Propriedades Coligativas aspectos quantitativos enviar

Prévia do material em texto

Propriedades Coligativas 
Aspectos quantitativos 
Aspectos quantitativos de propriedades coligativas
Quando falamos sobre aspectos quantitativos, nós devemos pensar em contas, matemática. Ou seja, vamos ver os assuntos dentro de propriedades coligativas que envolvem contas.
Antes de começarmos a falar sobre os aspectos quantitativos das propriedades coligativas, é importante que vocês sabam que todas as substâncias puras possuem propriedades específicas que as caracterizam, as identificam e as diferenciam. Elas são como "digitais" das substâncias, ou seja, só elas possuem essas propriedades, que ajudam a identificá-las.
Exemplo. Vamos supor que eu pegue dois copos de vidro e adicione, em um copo, água mineral, e, no outro, álcool. Visualmente parecem ser iguais, contudo as duas substâncias possuem propriedades físicas diferentes, que as diferenciam, e ajudam os químicos a saberem que de fato são substâncias diferentes.
Propriedades específicas da matéria são:
Densidade;
Volatilidade;
Ponto de ebulição;
Ponto de Fusão;
calor específico;
Isso quer dizer que cada substância pura possui seu próprio valor de densidade, volatilidade, ponto de ebulição, ponto de fusão, calor específico, etc.
Exemplo: a tabela abaixo mostra a diferença dos valores entre água e álcool.
Perceba que apesar de ambas serem incolores e transparentes, elas possuem propriedades específicas diferentes, o que mostra que, de fato, são substâncias diferentes.
Assim como álcool e água, todas as outras substâncias possuem propriedades específicas que as caracterizam.
Sob mesmas condições de pressão e temperatura, essas propriedades permanecem inalteradas para determinada substância pura.
E o que isso tem haver com propriedades coligativas, professora?
As propriedades coligativas estudam as alterações que as substâncias puras sofrem nessas propriedades específicas, quando se adiciona um soluto não volátil, ou seja, quando a transforma em uma mistura.
Os solutos não voláteis podem ser:
Iônicos- cujas fórmulas unitárias estão também unidas, formando aglomerados iônicos de estrutura geométrica bem definida, que são chamados de retículos cristalinos. Mas ao ser colocado em água, o sal reage com as moléculas dela, tendo os seus íons separados (ocorre uma dissociação iônica). Assim, os íons Na+ e Cl- ficam dispersos na água e também não são visíveis a olho nu. 
O sal na água sofre dissociação, formando uma solução iônica
Moleculares: um exemplo de soluto não volátil molecular é o açúcar (sacarose – C12H22O11) que vemos na forma de cristaizinhos brancos porque milhares e milhares de moléculas estão bem unidas, formando, assim, esses cristais.
Mas quando dissolvemos o açúcar em água, suas moléculas separam-se e ficam isoladas, por isso não conseguimos visualizá-las, mas as moléculas de C12H22O11 estão lá dissolvidas na água. 
Quando adicionamos açúcar na água que está fervendo, ela para de ferver. 
 Isso é explicado pela Ebulioscopia
Como a quantidade de soluto afeta o efeito coligativo?
O efeito coligativo é tanto maior, quanto maior o número de partículas não voláteis dispersas no solvente. Portanto, alguns fatores intensificam o efeito coligativo, tais como:
Quantidade de Soluto Dissolvido
Quanto maior a concentração molar (molaridade - mol/L) de uma mistura, maior o efeito coligativo. 
 Ionização ou dissociação iônica do soluto
Quando dissolvidos em água, ácidos, bases e sais produzem íons em um processo chamado de ionização e dissociação iônica, respectivamente. 
Neste processo, 1 mol de substância dissolvida é capaz de gerar mais mols de substâncias. 
Exemplo:
Portanto essas substâncias que, quando dissolvidas, geram mais mols, possuem efeitos coligativos mais intensos.
Exemplo, 1 mol/L de solução de AlCl3, possui maior efeito coligativo que 1 mol/L de NaCl, pois AlCl3 é capaz de gerar 4 mols de substâncias dissolvidas(sendo 3 mols de íons cloreto e 1 mol de íons Alumínio), enquanto NaCl só é capaz de gerar 2 mols (sendo 1 mol de íon de sódio, e 1 mol de íon cloreto). Veja a figura abaixo.
