COLOIDES E PROP-COLIGATIVAS

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PROPRIEDADES E ESTABILIDADE DAS DISPERSÕES 
COLOIDAIS 
 
Natureza das partículas do disperso 
 
• Disperso Micelar: é constituído de micelas, que são aglomerados de 
átomos, íons ou moléculas. Ex: dispersão de moléculas de enxofre em 
água. 
• Disperso Molecular: é constituído de macromoléculas, normalmente 
polímeros. Ex: dispersão de amido em água. 
• Disperso Iônico: é constituído de macroíns. Ex: dispersão de proteína 
em água. 
 
Afinidade entre o disperso e o dispergente 
 
• Dispersão coloidal liófila: há afinidade entre as partículas do disperso e 
as do dispergente, ocorre uma adesão das partículas do dispergente na 
superfície das partículas do disperso, formando uma espécie de película 
protetora, que é denominada camada de solvatação, esta permite 
transformar a dispersão em sol ou gel, justamente por isso os colóides 
liófilos são ditos reversíveis. 
 
GEL adição de dispergente = peptização → SOL 
 ← retirada de dispergente = pectização 
 
Ex: gelatina dispersa em água. 
Quando o dispergente é a água, como no exemplo acima, a dispersão é 
denominada hidrófila. 
 
• Dispersão coloidal liófoba: não há afinidade entre as partículas do 
disperso e as do dispergente, não se forma a camada de solvatação, 
assim sua formação não é espontânea, e a passagem de gel a sol é 
muito difícil, por esse motivo é dita irreversível. Ex: cloreto de prata em 
água. Quando o dispergente é a água, como no exemplo acima, a 
dispersão é denominada hidrófoba. Pode-se estabilizar este sistema 
coloidal pela adição de uma pequena quantidade de um colóide liófilo 
adequado, que então passa a ser chamado colóide protetor (colóide 
protetor é uma dispersão liófila que, ao ser misturada a uma dispersão 
coloidal liófoba, atua como uma camada de solvatação dando 
estabilidade ao colóide liófobo). 
 
Carga elétrica 
 
Quando uma dispersão coloidal é constituída de íons ou de macroíons, as 
partículas do disperso possuem a mesma carga elétrica, assim, as 
partículas do disperso sofrem repulsão elétrica contínua e tende a ficar o 
mais distante possível das outras e isto que faz com que as partículas 
fiquem distribuídas uniformemente pelo sistema. A carga elétrica depende 
diretamente da quantidade de cátions ou ânions presentes no sistema, 
como a carga elétrica depende diretamente da quantidade e da natureza 
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dos íons presentes, é possível transformar uma dispersão coloidal em que 
as partículas do disperso têm carga positiva em uma em que as partículas 
têm carga negativa e vice-versa, alterando a quantidade de cátions e de 
ânions no sistema. Haverá um momento onde as cargas se anularam e as 
micelas serão neutras, e a dispersão coloidal descarregada, neste momento 
dizemos que o colóide atingiu seu ponto isoeletrônico. 
 
Eletroforese 
 
Todas as partículas do disperso têm mesma carga elétrica (positiva ou 
negativa) e se a dispersão coloidal for submetida a um campo elétrico, 
todas as partículas irão migrar para um mesmo pólo. 
 
Cataforese: as partículas do disperso são negativas e migram para o pólo 
positivo. 
 
Anaforese: as partículas do disperso são positivas e migram para o pólo 
negativo. 
 
No ponto isoelétrico, as partículas do disperso não migram para nenhum 
dos pólos. 
 
Efeito Tyndall 
 
Efeito óptico de espalhamento ou dispersão da luz, provocados pelas 
partículas de uma dispersão coloidal. 
 
Movimento browniano 
 
As partículas do dispergente (principalmente nas fases gasosa ou líquida) 
estão constantemente se chocando com as partículas do disperso. Devido a 
esses choques, elas adquirem um movimento em ziguezague desordenado 
e ininterrupto. 
 
Preparação por fragmentação 
 
É uma técnica que consiste em fragmentar as partículas do disperso, 
normalmente são obtidos através de: 
 
• Moinho coloidal, 
• Arco voltaico. 
 
Preparação por aglomeração 
 
É um processo inverso ao da fragmentação. Consiste em aglomerar 
partículas de dimensões inferiores a 1nm até que elas atinjam um tamanho 
característico. Pode ser feito de várias maneiras: uma das mais 
interessantes é a que ocorre por reação química. 
 
