Propriedades Coligativas (1)

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Propriedades Coligativas 
Professor Guilherme S. Vergnano. 
 
1 – Conceitos gerais. 
 
 As propriedades coligativas correspondem a alterações nas propriedades de um solvente 
(líquido puro) devido à adição de um soluto não volátil. Elas dependem, exclusivamente, da 
quantidade de partículas dispersas no solvente. 
Por isso, serão estudadas as propriedades de soluções ideais, cujas interações 
intermoleculares soluto-soluto, solvente-solvente e soluto-solvente são iguais. É certo que esses 
sistemas não existem, contudo, soluções com concentrações inferiores a 1x10–2 mol.L–1 apresentam 
comportamento próximo ao ideal. 
 
a) Pressão máxima de vapor → A pressão de vapor de um líquido corresponde à pressão 
exercida pelo vapor (formado a partir do líquido) sobre sua superfície, ou seja, corresponde a 
volatilidade de um líquido puro, ou seja, quanto maior a pressão de vapor de um líquido 
menor será o seu ponto de ebulição. 
 Quem apresenta maior pressão de vapor o éter etílico ou a água? 
 O éter porque é mais volátil que a água. Se compararmos os pontos de ebulição da água (PE 
= 100 ºC) com o do éter (PE = 34,6 ºC), verificamos que é mais fácil passar o éter para o estado 
gasoso que a água. Um dos fatores que contribui para tal diferença são as interações 
intermoleculares dos solventes puros. 
 
 
 µ ≅ 0 µ ≠ 0 
 
 
H2O(l) ⇌ H2O(g) 
 
Exemplo 1: Analise o gráfico a seguir, em que estão representadas as curvas de pressão de vapor 
em função da temperatura para três solventes orgânicos – éter etílico, C2H5CH2OC2H5, etanol, 
C2H5OH, e tetracloreto de carbono, CCℓ4. 
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A partir da análise desse gráfico, é correto afirmar que 
a) o CCℓ4 apresenta maior pressão de vapor. 
b) o CCℓ4 apresenta menor temperatura de ebulição. 
c) o etanol apresenta interações intermoleculares mais fortes. 
d) o éter etílico apresenta maior volatilidade. 
 
Exemplo 2: O gráfico a seguir representa a variação da pressão máxima de vapor dos líquidos A e 
B, em que A é uma solução (água + soluto não volátil) e B é água pura. 
A partir dessas informações e a respeito das propriedades 
coligativas, assinale a alternativa incorreta: 
a) Para uma mesma temperatura, a pressão de vapor do 
líquido B é maior que a do líquido A. 
b) Considerando uma mesma pressão, a temperatura de 
ebulição do líquido A é maior que a do líquido B. 
c) A pressão de vapor do líquido B diminuirá se a ele 
acrescentarmos um soluto não volátil qualquer. 
d) Se o soluto não volátil do líquido A fosse o cloreto de 
sódio, a água na solução entraria em ebulição abaixo de 100 ºC (p = 760 mmHg). 
 
Exemplo 3: Dado o gráfico a seguir: 
 
Julgue os seguintes itens. 
( ) A ordem crescente de volatilidade dos líquidos é n-hexano < benzeno < água < ácido acético. 
( ) Nas mesmas condições de pressão e temperatura, a substância que sempre terá maior 
temperatura de ebulição é o ácido acético. 
( ) A substância que possui maior pressão máxima de vapor, a qualquer temperatura, é o n-hexano. 
( ) A temperatura de ebulição do benzeno, ao nível do mar, é de 80 ºC. 
( ) A pressão externa necessária para a água ferver a 60 ºC é de 420 mmHg. 
 
2 – Tonoscopia ou Tonometria 
 
É a diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada pela adição de um 
soluto não-volátil. 
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 po → pressão máxima de vapor do solvente 
puro, a temperatura t. 
 p → pressão de vapor da solução, a 
temperatura t. 
 po – p = ∆p → abaixamento absoluto da 
pressão máxima de vapor da solução. 
 
