Propriedades Coligativas 2016 1

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Colégio Pensar 
Curso Técnico em Química 
 
 
 
 
PROPRIEDADES 
COLIGATIVAS 
 
 
 
 
 
Físico-Química 2016/1 
Prof. Diego Dias 
 
 
 
 
 
 
Físico-Química 2016/1 – Prof. Diego Dias 
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1. Introdução às propriedades das soluções ou propriedades coligativas 
 
Em países quentes, é costume adicionar à água do radiador dos automóveis o 
etilenoglicol, que eleva a temperatura de ebulição da água. Evita-se assim que a 
água do radiador entre em ebulição. 
Já em países que apresentam inverno muito rigoroso, a mesma substância é 
usada para diminuir a temperatura de congelamento da água. 
A elevação da temperatura de ebulição e a diminuição da temperatura de con-
gelamento são duas das propriedades das soluções que dependem do número de par-
tículas de um soluto não-volátil na solução, e não da natureza dessas partículas. 
Essas propriedades, denominadas propriedades coligativas, são a tonometria, a ebu-
liometria, a criometria e a osmometria e estão relacionadas com a pressão máxima 
de vapor. 
 
1.1. Pressão máxima de vapor 
 
Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e é 
muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes substâncias. Um exemplo bas-
tante banal é o éter que, quando deixado sem a tampa do recipiente que o contém, 
evapora-se com muita facilidade. Isto é devido à sua pressão de vapor que é elevada. 
Pressão de vapor é aquela exercida pelas moléculas (de maior energia) do solvente, 
contra a interface líquido-vapor para passar ao estado de vapor. 
Vamos imaginar que um líquido se encontre em um recipiente fechado e que 
entre o líquido e a tampa do recipiente tenhamos vácuo. Inicialmente o líquido eva-
pora rapidamente e, depois esta evaporação vai diminuindo, até ficar constante. Isto 
ocorre porque os vapores formados começam a sofrer uma condensação, entrando 
em equilíbrio dinâmico com a evaporação. Então, para que uma molécula do líquido 
evapore, uma do vapor deve condensar-se. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando as velocidades de evaporação e de condensação se igualam, é atingido 
um estado de equilíbrio dinâmico e, não sendo alterada a temperatura, a pressão 
lida no manômetro permanece constante. A essa pressão damos o nome de pressão 
de vapor do líquido puro ou pressão máxima de vapor do líquido puro. 
Cada líquido possui sua pressão máxima de vapor, o éter, por exemplo, possui 
pressão de vapor igual a 442 mmHg. 
 
Figura 1. A diferença "h" entre os níveis de mercúrio inicial (a) e final (b) indica a pressão máxima 
de vapor do líquido. 
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1.2. Fatores que influenciam na pressão de vapor de um líquido 
 
a) Temperatura 
 
A temperatura influencia na pressão máxima de vapor de um líquido. Como 
a formação dos vapores é um fenômeno endotérmico (com absorção de energia), um 
aumento de temperatura favorece a sua formação, aumentando, assim, a pressão 
máxima dos vapores. 
O gráfico abaixo mostra a pressão máxima de vapor da água e do álcool em 
várias temperaturas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Natureza do líquido 
 
A volatilidade de um líquido está ligada diretamente à atração entre suas 
moléculas. Assim, quanto mais fracas forem as ligações intermoleculares, mais fácil 
será a evaporação e, portanto, maior será a pressão máxima de vapor do líquido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Variação da pressão de vapor da água e do álcool com o aumento da temperatura. 
Figura 3. Diferenças de volatilidade entre a água e o éter. 
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Sendo o éter o líquido de maior pressão de vapor, ele é o líquido cujas molécu-
las evaporam mais facilmente (mais volátil). Portanto a pressão de vapor de um 
líquido indica sua volatilidade. É importante saber que a pressão máxima de vapor 
de um líquido não depende da quantidade do mesmo. 
 
1.3. Temperatura de ebulição de um líquido 
 
Quando um líquido é aquecido em recipiente aberto, no seu interior formam-
se bolhas constituídas do vapor do líquido. Para que essas bolhas escapem do líquido, 
é necessário que sua pressão seja, no mínimo, igual à pressão atmosférica. 
Assim, conclui-se que 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, ao nível do mar, onde a pressão atmosférica é igual 
a 760 mmHg, a temperatura de ebulição do éter é de 34,6 °C e a da água, como já é 
bem conhecida, 100 °C. 
Quanto maior a altitude, menor é a pressão atmosférica. Desse modo, nas 
montanhas, onde a pressão atmosférica é menor do que no nível do mar, a tempera-
tura de ebulição da água em recipiente aberto é menor que 100 °C. A figura abaixo 
mostra a variação das temperaturas de ebulição da água a diferentes altitudes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4. A ebulição de um líquido depende da pressão externa, isto é, quanto menor for a pressão 
externa menor será a sua temperatura de ebulição. 
Figura 5. Pressões de vapor em relação à temperatura de ebulição da água. 
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1.4. Efeito Tonométrico ou Tonometria 
 
Estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada 
pela adição de um soluto não-volátil. 
A pressão máxima de vapor da água a 30 °C é igual a 31,82 mmHg. Soluções 
aquosas de solutos não-voláteis apresentam pressões máximas de vapor menores 
que a da água. 
Observe, na tabela a seguir, valores aproximados da pressão máxima de va-
por do solvente em soluções que foram preparadas dissolvendo-se 1 mol de soluto 
em 1,0 L de água. 
 
 
 Água 1 mol de glicose 
1,0 L de água 
2 mol de glicose 
1,0 L de água 
1 mol de NaCl 
1,0 L de água 
Pressão máxima 
de vapor 
(mmHg) 
31,82 31,26 30,70 30,70 
Variação da 
pressão máxima 
de vapor 
(mmHg) 
– – 0,56 – 1,12 – 1,12 
 
Pode-se observar que o número de mol de soluto presente na solução tem sua 
influência sobre a sobre pressão de vapor. Assim podemos concluir que, quanto 
maior for o número de partículas (número de mol) do soluto não-volátil na solução, 
maior será o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor. 
Com a adição de partículas de soluto (íons ou moléculas) intensificam-se as 
forças atrativas moleculares e diminui-se a pressão de vapor do solvente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A variação relativa na pressão de vapor pode ser obtida da seguinte maneira: 
 
∆P
P0
= kt ∙ C 
 
A variação absoluta pode ser calculada: 
 
∆P = P − P0 
Tabela 1. Pressões de vapor em relação à temperatura de ebulição da água. 
Figura 6. Diagrama mostrando a diminuição da pressão de vapor das soluções frente à do solvente 
puro. 
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Onde: 
P0 é a pressão de vapor do solvente puro; P é a pressão de vapor do solvente 
em solução; P é a diminuição absoluta da pressão de vapor; P/P0 é a diminuição 
relativa da pressão de vapor; kt é uma constante tonométrica; C é a concentração 
molar do soluto. 
 
1.5. Efeito Ebuliométrico ou Ebuliometria 
 
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,que aumentam a intensidade das forças interativas entre sol-
vente e soluto. 
A variação na temperatura de ebulição pode ser calculada como: 
 
∆Te = ke ∙ C 
Onde: 
T0 é a temperatura de ebulição do solvente puro; Te ou T é a temperatura de 
ebulição do solvente em solução; Te é o aumento na temperatura de ebulição; ke é 
uma constante ebuliométrica; C é a concentração molar do soluto. 
 
1.6. Efeito Criométrico ou Criometria 
 
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 sol-
vente. 
A variação na temperatura de congelamento pode ser calculada do seguinte 
modo: 
∆Tc = kc ∙ C 
Onde: 
T0 é a temperatura de congelamento do solvente puro; Tc ou T é a temperatura 
de congelamento do solvente em solução; Tc é o aumento na temperatura de conge-
lamento; kc é uma constante criométrica; C é a concentração molar do soluto. 
 
1.7. Efeito Osmométrico ou Osmometria 
 
Consiste na medida da pressão osmótica na passagem do solvente para uma 
solução ou na passagem do solvente de uma solução diluída para outra mais concen-
trada, por meio de uma membrana semipermeável (msp). 
A bexiga de porco, o papel celofane e as paredes de células de organismos são 
denominados membranas semipermeáveis. 
Algumas observações: 
a) Uma membrana semipermeável só permite a passagem de solvente (por 
exemplo: citoplasma, papel celofane); 
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b) Osmose é a passagem de solvente através de uma msp, até que as soluções 
se tornem isotônicas, isto é, que exerçam a mesma pressão osmótica; 
c) Pressão osmótica é a pressão exercida pelo solvente contra a msp para que 
ocorra a osmose. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se a pressão exercida por um gás, em dada temperatura, é calculada pela 
expressão: 
P ∙ V = n ∙ R ∙ T 
 
por analogia, a pressão osmótica pode ser calculada como: 
 
π ∙ V = n ∙ R ∙ T 
ou: 
 
π =
n ∙ R ∙ T
V
=
m ∙ R ∙ T
M̅ ∙ V
= C ∙ R ∙ T 
Onde: 
 é a pressão osmótica; n é o número de mol do soluto; R é a constante univer-
sal dos gases (0,082 atm∙L/mol∙K); T é a temperatura absoluta (K); V é o volume de 
solução. 
 
