GE - Físico-Química_04

Prévia do material em texto

Físico-Química
UNIDADE 4
1
FÍSICO-QUÍMICA
UNIDADE IV
Para início de conversa
Prezado (a) aluno (a), tudo bem?
Hoje finalizamos nosso curso de Físico-Química! Está lendo o livro-texto e resolvendo os fóruns e 
exercícios? Não esqueça que é de fundamental importância a realização de todas as atividades! Vamos 
lá iniciar nossos estudos da Unidade IV?
orientações da disciPlina
Recapitulando, finalizamos a Unidade III com pH e curva de titulação. Antes você revisou o que é um 
ácido e uma base, estudou minuciosamente equilíbrio iônico – que nada mais é que um caso particular 
do equilíbrio químico - e ainda aprendeu o princípio de Le Châtelier e os fatores que alteram o equilíbrio 
de uma reação. É importante que ao término desta unidade você possa ter entendido qual a importância 
das aplicações da Físico-Química no seu futuro e também tenha adquirido conhecimentos bem específicos 
sobre como os estados físicos (sólido, líquido e gasoso) interagem em um diagrama de fases, entenda o 
que é pressão de vapor nas substâncias e aprenda o que são propriedades coligativas e a relacioná-las 
aos fenômenos químicos que acontecem no seu dia a dia.
Então, podemos dar continuidade aos nossos estudos? Sim! Vamos lá... mãos à obra!
2
Forças interMolecUlares e os estados Físicos da MatÉria
Querido (a) aluno (a), antes de iniciar a falar de diagrama de fases, você irá entender como as moléculas 
se comportam nos três estados físicos da matéria! 
Tanto os sólidos, como os líquidos ou os gases são formados por partículas (íons, moléculas, átomos) que 
se mantêm próximas umas das outras por ação de forças atrativas, sejam elas mais ou menos intensas. 
Estas forças são chamadas de forças intermoleculares, cuja intensidade e origem dependem do tipo de 
moléculas em questão.
Nos gases as interações entre as moléculas são pequenas fazendo com que elas não ocupem posições 
fixas, consequentemente, não possuem forma própria nem volume constante, exceto em altas pressões.
Nos líquidos, as ligações intermoleculares são mais fracas que nos sólidos, visto que apresentam 
menor organização. São mantidos unidos por interações atrativas entre as moléculas. Também existem 
interações repulsivas devida à sobreposição de nuvens de elétrons. Os líquidos não têm forma própria, 
mas possuem volume constante.
Nos sólidos as ligações intermoleculares são muito intensas. As moléculas estão muito juntas umas 
das outras, ocupando lugares definidos e apresentam pouca liberdade de movimento. São praticamente 
incompressíveis e apresentam forma própria e volume constante.
Como você percebeu, na descrição das interações entre as moléculas, o termo forças intermoleculares 
foi bastante usado. No entanto, para os químicos geralmente o que mais interessa é a energia que está 
envolvida nessas interações. 
Na figura 1, você pode visualizar a forma de como as partículas estão dispostas nos três estados físicos 
da matéria.
Figura 1 – A coesão da matéria nos estados físicos é consequência da atração entre moléculas através das ligações 
intermoleculares. Fonte: http://images.slideplayer.com.br/2/341875/slides/slide_4.jpg
Uma substância pode mudar seu estado físico, conforme variações na pressão ou na temperatura. 
Dependendo de cada processo de mudança, existe um nome particular para cada processo, conforme a 
figura 1 mostra acima.
Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares, maior será a energia necessária para provocar 
mudança de estado e, consequentemente, maiores serão os ponto de fusão e ponto de ebulição dos 
compostos moleculares.
	