∆𝑝
𝑝0
 → abaixamento relativo da pressão de 
vapor da solução que é chamado de efeito 
tonoscópico (kt). 
∆p
p0
 = 
p0− p
p0
 
 Lei de Raoult → Em uma solução bastante diluída de um soluto qualquer, não volátil e não 
iônico, o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor é diretamente proporcional a 
molalidade da solução, ou seja, dissolvendo-se 1 mol de qualquer soluto em 1 Kg de água, 
observa-se sempre o mesmo efeito tonoscópico. 
kt = 
𝐌𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎
 → kt = 
18
1000
 = 0,018. Onde M2 = massa molar do solvente 
∆𝑝
𝑝0
 𝛼 W → 
∆𝑝
𝑝0
 = kt . W → 
∆𝒑
𝒑𝟎
 = kt . 
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝒎𝟏
𝒎𝟐 . 𝑴𝟏
 
m1 = massa do soluto; m2 = massa do solvente e M1 = massa molar do soluto. 
 
Exemplo 1: A pressão máxima da água pura, a 20 ºC, é 17,54 mmHg. Dissolvendo-se 36 g de 
glicose em 500 g de água, quais serão os abaixamentos absolutos relativo e absoluto da pressão 
máxima de vapor da solução? 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo 2: A pressão de vapor de uma solução aquosa molecular que contém 30g de soluto 
dissolvidos em 270 g de água a100 ºC é 750 mmHg. Determine a massa molar do soluto. Dados: 
kt = 0,018 g/mol; pressão da água a 100 ºC = 760 mmHg. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 – Ebuliometria ou Ebulioscopia 
 
É a elevação na temperatura de ebulição do solvente ocasionado pela dissolução de um 
soluto não volátil. 
 t0 → temperatura de ebulição do solvente 
puro. 
 t → temperatura de ebulição da solução. 
 ∆te → elevação do ponto de ebulição da 
solução. ∆te = t – t0 
 Lei de Raoult → Em uma solução diluída 
de um soluto qualquer, não volátil e não 
iônico, a elevação da temperatura de 
ebulição é diretamente proporcional (ke = 
constante ebulioscópica) a molalidade da 
solução. 
 ∆te ∝ W → ∆te = ke . W → ∆te = ke . 
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝒎𝟏
𝒎𝟐 . 𝑴𝟏
 
 Cálculo da constante ebulioscópica é dada pela fórmula: 
 ke = 
𝐑 . 𝐓𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝐋𝐯
 
 
 
 onde: 
 
 
 
 
 Por exemplo a água: 
 
 
 ke = 𝐑 . 𝐓
𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝐋𝐯
 → ke = 
𝟐 . (𝟑𝟕𝟑)𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝟓𝟑𝟖
 → ke = 0,52 ºC.Kg.mol–1 
 
Exemplo 1: Dez gramas de uma substância, de massa molar 266, foram dissolvidos em 500 g de 
tetracloreto de carbono. Qual a temperatura de ebulição, sob pressão normal? (dados ao solvente 
puro: PE = 77 ºC e Lv = 46 cal/g). 
 
 
 
 
 
 
R → Constante dos gases perfeitos (≅ 2 cal/k.mol) 
T → Temperatura de ebulição do solvente puro (K) 
Lv → Calor latente de vaporização do solvente puro (cal/g) 
PE = 100 ºC → 373 K, ao nível do mar. 
Calor latente de vaporização = 538 cal/g 
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Exemplo 2: Qual é a temperatura, sob pressão normal, de uma solução de 4,7 g de fenol em 500 
g de etanol? Dados: Ke = 1,22 ºC . Kg . mol─1 e PE = 78,52 ºC. 
 