Vídeo: Dissociação e Ionização
 
Propriedades Coligativas
São as propriedades do solvente que se modificam na presença de um soluto não volátil e que dependem apenas do número de partículas do soluto.
Propriedades Coligativas - Pressão de Vapor
É muito importante que você entenda o que é a pressão de vapor. Pressão de vapor indica a capacidade de um líquido evaporar ( ser volátil).
As propriedades específicas que sofrem alterações com a adição de soluto não volátil são:
Volatilidade (Pressão de Vapor);
Ponto de ebulição;
 ponto de fusão;
pressão osmótica.
Os efeitos nas propriedades específicas das substâncias pela adição de soluto não volátil são chamados de efeitos coligativos, e podem ser chamados de:
 Propriedades Coligativas – Tonoscopia:
alteração da pressão de vapor ou volatilidade de uma substância pela adição de soluto não volátil;
Cálculos da tonoscopia são operações matemáticas realizadas com o objetivo de determinar o quanto a pressão máxima de vapor de um solvente diminui ao ser adicionado a ele um soluto não volátil.
Fórmulas utilizadas em cálculos da tonoscopia
→ Abaixamento absoluto (Δp)
Δp = p-p2
p = pressão máxima de vapor do solvente na solução;
p2 = pressão máxima de vapor do solvente.
→ Abaixamento relativo envolvendo fração molar
Δp = X1
p2          
X1 = fração molar do soluto.
→ Abaixamento relativo envolvendo molalidade
Δp = Kt.W
p2              
Kt = constante tonoscópica;
W = molalidade (concentração em mol/Kg).
Como a molalidade é a relação da massa do soluto (m1) pelo produto da massa molar do soluto (M1) com a massa do solvente (m2), podemos reescrever a fórmula do abaixamento relativo da seguinte maneira:
Δp = Kt.m1
   p2     M1.m2  
Obs.: Caso a solução apresente um soluto iônico (que dissocia ou ioniza), é fundamental que seja determinado o fator de Van't Hoff (que corrige o número de partículas presentes na solução) pela seguinte expressão:
i = 1 + α.(q-1)
i = fator de Van't Hoff
α = grau de ionização ou dissociação
q = número de partículas
 Propriedades Coligativas – Ebulioscopia:
alteração do ponto de ebulição de uma substância pela adição de soluto não volátil;
Cálculo ebulioscópico é uma ferramenta matemática utilizada para determinar o efeito ebuliométrico provocado em um solvente após a adição de um soluto não volátil (material que não sofre evaporação ou sublimação em temperatura ambiente).
Fórmulas do cálculo ebulioscópico
a) Elevação da temperatura de ebulição (Δte)
Como o ponto de ebulição de um solvente nunca é igual ao ponto de ebulição desse mesmo solvente após a adição do soluto, há uma variação numérica entre esses pontos de ebulição, que é calculada pelo Δte:
Δte = t – t2
t = temperatura de ebulição do solvente na solução;
t2 = temperatura de ebulição do solvente.
Essas temperaturas de ebulição devem estar na unidade graus Celsius (oC).
b) Elevação da temperatura de ebulição (Δte) e a molalidade (W)
O cálculo ebuliométrico, de acordo com o químico François Raoult, pode ser realizado por meio de uma constante (ke) e da concentração molal (molalidade). O produto entre esses dois termos está diretamente relacionado com a elevação da temperatura de ebulição (Δte).
Δte = Ke.W
ke = constante ebulioscópica
W = molalidade
A molalidade está ligada às massas do soluto (sempre em gramas) e do solvente (sempre em quilograma), bem como à massa molar do soluto:
W =   m1   
      M1.m2
Podemos escrever a expressão para o cálculo ebulioscópico em relação à molalidade da seguinte forma:
Δte =     Ke.m1    
         M1.m2
A constante ebulioscópica (ke) depende do solvente e pode ser calculada por meio da seguinte expressão:
Ke =    R.T2     
       1000.Lv
R = constante geral dos gases;
T2 = temperatura de ebulição do solvente;
Lv = Calor latente de vaporização.
c) Cálculo ebuliométrico e o fator de correção de Van't Hoff (i)
Quando um soluto não volátil de natureza iônica é adicionado a um solvente, ele sofre dissociação, o que amplia oefeito ebuliométrico. Se houver esse tipo de soluto, será necessário realizar o cálculo ebuliométrico a partir do fator de correção.