 
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Purificação 
 
Existem várias técnicas, as mais utilizadas são: 
 
• Ultrafiltração: quando as partículas do disperso têm diâmetro menor do 
que 1nm. 
• Ultracentrifugação: quando as partículas do disperso têm diâmetro maior 
do que 1nm. 
• Diálise e Eletrodiálise: quando as impurezas são altamente solúveis no 
dispergente; baseiam-se na diferença de velocidade com que ocorre a 
difusão de uma solução e de uma dispersão coloidal através de uma 
membrana semipermeável. 
 
Estabilidade e Destruição 
 
Carga elétrica 
 
Mantém o colóide estável. Caso sejam neutralizadas as cargas elétricas do 
colóide, as partículas do disperso irão precipitar e o colóide será destruído. 
 
Camada de solvatação 
 
É a adsorção de moléculas do dispergente pelas partículas do disperso, 
caso esta camada seja retirada o colóide é destruído. Esta camada pode 
ser eliminada pela adição de um dessolvatante. 
 
 
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PROPRIEDADES COLIGATIVAS: NÚMERO DE PARTÍCULAS 
DISSOLVIDAS 
 
O estudo das propriedades coligativas é feito comparando-se o comportamento 
da solução em determinadas condições com o comportamento do respectivo 
solvente puro. As propriedades coligativas não dependem da natureza do 
soluto, mas apenas do numero de partículas do soluto relacionadas ao 
solvente. 
O efeito coligativo será o mesmo se o número de partículas adicionadas em 
determinado volume de solvente for o mesmo. 
As soluções ideais são soluções diluídas de solutos não-voláteis, nas quais não 
ocorre variação de volume nem troca de calor durante a dissolução do soluto 
no solvente, e cujas interações soluto-solvente são consideradas iguais à 
interações soluto-soluto e solvente-solvente. 
 
Soluções moleculares 
 
São aquelas que possuem apenas moléculas como partículas dispersas. 
Nesse caso, o número de partículas de soluto existentes na solução é igual ao 
número de moléculas que foram dissolvidas no solvente. 
 
Soluções iônicas 
 
São aquelas que possuem apenas íons como partículas dispersas (mas uma 
solução iônica não tem necessariamente apenas íons dissolvidos). Pode 
apresentar também moléculas não-ionizadas ou formulas mínimas dissociadas 
como partículas dispersas. 
 
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TONOSCOPIA E AS LEIS QUE REGEM O EFEITO 
TONOSCÓPICO 
 
A tonoscopia estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor de um 
solvente causado pela adição de um soluto não-volátil. 
A pressão máxima de vapor é a maior pressão que os vapores de um líquido 
exercem em determinada temperatura. 
A tabela a seguir traz os valores da pressão máxima de vapor da água em 
mmHg, correspondentes a cada temperatura num intervalo de -10°C a 120°C: 
 
 
T/°C 
 
 -10 
 
0 
 
10 
 
20 
 
30 
 
40 
 
50 
 
60 
 
70 
 
80 
 
90 
 
100 
 
110 
 
120 
P/ 
mmHg 
 
2,149 
 
4,579 
 
9,209 
 
17,535 
 
31,824 
 
55,324 
 
92,5 
 
149,38 
 
233,7 
 
355,1 
 
525,76 
 
760 
 
1074,6 
 
1489,1 
 
Quando a pressão máxima de vapor se iguala a pressão externa do local, o 
liquido entra em ebulição. 
 
Leis da Tonoscopia 
 
O estudo da tonoscopia está fundamentado em duas leis: 
 
• Lei de Raoult: Numa solução ideal, o abaixamento da pressão máxima 
de vapor (∆p) em relação à pressão máxima de vapor do solvente puro 
(p2) é igual à fração em quantidade de matéria do soluto (X1). 
 
 
∆p = X1 ou p2 - p = X1 
 p2 p2 
 
 
 
• Lei de Babo: O abaixamento relativo da pressãomáxima de vapor 
expresso pela relação ∆p/ p2 não varia com a temperatura, enquanto 
que a pressão de vapor do solvente na solução (p), a pressão de vapor 
de solvente puro (p2) e consequentemente a diferença ∆p = p2 - p variam 
com a temperatura. 
 