 
 
 
 
 
 
4 – Criometria ou Crioscopia 
É o abaixamento no ponto de congelamento (∆tc) do solvente 
ocasionado pela dissolução de um soluto não volátil. 
 t0 → ponto de congelamento do solvente puro. 
 t → ponto de congelamento da solução. 
 ∆tc → abaixamento no ponto de congelação da solução 
(efeito crioscópico). ∆tc = to – t. 
 Lei de Raoult → Em uma solução diluída de um soluto 
qualquer, não volátil e não iônico, o abaixamento da 
temperatura de congelação é diretamente proporcional 
(kc = constante crioscópica) a molalidade da solução. 
 ∆tc ∝ W → ∆tc = kc . W → ∆tc = kc . 
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝒎𝟏
𝒎𝟐 . 𝑴𝟏
 
Cálculo da constante crioscópica é dada pela fórmula: 
 Kc = 
𝐑 . 𝐓𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝐋𝐟
 
 
 
 Onde: 
 
 
 
 
 Por exemplo a água: 
 
 kc = 
𝐑 . 𝐓𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝐋𝐟
 → kc = 
𝟐 . (𝟐𝟕𝟑)𝟐
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝟖𝟎
 → kc = 1,86 ºC.Kg.mol–1 
 
Exemplo 1: Qual a temperatura de congelação de uma solução contendo 8,9 g de antraceno em 
256 g de benzeno? (Dados do solvente: PS = 5,42 ºC e Lf = 5,12 cal/g). 
 
 
 
 
 
 
 
R → Constante dos gases perfeitos (≅ 2 cal/k.mol) 
T → Temperatura de ebulição do solvente puro (K) 
Lf → Calor latente de fusão do solventepuro (cal/g) 
Calor latente de fusão = 80 cal/g 
PS = 0 ºC → 273 K, ao nível do mar. 
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. 
Exemplo 2: Calcule o abaixamento da temperatura do ponto de congelamento de uma solução 
aquosa que contém 72 g de glicose dissolvida em 800 g de água, sabendo-se que a constante 
crioscópica molal da água é 1,86 ºC. 
 
 
5 – Osmometria ou pressão osmótica (π) 
 
É a pressão que devemos exercer sobre a solução para impedir sua diluição, pela passagem 
do solvente puro através de uma parede semipermeável. 
 Osmose → é a passagem do solvente para uma solução ou a passagem do solvente de uma 
solução diluída (meio hipotônico) para outra mais concentrada (meio hipertônico), por maio 
de uma membrana semipermeável. 
 
 
 
 Experimentalmente, verificou-se que a pressão osmótica de uma solução é numericamente 
igual à pressão de um gás ideal, a qual é dada pela equação de Van’t Hoff: 
 𝛑. V = n . RT onde n = 
𝐦
𝐦𝐨𝐥
 → 𝛑. V = 
𝐦
𝐦𝐨𝐥
 . RT 
Exemplo 1: Calcule a pressão osmótica, a 27 ºC, de uma solução aquosa que contém 6 g de 
glicose em 820 mL de solução. 
 
 
 
 
6 – Para soluções iônicas 
 
Os solutos iônicos ao sofrerem a dissociação ou a ionização formam íons acarretando um 
maior número de espécies dissolvidos em um solvente. Para corrigir esse erro Van’t Hoff propôs um 
fator i de correção para essas soluções. 
 i = 1 + α . (q – 1) 
i = fator de Van’t Hoff 
α = grau de ionização ou dissociação (soluções salinas α = 1) 
q = número de íons formados (cátion + ânion) 
 
 
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Aplicando nas propriedades coligativas temos: 
 
∆𝑝
𝑝0
 = kt . W. i → 
∆𝒑
𝒑𝟎
 = kt . 
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝒎𝟏
𝒎𝟐 . 𝑴𝟏
 . i 
 ∆te = ke . W. i → ∆te = ke . 
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝒎𝟏
𝒎𝟐 . 𝑴𝟏
 . i 
 ∆tc = kc . W. i → ∆tc = kc . 
𝟏𝟎𝟎𝟎 . 𝒎𝟏
𝒎𝟐 . 𝑴𝟏
 . i 
 π. V = nRT → 𝛑. V = nRT . i 
 
Exemplo1: Em uma solução aquosa, o grau de ionização do ácido sulfúrico é 85%. Calcule o fator 
de Van’t Hoff. 
 
 
 
Exemplo 2: Calcule a pressão de vapor a 30ºC de uma solução de cloreto de sódio, contendo 10 g 
do sal 250 g de água. Dado: p0 da água a 30ºC = 31,8 mmHg).