  
http://images.slideplayer.com.br/2/341875/slides/slide_4.jpg
3
As forças intermoleculares em moléculas polares (apresentam ligações entre átomos de mesma 
eletronegatividade, os elétrons são igualmente atraídos pelos núcleos) são genericamente denominadas 
de forças de Van der Walls, devido ao físico holandês Johanes Van der Waals que propôs a existência 
dessas forças. 
Já para moléculas que apresentam ligação polar (ligação entre átomos de diferentes eletronegatividade) 
a explicação foi dada por Fritz London.
tipos de forças intermoleculares
Dispersão de London – Ocorre em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas que acontecem entre 
as moléculas apolares.
Considere uma molécula apolar sozinha no estado gasoso, percebe-se que elas não possuem regiões 
com diferentes densidades eletrônicas, mas, se essas moléculas estiverem formando uma substância 
no estado sólido ou líquido, se encontrarão mais próximas umas das outras e ocorrerá uma deformação 
momentânea nas nuvens eletrônicas das moléculas. Essa deformação é conhecida por dispersão de 
London. 
Figura 2 – Formação de dipolos temporários ao ocorrer a aproximação de dois átomos, os quais apresentavam inicialmente 
uma distribuição uniforme dos elétrons. Fonte: http://www.alunosonline.com.br/upload/conteudo/images/exemplo%20
de%20forca%20intermolecular%20dipolo%20induzido%20dipolo%20induzido.jpg
Dipolo-dipolo – Esse tipo de força é característico de moléculas polares. Na figura 3 você pode observar 
um exemplo desse tipo de força para a molécula do HCl.
Figura 3 – interação eletrostática no HCl sólido – duas moléculas polares.
Fonte: http://tudoquimica.atspace.com/forcadipolo.JPG
Essas forças dipolo-dipolo são eficazes tão somente quando moléculas polares estão muito próximas.
Pontes de hidrogênio – Caso particular das interações dipolo-dipolo, sendo muito mais intensa. Ocorre 
	
  
4
mais facilmente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio 
e nitrogênio (F,O,N), os quais são altamente eletronegativos, formando dipolos muito fortes.
Ordem crescente de intensidade de interação:
 
Pressão de vapor 
 
Praticando
Caro (a) aluno (a), considere uma amostra líquida de uma substância pura num vaso fechado (o vaso não 
está totalmente cheio). Inicialmente, algumas moléculas da superfície evaporam e ocupam os espaços 
entre as partículas. Esse processo acontece até que o ar fique totalmente saturado de vapor dessa 
substância. Esse vapor irá exercer uma pressão sobre a superfície do líquido, sendo essa a pressão de 
vapor da substância nessa determinada temperatura.
Pressão de vapor - É a pressão da fase vapor da substância em equilíbrio com sua fase líquida, durante 
a ebulição.
A partir desse momento o nível da amostra líquida não se altera, ou seja, a quantidade de moléculas no 
estado vapor permanece constante. Isso não quer dizer que não ocorrerá mais a passagem de moléculas 
para fase vapor. O que acontece é um equilíbrio dinâmico, ou seja, quando uma molécula vira vapor, outra 
que já é vapor volta para o estado líquido e, assim sucessivamente. Com isso, à medida que uma molécula 
vira vapor, a outra condensa.
A pressão de vapor depende de dois fatores: da natureza da substância e da temperatura.
temperatura de ebulição
Temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão externa. Se a pressão externa é 1 
atm, ela é chamada ponto de ebulição normal, conforme mostra figura 4; e se for 1 bar, ponto de ebulição 
padrão. 
exeMPlo
Exemplo: Para a água, tem-se 100°C para o ponto de ebulição normal e 99,6°C para o 
ponto de ebulição padrão.
5
Figura 4 - Líquido entra em ebulição quando a pressão de vapor iguala-se a pressão externa. Neste caso, a pressão externa é 
a atmosférica.
A ebulição não ocorre quando o líquido é aquecido em um recipiente fechado. 
Neste caso, a pressão de vapor e, portanto, a densidade do vapor aumenta continuamente à medida que 
se eleva a temperatura. No mesmo momento, a densidade do líquido diminui devido a sua expansão. 
Haverá um ponto em que as densidades do líquido e do vapor ficam iguais e a superfície entre as duas 
fases desaparece. A temperatura que ocorre esse desaparecimento de fases é chamada de temperatura 
crítica, da mesma forma a pressão recebe o nome de pressão crítica. 
Na temperatura crítica, e nas temperaturas superiores uma única fase uniforme, chamada defluido 
supercrítico, é formada. Ou seja, acima da temperatura crítica, a fase líquida da substância não existe.
temperatura de fusão
É a temperatura em que, sob uma determinada pressão, as fases: sólida e líquida de uma substância 
coexistem em equilíbrio. Ou seja, é a temperatura a qual uma substância passa do estado sólido ao 
estado líquido. Esta temperatura é a mesma quando a substância se solidifica, ou seja, passa do estado 
líquido para o estado sólido.
Termodinamicamente falando, ponto de fusão é a temperatura na qual a pressão de vapor na fase sólida 
é igual à pressão de vapor na fase líquida. 
 
diaGraMa de Fases
Como nosso assunto agora é: Diagrama de fases, pergunto a você, o que é uma fase e uma transição de 
fase?
GUarde essa ideia!
Uma fase é uma forma da matéria que é homogênea com relação à composição 
química e ao estado físico. Imagine um copo com água e álcool. Quantas fases ele 
apresenta? Uma apenas? Concorda? Ou seja, o sistema é homogêneo, pois os líquidos 
são completamente miscíveis.
E uma transição de fase? Fácil, não é? É quando uma fase se converte espontaneamente em outra fase a 
uma temperatura característica para dada pressão.
	