Δte = Ke.W.i
Vale ressaltar que o fator de correção de Van't Hoff é determinado pela seguinte expressão matemática:
Não pare agora... Tem mais depois da publicidade ;)
i = 1 + α.(q–1)
α = grau de dissociação do soluto iônico;
q = quantidade de íons liberados na dissociação do soluto iônico.
 Propriedades Coligativas - Crioscopia
alteração do ponto de fusão de uma substância pela adição de soluto não volátil;
Cálculo crioscópico é o termo utilizado para quantificar a crioscopia. 
A fórmula utilizada para realizar o cálculo crioscópico é:
Δθ = θ2- θ
Δθ = Variação da temperatura de congelamento ou diminuição da temperatura de congelamento;
θ2 = Temperatura de congelamento do solvente;
θ = Temperatura de congelamento da solução.
De acordo com o químico francês François Raoult, a variação da temperatura de congelamento está diretamente relacionada com a constante crioscópica do solvente e a molalidade da solução:
Δθ = Kc.W
Kc = constante crioscópica do solvente presente na solução;
W = Molalidade ou concentração molal.
A molalidade apresenta uma fórmula específica para calculá-la:
W =     m1    
      M1.m2
Podemos então substituir a fórmula acima na fórmula do cálculo crioscópico:
Δθ = Kc. m1 
       M1.m2
Caso o soluto adicionado à solução seja iônico, devemos calcular o fator de Van't Hoff (i) para corrigir o efeito coligativo provocado em decorrência do número de partículas (i) presentes em solução. Para isso, basta multiplicar a fórmula por i:
Δθ = Kc. M1 . i
         M1.m2
ou
Δθ = Kc. M1 . i
        M1.m2
A escolha da fórmula que será utilizada para desenvolver o cálculo crioscópico está relacionada com os dados que o exercício fornecer. 
 Propriedades Coligativas – Osmometria:
alteração da pressão osmótica pela adição de soluto não volátil.
A osmose é a movimentação da água do meio menos concentrado de soluto para o meio mais concentrado de soluto. 
Dois conceitos muito importantes para este assunto são:
Hipertônico quer dizer ”alta concentração de soluto”;
Hipotônico quer dizer “baixa concentração de soluto”. 
A osmose acontece no sentido do meio hipotônico para o meio hipertônico, na tentativa de diluir ou diminuir a concentração do meio hipertônico.
O movimento da água acontece no intuito de diluir a concentração hipertônica, diminuindo a sua concentração até que as concentrações se tornem isotônicas (mesma concentração). Quando as soluções se tornam isotônicas a pressão osmótica se anula, ou seja, não há mais movimentação de água.
Os cálculos na osmoscopia envolvem vários aspectos importantes, sendo o mais relevante deles a pressão osmótica. Denomina-se de pressão osmótica a força exercida pela solução menos concentrada sobre a membrana semipermeável, ou seja, é a força contrária à ocorrência da osmose. 
Fórmula para cálculo com soluto molecular
A fórmula mais utilizada em cálculos na osmoscopia é:
π = M.R.T
π = pressão osmótica;
M = concentração em mol/L;
R = constante geral dos gases (0,082 para atm e 62,3 para mmHg);
T = temperatura em Kelvin.
Dica: Para converter uma temperatura em graus Celsius para Kelvin, basta somar o valor com 273.
Essa fórmula é utilizada apenas quando o soluto presente na solução estudada é molecular, ou seja, o soluto não sofre ionização nem dissociação.
Fórmula para cálculo com soluto iônico
Quando a solução é formada por um soluto não volátil de natureza iônica, ou seja, que sofre o fenômeno da ionização ou dissociação, devemos utilizar a fórmula descrita acima da seguinte forma:
π = M.R.T.i
O i é o fator de correção de Van't Hoff, o qual deve ser calculado pela seguinte equação:
i = 1 + α.(q-1)
i = fator de correção de Van't Hoff;
α = grau de ionização ou dissociação do soluto;
q = número de íons liberados ou produzidos pelo soluto em solução.
Interpretações realizadas a partir dos cálculos na osmoscopia
Solução isotônica
É a solução que apresenta a mesma pressão osmótica que a outra solução.
π1 = π2
Solução hipertônica
É a solução (solução 1) cuja pressão osmótica é maior que a da outra solução (solução 2):
π1 > π2
Solução hipotônica
É a solução (solução 1) cuja pressão osmótica é menor que a da outra solução (solução 2):
π1 < π2
Resumo das propriedades coligativas