PROPRIEDADES COLIGATIVAS

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1 RORIEDADES COLIGAIVAS O artigo abaixo trata de um tema extremamente cobrado nas provas do IME e do IA dos últimos anos. Em nosso site já existem dois outros artigos com exercícios sobre esse assunto e nossa orientação é que após a leitura deste, o candidato teste os conhecimentos adquiridos. Definição ropriedades coligativas são aquelas que dependem exclusivamente do número de partículas de um soluto que estão dissolvidas em um determinado solvente e independem da natureza das partículas. al definição facilita nosso estudo, pois garantimos que mesmo em soluções com solutos diferentes, se sabemos que a quantidade de partículas é a mesma observamos os mesmos efeitos coligativos. As propriedades coligativas são: ) onometria Relacionada com o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor de um líquido pela adição de um soluto não-volátil. ) Ebuliometria Relacionada com o aumento da temperatura de ebulição de de um líquido pela adição de um soluto não-volátil. 3) Criometria Relacionada com o abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido pela adição de um soluto não-volátil. 4) Osmometria Relacionada com o aumento da pressão osmótica de um líquido pela adição de um soluto nãovolátil. Conceitos révios ara uma análise completa das propriedades coligativas, alguns conceitos iniciais precisam ser conhecidos: ) Molalidade ou Concentração Molal (W) A molalidade ou concentração molal é uma unidade de concentração das soluções que representa a proporção entre o número de mols do soluto e a massa do solvente em kg, sendo descrita por: ) ipos de solução n m m W m ( kg) M m ( kg) M m Uma das classificações para os diversos tipos de soluções é aquela que trata da natureza do soluto que foi adicionado ao solvente. Nesse critério temos soluções moleculares onde todas as partículas dissolvidas são moléculas com o soluto não sofrendo ionização e soluções iônicas onde temos a presença de íons na solução provenientes da dissolução de um sólido iônico ou da ionização de uma substância molecular. Como exemplo de solução molecular temos a solução aquosa de sacarose (C H O ) e como exemplo de solução iônica podemos pensar em uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl). Fator de Van`t Hoff (i) O fator de Van t Hoff consiste em uma correção que deve ser feita nas propriedades coligativas associadas com soluções iônicas. ara calculá-lo, inicialmente devemos descobrir qual o número total de íons que um determinado composto liberaria em solução caso se ionizasse completamente. Observe os exemplos abaixo: HCl H + (aq) + Cl - (aq) íons liberados q Na SO 4 Na + (aq) + SO 4 - (aq) q 3 Al (SO 4 ) 3 Al 3+ (aq) + 3SO 4 - (aq) q 5 Ca 3 (BO 3 ) 3 Ca + (aq) + BO 3 3- (aq) q 5

2 No entanto, para diversos solutos temos ionizações parciais, e, nesses casos, precisamos utilizar o grau de ionização para calcular o fator de Van t Hoff. Observe os dois exemplos abaixo: A) Na SO 4 com grau de ionização (α) 6% Consideremos partícula de soluto adicionada e montamos o seguinte esquema: Na SO 4 Na + (aq) + - SO 4 (aq) Início Reação -,6,,6 Final,4,,6 Logo, partindo de partícula de Na SO 4, obtemos um total de, partículas que representa o fator de Van t Hoff, o que indica um efeito coligativo, vezes maior do que aquele que seria visto se tratássemos de uma solução molecular. B) Al (SO 4 ) 3 com grau de ionização (α) 8% Consideremos partícula de soluto adicionada e montamos o seguinte esquema: Al (SO 4 ) 3 Al 3+ - (aq) + 3SO 4 (aq) Início Reação -,8,6,4 Final,,6,4 Nessa situação temos que i 4,. odemos generalizar para chegar numa fórmula geral: C x A y α xc y + + ya Início Reação - α αx αy Final - α αx αy x q x+ y i α + αx + αy i + α( q ) É importantíssimo ressaltar que quando estamos trabalhando com soluções moleculares, não ocorre a ionização e, com isso, o fator de Van t Hoff fica igual a. Nas provas do IME, em muitas questões são utilizados solutos orgânicos, que formam essas soluções moleculares. ressão Máxima de Vapor (MV) A pressão máxima de vapor de um líquido pode ser definida como a pressão parcial exercida pelos vapores advindos de um líquido, num recipiente fechado, que saturam o meio no estado gasoso, quando este vapor está em equilíbrio com o líquido, a uma certa temperatura. Quando chegamos nesta pressão máxima de vapor qualquer excesso de vapor se precipitará em forma de corpo de fundo. É esse fenômeno que acontece quando pessoas ficam fechadas em um carro e começam a emitir vapor de água até passar o limite de saturação do ar atmosférico, quando este excesso se precipita embaçando o vidro. Dentro desse conceito, podemos comentar sobre a umidade relativa do ar. Esta vale % quando está chovendo ou na iminência de chuva. A seguinte fórmula nos permite calcular essa umidade relativa: UR V MV.%, onde: UR: umidade relativa do ar V: pressão de vapor d água MV: pressão máxima de vapor d água