  
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solidifica%C3%A7%C3%A3o
6
Com os conceitos vistos até aqui, desta unidade, fica fácil entender um diagrama de fases! Então, vamos 
lá!
Um diagrama de fases é uma representação gráfica das pressões e das temperaturas em que ocorrem 
transições de fase e onde as fases são termodinamicamente estáveis. É uma das formas mais compactas 
de se exibir as mudanças de estado físico que uma substância pode ter.
O diagrama de fases de uma substância demonstra as regiões de pressão e de temperatura em que 
as várias fases são termodinamicamente estáveis. A forma comum de um diagrama de fase para uma 
substância que exibe três fases pode ser vista na Figura 5. A pressão é dada no eixo da ordenada e a 
temperatura no eixo das abscissas.
Ele contém três importantes curvas, cada qual representando as condições de temperatura e pressão em 
que as várias fases podem coexistir em equilíbrio. 
Figura 5 – Forma geral para um diagrama de fases com um só componente.
As curvas representam o seguinte:
Ø	Curva de equilíbrio sólido – vapor: Mostra a variação com a temperatura da pressão de vapor na 
sublimação, a pressão de vapor na fase sólida. A pressão de vapor aumenta com a temperatura, 
porque a temperaturas mais elevadas o número de moléculas que têm energia suficiente para 
escaparem da interação com as moléculas vizinhas é maior.
No ponto A, a substância encontra-se totalmente sólida.
Ø	Curva de equilíbrio sólido – líquido (Ponto B): Representa a mudança no ponto de fusão do 
sólido com aumento de temperatura. As fases: Sólida e líquida de uma substância coexistem em 
equilíbrio. Como uma substância pura se funde exatamente na mesma temperatura em que ela se 
congela, a temperatura de fusão coincide com sua temperatura de congelamento.
Ø	Curva de equilíbrio líquido – vapor (ponto D): Mostra como a pressão de vapor do líquido varia 
com a temperatura. Ela representa o equilíbrio entre as fases: líquida e gasosa.
Nos pontos A, C e E a substância encontra-se na fase sólida, líquida e gasosa, respectivamente. 
No final da curva de equilíbrio líquido – vapor encontra-se o ponto crítico, que equivale à temperatura e à 
pressão críticas da substância, já citado anteriormente.
O ponto triplo é conjunto de condições de pressão e temperatura na qual as fases sólida, líquida e vapor 
coexistem em equilíbrio. No diagrama de fases ele é representado por um ponto. Ele só existe para um 
certo valor de pressão e temperatura. 
	
  
7
exeMPlo
Por exemplo, para a água, ele se localiza a 273,16K e 611 Pa (0,00603 atm) e não existe mais nenhuma 
outra condição em que as três fases aparecem ao mesmo tempo, como pode ser visto na figura 6.
Figura 6 – Diagrama de fases da água
Fonte: http://1.bp.blogspot.com/-_da7mxrm8j4/UTpTkY0xDII/AAAAAAAAADI/mpx9OznwXc4/s1600/diagrama+de+fase+da+
agua+completo.jpg
eQUilíBrio líQUido – vaPor
Também conhecido como equilíbrio heterogêneo, porque os reagentes e produtos estão em estados físicos 
diferentes. Também é possível observar equilíbrio heterogêneo entre um sólido e sua solução saturada. 
exeMPlo
Como exemplo tem a reação entre o ácido clorídrico e o nitrato de prata que forma um precipitado branco 
(cloreto de prata - estado sólido), conforme mostra figura 7. 
A equação química para esta reação é: 
HCl (aq) + AgNO3 (aq) ◄▬► AgCl (s) + HNO3 (aq)       
Figura 7 - Equilíbrio heterogêneo com precipitado branco de cloreto de prata
Fonte: http://www.mundoeducacao.com/upload/conteudo/images/cloreto-de-prata.jpg
8
Para calcular as constantes de equilíbrio de reações heterogêneas usamos a expressão geral da constante 
de equilíbrio, que é uma razão entre a atividade dos produtos pelas dos reagentes.
K = {atividades dos produtos / atividades dos reagentes}equilíbrio
Escrevendo a constante de equilíbrio em função da reação descrita acima, temos:
K = a HNO3 a AgCl / a HCl a AgNO3 = [HNO3] / [HCl] . [AgNO3]
você saBia?
Você sabia que a atividade de um sólido ou um líquido puro é 1 porque as concentrações 
deles permanecem constantes, não interferindo na situação de equilíbrio e, 
consequentemente, não interferindo também em K?
Assim,  esses participantes sólidos ou líquidos não devem aparecer na expressão da constante de 
equilíbrio. Para um solvente quase puro sua atividade também é 1 (a solvente = 1).
Processos envolvendo equilíbrio líquido-vapor
Equilíbrio é uma condição estática na qual não ocorrem variações das propriedades macroscópicas de um 
sistema com o tempo. Na prática da engenharia, a hipótese de equilíbrio é justificada quando ela leva a 
resultados com precisão satisfatória. 
Para um sistema isolado, formado de duas fases líquida e vapor em contato direto, após um certo tempo, 
a temperatura, a pressão e a composição das fases atingem valores finais que a partir daí permanecem 
fixos. Ou seja, o sistema atingiu o equilíbrio. Microscopicamente, as condições não são estáticas, as 
moléculas de uma fase permanecem se renovando e a taxa média de passagem das moléculas é a mesma 
nas duas direções, conforme já foi explicado quando estudamos pressão de vapor.
Medidas de composição
Três medidas de composição mais usadas são: 
§	 Fração mássica;
§	 Fração molar;
§	 Composição molar.
Vamos falar primeiro da fração mássica ou molar! 
Essa unidade é definida como a razão entre massa ou número de moles de uma espécie química particular 
em uma mistura ou solução e a massa ou número de moles total da mistura ou solução. 
 
