PROPRIEDADES_COLIGATIVAS_-_po

Prévia do material em texto

PROPRIEDADES COLIGATIVAS – PROFª. MARIA DA GLORIA DE SOUZA MACHADO
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
Propriedades de uma solução cuja variação depende apenas da quantidade de soluto presente.
A adição de um soluto não volátil ao líquido puro produz diminuição da sua fugacidade provocando os seguintes efeitos
Se a fugacidade diminui então a pressão de vapor do líquido diminui – Efeito Tonoscópio ou Tonométrico (AP) – Abaixamento da Pressão de vapor do líquido.
Se a pressão de vapor do líquido diminui, então o seu potencial químico diminui também. 
Gráfico: Potencial Químico (µ) x Temperatura(T)
µ 
 Líquido puro
 Solução
 Tf’ Tf Te Tf’ T
Efeitos
Diminuição da temperatura de congelamento/fusão – Tf’- Efeito Criométrico
Aumento da temperatura de ebulição – Te’ – Efeito Ebuliométrico.
Lei de Rayoult
A pressão de vapor de uma solução ideal é diretamente proporcional à fração molar do solvente na solução.
P1= X1.P01, onde
P1= pressão de vapor da solução
X1= fração molar do solvente
P01= pressão de vapor do líquido puro
Portanto, se numa solução constituída de solvente e um soluto, temos X1= 1- X2 , então:
P1=( 1- X2.)P01 P1= P01- X2. P01 P01 - P1 = X2. P01
Para uma solução de vários solutos não iônicos e não voláteis dissolvidos, temos: 
X1 = 1 - (X2 + X3 + X3 + …) entao P01 - P1 = (X2 + X3 + X3 + …). P01
Já que: P1= P01- X2. P01, o abaixamento da pressão de vapor depende apenas das quantidades de solutos e não da sua natureza. Quanto maior a fração molar do soluto menor a pressão de vapor ou maior o abaixamento da pressão de vapor.
Pressão de vapor x fração molar de soluto
P Numa solução ideal a pressão de vapor do solvente diminui linearmente com o aumento da fração molar do soluto.
 Solução Real Solução Ideal
 
 X2.
Obs. Uma solução real obedecera a Lei de Rayoult apenas para frações de solutos extremamente pequenas, isto e, soluções bastante diluídas, já as soluções ideais obedece a Lei de Rayoult em todo o intervalo de concentração.
Tonometria
Abaixamento Relativo da Pressão de Vapor
Se P01 - P1 = X2 . P01 e P01 - P1 = ΔP , então ΔP = X2 . P01 ΔP/ P01 = X2.
O abaixamento Relativo da Pressão de Vapor e igual à fração molar do soluto na solução.
Obs. Embora tanto a pressão de vapor do líquido puro, P0, quanto a pressão de vapor da solução, P, dependam da temperatura, o Abaixamento Relativo da Pressão de Vapor, ( ΔP/ P01), depende apenas da quantidade do soluto expressa como fração molar.
Constante Tonométrica de Solvente(KT)
Seja a dissolução de um soluto (não eletrólito e não volátil) em 1000g de água
* 1,0 mol do soluto = ΔP/ P01
*1 ,5 mol do soluto = ΔP/ P01 aumenta 1,5 vezes
* 2,0 mol do soluto = ΔP/ P01 aumenta 2 vezes.
Então
ΔP/ P01 α n(soluto) /Kg (solvente) , como W(soluto) = n(soluto) /Kg (solvente) então ΔP/ P01 α W(soluto) então
ΔP/ P01 = KT . W(soluto) onde KT = Constante Tonométrica
Obs. A Constante Tonométrica de um Solvente e a massa molar do solvente (M1) expressa em Kg/mol.
EX. Constante Tonométrica da água = Massa molar da água/1000 = 18,02/1000 = 0,01802 Kg/mol.
Criometria
Lei de Rayoult 
O abaixamento da temperatura de congelamento/fusão, ΔTf, de um líquido é diretamente proporcional a molalidade do soluto não iônico e não volátil dissolvido.