1.8. Propriedades Coligativas em Soluções Iônicas 
 
Em concentrações iguais, verifica-se que os efeitos coligativos de soluções iô-
nicas são maiores que em soluções moleculares. Isto ocorre devido a dissociação iô-
nica do soluto, que aumenta o número de partículas na solução. 
Figura 7. Na osmose, o solvente passa de uma solução menos concentrada para uma mais concen-
trada, através de uma membrana semipermeável (msp). 
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Por esta razão, Van’t Hoff (que também deduziu a equação para o cálculo da 
pressão osmótica, em 1885) propôs a criação de um fator de correção para as fórmu-
las das propriedades coligativas, que passou a se chamar fator “i” de Van’t Hoff. 
O fator de Van’t Hoff é calculado pela relação matemática: 
 
i = 1 + α ∙ (q − 1) 
Onde: 
i é o fator de Van’t Hoff;  é o grau de dissociação ou ionização; q é o número 
de íons gerados pela fórmula de um composto. 
 
Assim, as fórmulas dos efeitos coligativos vistas, em soluções iônicas, serão: 
 
Tonometria 
∆Pv
P0
= kt ∙ C ∙ i 
Ebuliometria 
∆Te = ke ∙ C ∙ i 
 
Criometria 
∆Tc = kc ∙ C ∙ i 
 
Osmometria 
π =
n ∙ R ∙ T
V
∙ i =
m ∙ R ∙ T
M̅ ∙ V
∙ i = C ∙ R ∙ T ∙ i 
 
1.9. Lei de Raoult 
 
O cientista François-Marie Raoult verificou que se dissolvendo 1 mol de qual-
quer soluto não-volátil e não-iônico, em 1 kg de solvente, observa-se o mesmo efeito 
tonométrico. 
Raoult observou também que os efeitos coligativos variam na mesma propor-
ção que a quantidade de soluto presente na solução. Como o número de mol presente 
em 1 kg de solvente se chama molalidade (W) a lei de Raoult será: 
 
a) Para o efeito tonométrico 
“Em uma solução diluída de um soluto qualquer não-volátil e não iônico, o 
abaixamento relativo da pressão máxima de vapor é diretamente proporcional à mo-
lalidade da solução.” 
∆Pv
P0
= kt ∙ W 
 
Como a molalidade é dada pela expressão: 
 
W =
m1 ∙ 1000
M̅1 ∙ m2
 
 
A fórmula da Lei de Raoult pode ser: 
 
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∆Pv
P0
= kt ∙
m1 ∙ 1000
M̅1 ∙ m2
 
 
A constante kt, chamada constante tonométrica molal do solvente pode ser 
calculada pela relação: 
kt =
m2
1000
 
Onde: 
m2 é a massa molar do solvente. 
 
b) Para o efeito ebuliométrico 
“Em uma solução diluída de um soluto qualquer, não-volátil e não-iônico, a 
elevação da temperatura de ebulição é diretamente proporcional à molalidade da 
solução.” 
Matematicamente: 
∆Te = ke ∙ W 
ou: 
∆Te = ke ∙
m1 ∙ 1000
M̅1 ∙ m2
 
 
Podemos calcular o valor de ke, para um determinado solvente, pela relação: 
 
ke =
R ∙ T2
1000 ∙ Lv
 
Onde: 
R é a constante universal dos gases (0,082 atm∙L/mol∙K ou 2 cal/mol∙K); T é a tem-
peratura absoluta de ebulição do solvente puro (K); Lv é o calor latente de vaporização do 
solvente puro (cal/g). 
 
c) Para o efeito criométrico 
“Em uma solução diluída de um soluto qualquer, não-iônico, o abaixamento 
da temperatura de congelamento é diretamente proporcional à molalidade da solu-
ção.” 
Matematicamente: 
∆Tc = kc ∙ W 
ou: 
∆Tc = kc ∙
m1 ∙ 1000
M̅1 ∙ m2
 
 
Podemos calcular o valor de kc, para um determinado solvente, pela relação: 
 
kc =
R ∙ T2
1000 ∙ Lf
 
Onde: 
R é a constante universal dos gases (0,082 atm∙L/mol∙K ou 2 cal/mol∙K); T é a tem-
peratura absoluta de congelamento do solvente puro (K); Lf é o calor latente de fusão do 
solvente puro (cal/g).