xi =mi /m ou xi =ni /n
A outra unidade é a concentração molar. Essa é definida como a razão entre a fração molar de uma 
espécie química particular em uma mistura ou solução e o volume molar da mistura ou da solução:
Ci= Xi / V
???
9
A massa molar de uma mistura ou solução é, por definição, a soma ponderada pelas frações molares das 
massas molares de todas as espécies presentes:
M = Σ xi Mi
Numa mistura de duas fases, líquida e vapor, em equilíbrio, um componente de uma das fases está 
em equilíbrio com o mesmo componente na outra fase. A relação de equilíbrio depende da pressão, da 
temperatura e da composição da mistura na fase líquida. 
Para sistemas binários, esta relação de equilíbrio pode ser visualizada em diagramas de equilíbrio líquido 
vapor, conforme figura 8.
Figura 8 – Diagrama de fases de misturas binárias: 
1) Pressão – Composição para o sistema tetracloreto de carbono/tetrahidrofurano;
2) Temperatura – composição para o sistema tetracloreto de carbono/ furano.
Onde:
XA - fração molar de A na fase líquida;
YA - fração molar de A na fase vapor;
ELV – equilíbrio líquido vapor
Vamos entender melhor um diagrama de equilíbrio sólido - líquido? Então, vamos estudar pelo diagrama 
de uma mistura binária com dois componentes genéricos, 1 e 2, conforme mostra figura 9.
	
  
	