 ΔTf α W(soluto) ΔTf = Kf . W(soluto) onde
ΔTf = T0f (líquido puro) – Tf (solução)
 Kf = Constante Criométrica ou Crioscópica do liquido puro
W(soluto) = molalidade do soluto dissolvido
Obs. Se W(soluto) = msoluto (g)/[Msoluto x msolvente(Kg)], temos:
ΔTf = Kf x msoluto em g/(Msoluto x msolvente em Kg)
Onde: Msoluto = massa molar do soluto
A Constante Criométrica é calculada a partir da seguinte equação:
Kf = M1R(T0f)2 / 1000. ΔHf ou Kf = M1(mol/Kg)R(T0f)2 / ΔHf onde
T0f = Temperatura normal de fusão do Liquido ou Solvente Puro em Kelvin
 ΔHf = Entalpia Molar de fusão do Líquido ou Solvente Puro em Joules ou caloria
R= 8,314 (ΔHF em J) ou 1,987 (ΔHF em cal)
Obs. O valor da constante crioscópica de várias substâncias encontra-se tabelado, porém pode ser calculado.
Ex. Para a água:
Kf = M1R(T0f)2 / 1000. ΔHf = 18,02 x 1,987 x (273,15)2/1000x1437 = 1,86 K Kg.mol-1.
Ebuliometria
Lei de Rayoult 
O aumento da temperatura de ebulição, ΔTe, de um líquido é diretamente proporcional à molalidade do soluto não iônico e não volátil dissolvido.
 ΔTe α W(soluto) ΔTe = Ke . W(soluto) ou ΔTe = Ke x msoluto em g/(Msoluto x msolvente em Kg)
Onde
W(soluto) = molalidade do soluto dissolvido
ΔTe = Te (solução) - T0e (liquido puro) 
 Ke = Constante Ebuliométrica do liquido puro
A Constante Ebuliométrica é calculada a partir da seguinte equação:
Ke = M1R(T0e)2 / 1000. ΔHe ou Ke = M1(mol/Kg)R(T0e)2 / ΔHe onde: 
T0e = Temperatura normal de ebulição do Líquido ou Solvente Puro
 ΔHe = Entalpia Molar de vaporização do Líquido ou Solvente Puro em Joules ou caloria
R= 8,314 (ΔHe em J) ou 1,987 (ΔHe em cal)
Obs. Os valores da constante crioscópica de várias substâncias encontram-se tabelados, porém podem ser calculadas.
Ex. Para a água:
Ke = M1R(T0e)2 / 1000. ΔHv = 18,02 x 1,987 x (373,15)2/1000x9720 = 0,51 K .Kg.mol-1.
Pressão Osmótica
Seja um recipiente contendo um líquido puro e uma solução que tem como solvente o líquido, separados por uma membrana semipermeável.
Se µ(liquido puro) > µ(soluçao) então:
Ocorrerá transferência de massa do líquido ou solvente puro para a solução.
Esta transferência de solvente é denominada OSMOSE.
A osmose ocorrerá no caso de soluções de diferentes concentrações forem postas em contato, neste caso o solvente irá se transferir da solução de menor concentração (maior µ) para a de maior concentração (menor µ).
Pressão Osmótica (π)
Pressão que é preciso exercer sobre o sistema para impedir a osmose espontânea.
A pressão osmótica em soluções ideais ou diluídas está relacionada com a concentração molar do soluto conforme a equação de van’t Hoff
π = nsoluto. R.T/V como nsoluto /V = Msoluto temos π = Msoluto. R.T 
onde: Msoluto = concentração molar do soluto na solução
Quanto maior a concentração molar do soluto na solução, maior a sua pressão osmótica
Obs. Se V em litros e R= 0,0082 e π será em atm, Se V em m3, R=8,314 π será em Pa 
Membranas Seletivamente Permeáveis – São aquelas que permitem a passagem de alguns solutos além do solvente.
Tonicidade de soluções – parcela adicional de pressão osmótica de solutos impermeáveis.
Classificação das soluções quanto as suas Concentrações Molares e Tonicidades de substâncias impermeáveis.
