quimica 2 ano Propriedades Coligativas

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PROPRIEDADES COLIGATIVAS
PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR: Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes substâncias. Vamos imaginar um experimento em que duas substâncias estejam no estado líquido, cada uma num frasco fechado a vácuo, provido de manômetro: As pressões indicadas pelos manômetros correspondem àquelas exercidas pelos vapores numa situação de equilíbrio entre as duas fases (líquido e vapor), à temperatura de 20 ºC. Nessa situação, a pressão é denominada pressão máxima de vapor (PV).
Líquidos diferentes, numa mesma temperatura, apresentam diferentes pressões máximas de vapor, as quais dependem da intensidade das forças intermoleculares da substância no estado líquido. Já para a maioria dos sólidos a pressão máxima de vapor é desprezível. No entanto, a naftalina, mesmo sendo um sólido, apresenta uma considerável pressão máxima de vapor.
Um líquido ferve (entra em ebulição) à temperatura na qual a pressão máxima de vapor se iguala à pressão exercida sobre sua superfície, ou seja, à pressão atmosférica.
No caso do éter e da água, temos:
Ao nível do mar, onde a pressão atmosférica é igual a 760 mm Hg, temos:
DIAGRAMA DE FASES: Em toda mudança de estado existe um equilíbrio entre as fases envolvidas. A diferentes pressões, essas mudanças de fase ocorrem em diferentes temperaturas. Os três estados físicos podem coexistir em equilíbrio, em certas condições de pressão e temperatura, chamado ponto triplo.
O gráfico demonstrativo das condições sob as quais uma fase pode ser transformada em outra é conhecido como diagrama de fases e apresenta o aspecto ao lado. Cada uma dessas curvas indica as condições de pressão e temperatura nas quais duas fases estão em equilíbrio.
O ponto determinado pela intersecção das três linhas é o ponto triplo e indica uma condição única de pressão e temperatura na qual encontramos as três fases em equilíbrio.
EXERCÍCIOS:
1) (Unicamp-SP) Observe o diagrama de fases do dióxido de carbono, ao lado. Considere uma amostra de dióxido de carbono a 1 atm de pressão e temperatura de –50 ºC e descreva o que se observa quando, mantendo a temperatura constante, a pressão é aumentada lentamente até 10 atm.
SOLUÇÃO: Observando o gráfico, temos:
A –50 ºC e 1 atm, o dióxido de carbono encontra-se no estado gasoso. Mantendo-se a temperatura constante e elevando-se a pressão, temos que:
 • ao redor de 5 atm, ele passa para o estado líquido; 
• ao redor de 7 atm, ele passa para o estado sólido. 
Portanto,a –50 ºC e 10 atm ele está no estado sólido.
2) (UFPI) O ponto de ebulição é a temperatura na qual: 
a) a substância começa a passar do estado líquido para o gasoso. 
b) a pressão parcial do vapor do líquido é igual à do solvente. 
c) a pressão total de vapor do líquido é igual à do solvente. 
d) a pressão de vapor atinge o valor máximo. 
e) a pressão atmosférica é igual à pressão de vapor do líquido.
3) (Fuvest-SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietílico (A) e etanol (B) são dadas a seguir:
a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cidade de São Paulo (Pressão atmosférica = 700 mm Hg)? 
b) A 500 mm Hg e 50 ºC, qual é o estado físico de cada uma dessas substâncias?
Resolva as questões 4 a 8.
4) Em que estado físico se encontra o dióxido de carbono nos pontos I, II, III e IV?
5) Quais os estados físicos presentes nas curvas B — A, C — A, D — A?
6) Indique a temperatura (ºC) e pressão (atm) em que o CO2 existe simultaneamente nos três estados físicos e dê o nome do ponto indicado pela letra A. 
7) Por que o CO2 é um gás nas condições ambientes? 
A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução, mas não depende da natureza dessas partículas. Tais fenômenos podem ser explicados pelas interações que ocorrem entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam a passagem do solvente para o estado de vapor, assim como o seu congelamento.
As soluções podem ser de dois tipos: 
1. Solução molecular: as partículas presentes na solução são moléculas. 
Exemplo: Ao adicionarmos 1 mol de glicose (C6H12O6) a certa quantidade de água, teremos 1 mol de moléculas de glicose, ou seja, 6,00 · 1023 partículas (moléculas) nessa quantidade de água.
2. Soluções iônicas: as partículas presentes na solução são íons. 
Exemplo: a) Ao adicionarmos 1 mol de cloreto de sódio (NaCl) a certa quantidade de água, esse sal originará 1 mol de íons Na+ e 1 mol de íons Cl–, ou seja, 12,0 · 1023 partículas (íons) nessa quantidade de água. 
b) Ao adicionarmos 1 mol de ácido sulfúrico (H2SO4) a certa quantidade de água, e se esse ácido se ionizar totalmente (α = 100%), ele originará 2 mol de íons H+ e 1 mol de íons SO4 2–, ou seja, 18,0 · 1023 partículas (íons) nessa quantidade de água.
Tonoscopia ou tonometria é o estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil. 
Com isso, podemos concluir que:
· Quanto maior for o número de partículas (nº de mol) do soluto não-volátil na solução, maior será o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (∆P).
Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da elevação da temperatura de ebulição do solvente em uma solução.
O aumento (variação) da temperatura de ebulição (∆tE) pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor, que se deve à presença das partículas do soluto. Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica.
Crioscopia ou criometria é o estudo da diminuição da temperatura de congelamento de um solvente em uma solução.
A adição de um soluto não-volátil a um solvente provoca um abaixamento na temperatura de congelamento (∆tC) desse solvente, o que pode ser explicado pelo fato de as partículas do soluto dificultarem a cristalização do solvente.
Generalizando, temos:
Quanto maior o número de partículas (nºde mol) do soluto não-volátil na solução: 
• maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente (maior ∆tE);
 • maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente (maior ∆tC).
Osmose é a passagem do solvente para uma solução ou a passagem do solvente de uma solução diluída para outra mais concentrada, por meio de uma membrana semipermeável.
Pressão osmótica (π) é a pressão externa que deve ser aplicada a uma solução para evitar sua diluição (osmose).
A pressão osmótica (π) está relacionada com a molaridade da solução (M) e com a temperatura na escala Kelvin (T), da seguinte maneira:
π = MRT R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ou 62,3 mm Hg L mol–1 K–1
Observação: Em soluções iônicas, considera-se a molaridade total dos íons.
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