Pressão máxima de vapor e X2 
 
A partir da expressão da Lei de Raoult pode-se deduzir outras relações 
 p2 - p = X1 , então p2 - p = p2 . e p2 - ( p2 . X1 ) = p , 
 p2 
 
portanto, p = p2 ( 1 - X1 ) , mas ( 1 - X1 ) = X2 ; assim: p = p2 . X2 
 
 
 
 
 
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Molalidade 
 
• é a única expressão que relaciona a quantidade de matéria de soluto 
dissolvido em determinada massa de solvente ( e não de solução); 
• é uma unidade de concentração que não varia com a temperatura, já 
que está relacionada à massa de solvente em vez de ao volume. 
 
p2 - p = kt . ω → ∆p = kt . ω 
 p2 p2 
 
 Portanto, o abaixamento da pressão máxima de vapor, ∆p, em relação à 
pressão máxima de vapor do solvente puro, p2, é diretamente proporcional 
à concentração molal da solução. 
Se a solução em questão for iônica, é necessário aplicar as expressões 
deduzidas que envolvem o soluto o fato de correção i conhecido como fator 
de correção de von’t Hoff. 
 
 p2 - p = X1 . i ou p2 - p = kt . ω . i 
 p2 p2 
 
 
EBULIOSCOPIA E AS LEIS QUE REGEM O EFEITO 
EBULIOSCÓPICO 
 
A ebulioscopia estuda o aumento do ponto de ebulição do solvente causado 
pela adição de um soluto não-volátil. A temperatura que se inicia a ebulição 
do solvente em uma solução de soluto não-volátil é sempre maior que o 
ponto de ebulição do solvente puro (sob a mesma pressão). 
Quando compararmos substâncias diferentes, devemos levar em conta, 
além da temperatura, a massa molar das substâncias e as forças ou 
ligações intermoleculares existentes. 
 
Pontes de H > dipolo permanente > Forças de van der Waals 
 
Lei da ebulioscopia 
 
Este estudo está fundamentado na Lei de Raoult. 
 
∆Te = ke . ω ou t - t2 = ke . ω 
 
A expressão da Lei de Raoult que calcula a elevação ebulioscópica, 
∆Te = ke.ω, pode ser utilizada para calcular a massa molar de um soluto, 
M1. 
 
 t - t2 = ke . m1 . 1000 
 M1 . m2 
 
 ke = constante de proporcionalidade, denominada constante ebuliométrica. 
 Essa constante pode ser calculada pela expressão: 
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ke = R . T2 
 1000 . Lv 
 
Em que: T = temperatura absoluta de ebulição do solvente puro, em K; 
 Lv = calor latente de vaporização em cal .g-1 
 R = constante geral dos gases, 2cal . K-1. mol-1 
 
O calor latente de vaporização, Lv, é a quantidade de calor necessária para 
passar 1 grama do solvente da fase líquida para a fase de vapor, sem 
alteração da temperatura. 
 
Para soluções iônicas, a expressão da Lei de Raoult deve ser corrigida pelo 
fator i de van’t Hoff: 
 
∆Te = ke . ω . i ou t - t2 = ke . ω. i 
 
 
CRIOSCOPIA E AS LEIS QUE REGEM O EFEITO CRIOSCÓPICO 
 
A crioscopia estuda o abaixamento do ponto de solidificação do solvente 
causado pela adição de um soluto não-volátil. Este estudo também está 
relacionado ao equilíbrio de fases líquida ↔sólida que ocorre na respectiva 
pressão máxima de vapor do solvente. 
 
Pressão máxima de vapor e solidificação 
 
Para que um líquido puro passe da fase líquida para a fase sólida, isto é, 
para que atinja o ponto de solidificação, é necessário que as pressões de 
vapor da fase líquida e da fase sólida se tornem iguais. 
 
Leis da crioscopia 
 
Está fundamentada na seguinte Lei de Raoult: 
 
• A diferença entre o ponto de solidificação do solvente puro e a 
temperatura de início de solidificação do solvente em uma solução ideal 
(abaixamento crioscópico, ∆Tc) é diretamente proporcional à 
concentração molal da solução. 
 
∆Tc = kc . ω ou θ2 - θ = kc . ω 
 
kc = constante de proporcionalidade, denominada constante criométrica 
molal. 
 
A expressão da Lei de Raoult que calcula o abaixamento crioscópico, 
∆Tc = kc . ω, pode ser utilizada para calcular a massa molar de um soluto, 
M1. 
 