Sejam duas soluções A e B a mesma temperatura, de concentrações molares M para seus solutos impermeáveis respectivamente MA e MB 
A solução A e hipertônica em relação à solução B se MA > MB.
A solução A e hipotônica em relação à solução B se MA < MB.
A solução A e isotônica em relação à solução B se MA = MB.
Classificação das soluções quanto as suas pressões osmóticas
Sejam duas soluções A e B a’a mesma temperatura, de pressões osmóticas π respectivamente πA e πB
A solução A e hiperosmótica em relação ‘a solução B se πA > πB. 
A solução A e hiposmótica em relação ‘a solução B se πA < πB.
A solução A e isosmótica em relação ‘a solução B se πA = πB.
A transferência espontânea de solvente será do meio hiperosmótico para o hiposmótico.
x. Sejam dois sistemas de soluções de sacarose e ureia separados por membrana permeável que permite a passagem de ureia mais não desacarose.
Sistema 1 Sistema 2
	Solução A
Sacarose 0,3M
Ureia 0,3M
	Solução B
Sacarose 0,6M
	
	Solução C
Sacarose 0,3M
Ureia 0,3M
	Solução D
Sacarose 0,3M
	No sistema 1 temos
Solução A é hipotônica em relação a B, pois a concentração de sacarose (Impermeável) na solução A é menor.
Soluções A e B são isosmóticas, pois já que as molaridade final dos solutos são as mesmas, as suas pressões osmóticas também são.
	No sistema 2 temos
Soluções C e D são isotônicas pois a concentração de sacarose (impermeável) são as mesmas em ambas soluções.
Solução C e Hiperosmótica em relação a D, pois a pressão osmótica da solução e maior que da D.
Pressão Osmótica Reversa
Se ao sistema formado por solvente puro ou solução diluída e solução concentrada, separadas por membrana semipermeável, for aplicado uma pressão maior que a pressão osmótica do meio hipertônico haverá transferência de solvente no sentido inverso, isto e, da solução mais concentrada para a menos concentrada.
Propriedades Coligativas em soluções iônicas ou eletrolíticas
Para soluções de solutos não ionizáveis ou não dissociáveis temos: 
Na Tonometria ΔP/P0 = KT . W(soluto) ou ΔP/P0 = KT x msoluto em g/[Msoluto x msolvente ( Kg)]
Na Criometria ΔTf = Kf . W(soluto)
Na ebuliometria ΔTe = Ke . W(soluto) 
Na Osmose π = M.soluto. R.T 
Para soluções eletrolíticas os efeitos coligativos são aumentados de um fator i (fator de van’t Hoff), pois o número de partículas presentes na solução é maior, então:
Na Tonometria ΔP/P0 = i. KT . W(soluto) 
Na Criometria ΔTf = i. Kf . W(soluto) 
Na ebuliometria ΔTe = i. Ke . W(soluto) 
Na Osmose π = i. M.soluto. R.T 
O fator de van’t Hoff, i, depende da fórmula e do grau de ionização do eletrólito:
Cálculo do fator de van’t Hoff
I = quantidade de matéria final (nfinal)/ quantidade de matéria inicial (Ninic ial)
Ex. Seja o sal hipotético AaBb, suponha a dissolução em água de N mol de AaBb de grau de ionização α e seja n o nº de mol de AaBb ionizado 
 AaBb (aq) aAb+ (aq) + bBa- (aq)
t = 0 N 0 0
Equil. N - n an bn Se = n/N n= . N 
 N - . N a.. N b . . N 
Então: 
Quantidade de matéria final= N - . N + a.. N + b . . N = N [( 1 - ) + (a. + b.) = N [1 + (a + b) - ) 
Obs. A soma (a + b) é denominada q e representa o nº de mols de íons liberados pela dissociação 1 mol do eletrólito, então
 Quantidade de matéria final= N [1 + q - ) = N [1 + (q - 1) então:
I= N [1 + (q - 1)/N i = 1 + (q - 1)
Se = 1 (100% dissociável ou ionizável) i = q
Se = 0 (não dissociável ou ionizável) i = 1
Exercício propriedades coligativas:
Solutos não voláteis e não eletrolíticos
A 25°C a pressão de vapor da água pura é 23,76 mmHg. Para a solução obtida pela dissolução de 100g de sacarose em 500g de água pura a 25°C, pede-se:
Dados: Msacarose = 342,3g.mol-1; Mágua = 18,02 g.mol-1; ΔHfH2O = 1437 cal.mol-1; T0f H2O = 0°C ; ΔHeH2O = 9720 cal.mol-1; T0e H2O = 100°C
O abaixamento absoluto de pressão da água e a pressão de vapor da solução;
O abaixamento criométrico da temperatura de fusão/congelamento da solução e a temperatura de congelamento da solução; 
O aumento ebuliométrico da temperatura de ebulição/condensação da solução e a temperatura de ebulição da solução.