3 Um outro ponto muito importante é que em um determinado momento, quando estamos aquecendo um líquido, a pressão máxima de vapor alcançará o valor da pressão atmosférica local, e, a evaporação se tornará intensa com a formação de bolhas gasosas, caracterizando a ebulição.além disso, sabemos que a pressão máxima de vapor é diretamente proporcional à temperatura. odemos notar que quando a pressão atmosférica diminui, fica mais fácil para o líquido entrar em ebulição, pois a temperatura vai ficando cada vez menor. or isso que quanto mais aumentamos a altitude com relação ao nível do mar, a redução da pressão atmosférica faz com que a temperatura de ebulição vá diminuindo. ressão de Vapor de Soluções Quando temos uma solução na qual um soluto não-dissociável e não-volátil está dissolvido em um solvente, consideramos que a pressão de vapor da solução é devida apenas ao vapor do solvente na solução. Seu cálculo é dado pela Lei de Raoult, que diz: X, onde Solução Solvente. Solvente Solução pressão de vapor de uma solução a uma determinada temperatura X Solvente fração molar do solvente Solvente pressão de vapor do solvente puro a uma determinada temperatura. onometria onometria é o estudo do abaixamento relativo da pressão máxima de vapor de um líquido pela adição de um soluto não-volátil. Quando adicionamos um soluto a um sistema em equilíbrio, a evaporação do solvente não continuará acontecendo com a mesma velocidade já que a entrada do soluto provocará um desequilíbrio. Com isso, seguindo o rincípio de Le Chatelier, o sistema tentará retornar à situação de equilíbrio e fará isso reduzindo a quantidade de vapor, o que consequentemente diminui a pressão máxima de vapor desse determinado líquido. Observe o gráfico: Fonte: A parte quantitativa da propriedade, ou seja, o cálculo do efeito coligativo causado pela adição do soluto, é aqui pautado pela Lei de Raoult já vista anteriormente, que afirma em uma variante que o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor de um líquido é aproximadamente igual à fração molar do soluto. emos então as seguintes variáveis: pressão máxima de vapor do solvente pressão máxima de vapor da solução p : abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor : abaixamento relativo da pressão máxima de vapor.

4 ela Lei de Raoult, teríamos: X. i Manipulando a fração molar, temos: n SolucaoDiluída n m. M M. m X X X X X n n m. M m. M Logo, temos: K. W K. W i. e K M Exemplo: Dissolvemos 34,g de sacarose (C H O ) em 8 g de água. Sabendo que na temperatura da experiência a pressão de vapor da água pura é igual a 7,5 mmhg, calcule: a) o abaixamento relativo da pressão de vapor b) o abaixamento absoluto da pressão de vapor c) a pressão de vapor da solução aquosa de sacarose Resolução: emos que a sacarose é um composto orgânico i m 34, m 8 n n, n, n X, 99 M 34 M 8 n n + n +, a) X. i,99., 99 b) X,99.7,5, 73mmHg. c),73 7,5 7,5,73 7, 368mmHg Ebuliometria Ebuliometria é o estudo do aumento da temperatura de ebulição de um líquido pela adição de um soluto não-volátil. al efeito está diretamente relacionado ao anterior, quando pensamos que a redução da pressão máxima de vapor torna mais difícil o alcance da pressão atmosférica local, o que acaba provocando essa elevação da temperatura de ebulição. O efeito quantitativo também pode ser medido, através de Raoult: Eb K Eb. W. i, onde K Eb R., onde: R: constante,98 cal/mol.k LV : emperatura de ebulição do solvente (K) L V : Calor latente de vaporização do solvente (cal/g)