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θ2 - θ = kc . m1 . 1000 
 M1 . m2 
 
A constante criométrica molal é calculada pela expressão: 
 
 
kc = R . T2 
 1000 . Lf 
 
Em que: T = temperatura absoluta de solidificação do solvente puro, K; 
 Lv = calor latente de vaporização em cal .g-1 
 R = constante geral dos gases, 2cal . K-1. mol-1 
 
Para soluções iônicas, a expressão da Lei de Raoult deve ser corrigida pelo 
fator i de van’t Hoff: 
 
∆Tc = kc . ω . i ou θ - θ2 = kc . ω. i 
 
Diagrama de fases e ponto triplo característico de cada substância 
 
O diagrama de fases é um gráfico em que são representados ao mesmo 
tempo as curvas de ebulição, solidificação e de sublimação de uma 
substância. 
O ponto exato em que as curvas da variação das temperaturas de ebulição 
e de solidificação em função da pressão de vapor coincidem é denominado 
ponto triplo da substância e representa o equilíbrio entre as fases sólida, 
líquida e vapor. 
 
Todas as substâncias possuem um diagrama de fases semelhante ao da 
água, com ponto triplo e curvas características, que trazem as seguintes 
informações: 
 
• No ponto triplo coexistem as 3 fases em equilíbrio: 
 Fase sólida ↔ Fase líquida ↔ Fase vapor 
 
• Na curva de sublimação coexistem as fases sólida e vapor: 
 Fase sólida ↔ Fase vapor 
 
• Na curva de solidificação coexistem as fases sólida e líquida: 
 Fase sólida ↔ Fase líquida 
 
• Na curva de ebulição coexistem as fases líquida e vapor: 
 Fase líquida ↔ Fase vapor 
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OSMOSCOPIA E AS LEIS QUE REGEM O EFEITO OSMÓTICO 
 
A osmoscopia estuda a passagem espontânea de solvente de uma solução 
mais diluída para outra mais concentrada através de membranas 
semipermeáveis. 
Difusão é o movimento espontâneo das partículas de uma substância ao se 
espalharem uniformemente em meio a partículas de uma outra substância ou, 
então, ao atravessarem a parede porosa. 
 
Difusão entre soluções 
 
Membranas semipermeáveis 
 
São membranas que possuem ação seletiva quanto ao tipo de substâncias que 
pode atravessá-las, ou seja, as membranas semipermeáveis deixam-se 
atravessar por algumas substâncias, mas por outras não. 
Ex: membrana celular, membranas de porcelana porosa tratadas com 
ferrocianeto cúprico, Cu2[Fe(CN)6] e papel celofane usado em aparelhos de 
hemodiálise. 
A passagem de solvente através de membranas semipermeáveis é 
denominada osmose. 
 
A osmose ocorre no sentido: 
 
Solvente → Solução 
Solução menos concentrada → Solução mais concentrada 
 
Isso pode ser explicado pela pressão de vapor do solvente puro ou do solvente 
na solução menos concentrada. 
A pressão que é preciso exercer para sobre um sistema para impedir que a 
osmose ocorra de maneira espontânea é denominada pressão osmótica, pi. 
 
 
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 Osmoscopia e Clapeyron 
 
Van’t Hoff deduziu que a pressão osmótica, pi, para soluções ideais pode ser 
calculada pela equação de Clapeyron que descreve o comportamento dos 
gases: 
 
pi . V = n1 . R. T , como n1 = m1 , temos: pi . V = m1. R. T → pi = m1 . R. T 
 M1 M1 M1 .V 
 
mas como: M= = m1 , então: pi = M . R . T 
 M1 .V 
 
Observa-se pela equação de van’t Hoff que, sendo R uma constante e T a 
temperatura absoluta (em Kelvin) também constante, a pressão osmótica, pi , 
passa a depender apenas da concentração em matéria, M. 
 
pi ↑= M↑ . R .T ou pi ↓= M↓ . R .T 
 
Se as soluções forem iônicas, a expressão da pressão osmótica deve ser 
corrigida pelo fator de van’t Hoff: 
 
pi . V = n . R. T . i ou pi = M . R. T . i 
 
Sejam duas soluções A e B, de pressões osmóticas respectivamente piA e piB, 
à mesma temperatura. 
• A solução A é hipertônica em relação à solução B quando: 
 
 piA > piB 
 
• A solução A é hipotônica em relação à solução B quando: 
 
piA < piB 
 
• A solução A é isotônica ou isosmótica em relação à solução B quando: 
 
piA = piB