A 30°C a pressão de vapor da água pura é 31,82 mmHg. Determine a massa molar da formamida, sabendo que ao se dissolver 5 g desse soluto em 100g de água pura a 30°C, obteve-se uma solução de pressão de vapor de 31.2 mmHg. Dados: Mágua = 18,02 g.mol-1.
A pressão normal, uma solução contendo 9g de uma substância Y, dissolvida em 400g de água, entra em ebulição a 100,26°C. Qual massa molar de Y? Dados: ΔHeH2O = 9720 cal.mol-1; T0e H2O = 100°C
e Mágua = 18,02 g.mol-1.
Qual é a temperatura de ebulição de uma solução contendo 4,7g de fenol dissolvido em 500g de etanol? Dados: ΔHfH2O = 1437 cal.mol-1 e Ke etanol= 1,22 K.mol-1.Kg; T0e etanol = 78,25°C e Mfenol = 94,02 g.mol-1.
A dissolução de 5g de uma substância em 500g de naftaleno produz um abaixamento de 0,78 K no seu ponto de congelamento. Determine a massa molar da substância sabendo que a constante criométrica do naftaleno é Kc = 6,94 K.mol-1.Kg-1.
Considere a solução de uma substância orgânica, contendo 42 g/L, que exerce uma pressão osmótica de 5,55 atm à temperatura de 0°C. Calcule o peso molecular da substância.
Uma solução aquosa de poli (álcool vinílico) ou álcool polivinílico, preparado dissolvendo, 0,100g do polímero em água até completar 1 litro, tem uma pressão osmótica igual a 0,003 atm. Qual é peso molecular do polímero admitindo uma temperatura de 298K.
Sabendo que a água do mar equivale a uma solução 1,08 molal de NaCl, estime para a água do mar:
Pressão osmótica (Considere a densidade da água do mar igual a 1,06g/cm3)
Temperatura de congelamento;
Temperatura de ebulição; Dados: ΔHfH2O = 6,009kJ.mol-1; e ΔHeH2O = 40,66 kJl.mol-1.
Solutos não voláteis e eletrolíticos
	
Calcule o fator de van’t Hoff, i, para as seguintes soluções:
H2SO4 ( % α = 90%) b) Al2(SO4)3 ( % α = 100%) c) NH4OH ( % α = 5%) 
	
Qual é o abaixamento do ponto de congelamento produzido por uma solução 0,1 molal de um ácido fraco, HX, que apresenta % α = 5%. Kf água= 1,86 °C molal-1.
Que massa de Al2(SO4)3 ( % α = 100%) deve ser dissolvida em 1Kg de água para obter uma solução que congele em -10°C. Kf água= 1,86 °C.molal-1.
A temperatura de ebulição normal de uma solução aquosa 0,1 molal de uma substância A2B3 é 100,208°C. Qual o %α de A2B3?
Ke água= 0,52 °C.molal-1.
Num radiador de automóvel cabem, em média, 3,0 litros de água, que proporção em massa e em volume de água e do anticongelante etilenoglicol (HOCH2- CH2OH) deve ser misturada para obter uma solução anticongelante que não congele em temperatura superior a -37°C?
Dados: Kf água= 1,86 °C.molal-1; d H20= 1g/ml; d HOCH2- CH2OH = 1,12g/ml e i=1.