correspondem aos líquidos

puros. Indicar entre os dois qual é o líquido mais

volátil e justificar.

Admitindo-se que a pressão é ao nível do mar (760

mmHg), o líquido III é puro, porque possui ponto de

ebulição 90ºC. O líquido I também é puro, sendo

mais volátil que III, pois apresenta maior pressão de

vapor numa mesma temperatura.

Indicar quais curvas correspondem às soluções.

II é a solução na qual o solvente é I, e IV é a solução

na qual o solvente é III (as soluções têm pressão de

vapor menor que seus respectivos solventes

puros).

Uma solução aquosa diluída foi preparada

dissolvendo-se 123 g de glicose (C6H12O6) em

960 g de água. Sabendo que a pressão

máxima de vapor da água no local é igual a 650

mmHg a uma dada temperatura, calcule o

abaixamento absoluto da pressão máxima de

vapor que ocorreu com a adição da glicose.

(Dados = massas molares: H2O = 18 g/mol;

C6H12O6 = 180 g/mol).

Utilizando a Lei de

Raoult, temos:

∆P = x1 . P2

Onde:

X1 = n1/n1+n2

n1= nº mol soluto

n2= nº mol solvente

n= m/mm

n1= 123/180 = 0,683

n2= 960/18 = 53,333

X1= 0,683/0,683 +53,333

X1 = 0,01265

∆P = 0,01265 . 650

∆P = 82,225 mmHg

Ebulioscopia

Estuda o aumento na temperatura de

ebulição (TE) do solvente pela adição

de um soluto não-volátil.

↑ N° de partículas do soluto = ↑ TE

Temperatura (ou ponto) de ebulição é a

temperatura em que a pressão máxima

de vapor de um determinado líquido se

iguala à pressão ambiente. Nesse ponto,

haverá a formação de bolhas de vapor e

essas bolhas se desprenderão.

Tendo um soluto dissolvido, as bolhas

terão maior dificuldade de se libertarem.

Julgue as afirmativas abaixo:

a) A pressão de vapor de um líquido diminui

quando adicionamos a ele um soluto não

volátil.

b) A temperatura de ebulição de uma

solução de cloreto de sódio a 0,25 mol/L é

menor do que a da água pura.

c) A temperatura de ebulição de uma

solução de cloreto de sódio a 0,50 mol/L é

igual à de uma solução de sacarose a 1,0

mol/L.

d) Os alimentos cozinham mais rápido em

água pura, porque ela entra em ebulição a

uma temperatura mais baixa do que a água

de uma solução aquosa de sal.

A elevação será: ∆te = t’e - te

Cálculo de ∆te (Lei de Raoult)

Para soluções moleculares:

∆te = Ke . W

Para soluções iônicas:

∆te = Ke . W . i

Ke = constante ebuliométrica

W = molalidade

W = 1000 . M1

m2 . Mm1

i = Fator de Vant’Hoff

i = 1 + α(q-1)

α = grau de ionização

q = cargas

Sabe-se que a concentração de uma solução aquosa de cloreto

de magnésio é 47,5g/1000g, fervendo a uma temperatura de

100,56°C e com a constante ebuliométrica molal da água

igual a 0,50°C. Qual o grau de ionização desta solução?

Ke = 0,50ºC

Te = 100ºC

Tf = 100,56ºC

Tf - Te = 0,56ºC

MgCl2 -> Mg2++ 2Cl-

q = 3

W = 1000. m1

m2 . mm1

W = 1000 . 47,5

1000 . 95

W = 0,50

∆te = Ke . W . i

0,56 = 0,50 . 0,50 . i

i = 2,24

i = 1 + α(q-1)

2,24 = 1 + α(3-1)

2α = 1,24

α = 0,62

Crioscopia

Estuda o abaixamento do ponto de

solidificação do solvente causado pela

adição de um soluto não-volátil.

↑N° de partículas do soluto = ↓Ponto de congelamento

Osmocopia

Estuda a passagem espontânea de

solvente de uma solução mais diluída

para outra mais concentrada através de

membranas semipermeáveis.

Osmose:

Solvente → Solução

Solução – conc. → Solução + conc.

A pressão osmótica é a pressão que deve ser

exercida sobre a solução para evitar a entrada do

solvente. Quanto maior a pressão osmótica maior

será a tendência do solvente para entrar na

solução.

A pressão osmótica pode ser medida aplicando-

se uma pressão externa que bloqueie a osmose.

Pressão Osmótica ( )

= M.R.T

Qual é a pressão osmótica, de uma solução

molecular que apresenta 0,30 mol/L a 27 ºC?

= M.R.T

M = 0,30 mol/L

R = 0,082

T = 27 + 273

T = 300 K

= 0,3 . 0,082 . 300

= 7,38 atm