5 Exemplo: Uma solução aquosa de cloreto de sódio, em determinada temperatura, e na qual o grau de dissociação do soluto é igual a 9%, ferve sob pressão normal a,8 o C. Determine a concentração molal da solução, sabendo que a constante ebulioscópica da água é igual a,5 o C/molal. Resolução CaCl Ca + + Cl - Fator de Van t Hoff i + α(q-) i +,9(3-) i,8 Eb KEb. W. i,8,5. W.,8,8,5. W.,8 W molal Criometria Criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de congelamento de um líquido pela adição de um soluto nãovolátil. ara compreensão deste efeito coligativo podemos novamente utilizar o estudo da pressão de vapor como base. Sabemos que a curva de vapor da solução sempre está abaixo da curva de vapor do solvente puro, e, sendo assim, é intuitivo imaginar que o ponto triplo da solução se encontre a uma pressão e temperatura menores do que os valores do ponto triplo do solvente. Observe o gráfico utilizado em uma questão da prova do IME de 998: (mm Hg) 76 água solução (K) Aqui podemos observar claramente a alteração no diagrama de fases a partir da adição do soluto não-volátil. or exemplo, analisando a pressão atmosférica de 76 mmhg, fica evidente que a temperatura de congelamento que para a água pura era de 73K reduziu para 69K a partir desta adição do soluto. Fazendo a análise quantitativa temos: K. W i, onde c c. K Eb R., onde: R: constante,98 cal/mol.k L f : emperatura de congelamento do solvente (K) L f : Calor latente de fusão do solvente (cal/g) Uma aplicação interessante da Criometria pode ser vista em países muito frios, onde a neve pode provocar acidentes muito graves, mas a adição de um composto como por exemplo o sal de cozinha pode facilitar o descongelamento da neve e minimizar esse risco de acidentes; Exemplo: Qual a temperatura de início do congelamento de um líquido de motor de um automóvel, composto por água e C H 6 O, na proporção em massa :? Dados: H O6 C K c (água),86 o C/molal Resolução: m c Kc. W. i, m o C

6 Osmometria Osmometria é o estudo do aumento da pressão osmótica de um líquido pela adição de um soluto não-volátil. O primeiro conceito importante para compreensão da osmometria é o conceito de membrana, um tipo de superfície de contato, e os seus tipos existentes, que são: - Membrana impermeável: Não permite passagem nem de soluto nem de solvente - Membrana semipermeável: Só permite passagem do solvente, mas não permite passagem do soluto - Membrana permeável: ermite passagem tanto do soluto quanto do solvente. temos: ambém precisamos definir termos que comparem a pressão osmótica de soluções distintas. Nesse sentido, - Soluções isotônicas: Soluções de mesma pressão osmótica - Solução hipotônica: A é hipotônica com relação a B quando a pressão osmótica de A é menor do que B - Solução hipertônica: A é hipertônica com relação a B quando a pressão osmótica de A é maior do que B O efeito coligativo denominado osmometria está associado com a colocação de uma membrana semipermeável ligando soluções de pressões osmóticas diferentes. Surge então o conceito de osmose, que é definida como a passagem de solvente através de uma membrana semipermeável, do meio hipotônico para o meio hipertônico. Observe: Fonte: Assim, é possível que se exerça uma pressão externa ao meio hipertônico, para impedir que o fenômeno da osmose ocorra. Essa pressão necessária para evitar o fenômeno é o que chamamos de pressão osmótica (π). As experiências determinaram que o valor da pressão osmótica (π) é o mesmo valor da pressão calculada para gases pela Equação de Clapeyron. Logo, chegamos em: n Π V nri Π. Ri Π MRi V Exemplo: Uma solução de concentração igual a 6 g/l de um soluto não-iônico de massa molecular 8 é isotônica à mesma temperatura de uma solução aquosa de sulfato de ferro III contendo 4g do soluto em ml de solução. Calcule o grau de ionização do sal. Resolução arte I Solução não-iônica (i ) emos que a concentração molar pode ser calculada por: n m 6 M mol / L V M. V 8. 3 Π MRi Π. R.. Π. R. 3 3

7 arte II Solução iônica (i?) Fe (SO 4 ) 3 Fe 3+ - (aq) + 3SO 4 (aq) q 5 emos que a concentração molar pode ser calculada por: n m 4 M mol / L V M. V 4., Π MRi Π. R.. i Π. R. i Mas temos soluções isotônicas, então: Π Π.R..R. i i 4 3 Logo, para calcular o grau de dissociação, utilizamos a fórmula do fator de Van t Hoff já definida anteriormente: i + α( q ) 4 + α(5 ) α,75 A Equipe SEI orienta que ao final deste artigo, o candidato utilize mais dois artigos presentes em nosso site que trabalham com exercícios sobre o assunto. São eles: - Exercícios Resolvidos do IME sobre ropriedades Coligativas - Lista de Exercícios com Gabarito sobre ropriedades Coligativas Ambos estão no caminho: Química FísicoQuímica ropriedades Coligativas.

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