  Figura 9 – Diagrama (T,x,y)de uma mistura binária de componente 1 e 2 a pressão constante. 
Fonte: http://labvirtual.eq.uc.pt/siteJoomla/images/stories/vlefund1.png
10
Praticando
Para o diagrama da figura 9 temos as temperaturas T1e T2, as quais são respectivamente as temperaturas 
de vaporização das substâncias puras 1 e 2 à pressão P constante. 
Abaixo da curva T1, V, V`, V”, T2 temos toda mistura no estado líquido. O espaço interior entre as duas 
superfícies é a região onde coexistem as fases líquidas e vapor. Acima da curva [T1, V, V`, V”, T2] temos a 
mistura no estado gasoso.
A curva [T1, V, V`, V”, T2] é a curva dos pontos de orvalho, ou seja, é o ponto no qual as últimas gotas de 
do líquido desaparecem. A curva [T1, L, L´, L”, T2] é a curva dos pontos de bolha, onde aparece a primeira 
bolha de vapor.
Partindo do ponto a, onde a mistura está no estado líquido, considere o aquecimento seguindo a linha 
vertical a, a”. A mistura permanecerá no estado líquido até atingir o ponto L,  aparece a primeira bolha de 
vapor: A esta temperatura a composição do líquido é a do ponto L e a composição das bolhas de vapor (a 
composição da fase gasosa em equilíbrio com o líquido) é a fração molar dada pela horizontal do ponto V. 
A linha LV é uma linha de amarração, pois une os pontos que correspondem as fases em equilíbrio.
A fase gasosa V é mais rica no componente mais volátil do que a fase líquida L. Continuando a aumentar 
a temperatura, quando se atinge o ponto a´, as composições do líquido e do vapor em equilíbrio passam 
a ser dadas pelos pontos L´ e V´, respectivamente. Este aumento de temperatura causou uma variação na 
composição da fase líquida, de L para L´ (percorrendo a curva dos pontos de bolha), e de uma variação na 
composição da fase gasosa, de V para V´ (ao longo da curva de orvalho). Se a temperatura for aumentada 
ainda mais, em V´´ desaparecerá a última gota de líquido (cuja composição é dada pela horizontal no 
ponto L´´). Em a´´ toda mistura existirá na fase gasosa. 
Concluindo: Partimos de um sistema inteiramente na fase líquida (no ponto a) e, por aquecimento a 
pressão constante, chegamos a um sistema (com a mesma composição) totalmente gasoso (no ponto a´´). 
Modelo simples para o equilíbrio líquido – vapor
A importância da termodinâmica para o equilíbrio líquido - vapor é encontrar, através de cálculos, as 
temperaturas, as pressões e as composições da fase em equilíbrio. 
Um dos modelos mais simples usado para encontrar esses valores é a lei de Raoult. As duas principais 
considerações da lei de Raoult são:
Ø	A fase líquida é uma solução ideal e a fase vapor é um gás ideal. Quando Raoult considera um gás 
como sendo ideal, ele restringiu sua lei para ser usada apenas em baixas a moderadas pressões, 
conforme vimos na nossa Unidade 1 quando estudamos gases ideais e reais; 
Ø	Já para a fase líquida como sendo uma solução ideal, a lei de Raoult só terá uma validade 
aproximada somente quando as espécies que compõem o sistema são quimicamente similares. 
A lei de Raoult é expressa matematicamente como:
 yi P = xi Pi
sat
Onde:
Xi é uma fração molar na fase líquida
yi é uma fração molar na fase vapor
Pi
sat é a pressão de vapor da espécie i pura na temperatura do sistema. 
http://www.brasilescola.com/biografia/francois-marie-raoult.htm
11
O produto yi P é conhecido como a pressão parcial da espécie i.
Uma limitação da lei de Raoult é que ela só pode ser aplicada quando a pressão de vapor das espécies 
envolvidas é conhecida.
azeótropos
Muitos sistemas apresentam um grande desvio de idealidade, tanto na fase líquida quanto na fase vapor 
devido à presença de interações moleculares.
Azeótropo é o nome dado a uma mistura de líquidos, constituída por dois ou mais componentes, que 
possuem ponto de ebulição constante e fixo, e que, portanto não podem ser separados por método que 
utilizem a diferença no ponto de ebulição, pois a ebulição da mistura acontece como um todo e não por 
meio de componentes separados, podendo assim ser dita como uma substância pura sob esse aspecto.
exeMPlo
Um exemplo comum de azeótropo é a mistura de álcool etílico a 95% e água. O ponto de ebulição da 
mistura é de 78,2ºC. Compare com os pontos de ebulição da água e do álcool etílico, puros: 
Substância
Ponto de 
ebulição (ºC)
Água pura 100
Álcool etílico puro 78,4
Álcool etílico (95%) / água 78,2
A diferença de um azeótropo para uma mistura comum, é que a última não tem ponto de ebulição 
constante, mas sim uma faixa de temperaturas na qual ocorre a mudança de fase, enquanto o azeótropo 
possui seu ponto de ebulição fixo. 
Existe uma classificação quanto ao ponto de ebulição para azeótropos:
Ø	Azeótropo de mínima temperatura: Acontece quando a pressão de equilíbrio atinge valores 
superiores à pressão de saturação do líquido mais volátil. E esse exemplo é caracterizado por um 
ponto de máximo na curva de equilíbrio à temperatura constante, e um equivalente ponto mínimo 
na curva de equilíbrio à pressão constante.
Ø	Azeótropo de máxima temperatura: Acontece quando a pressão de equilíbrio é inferior à pressão 
de saturação do componente menos volátil. A característica desses sistemas é um ponto de 
mínimo na curva de equilíbrio à temperatura constante, e um equivalente ponto de máximo na 
curva de equilíbrio com a pressão constante.
Na figura 10, diagramas a pressão constante de três misturas binária são mostrados. O gráfico à esquerda 
é de uma mistura ideal de A e B, sem formação de azeótropo, com as linhas de líquido e vapor saturados 
variando desde a temperatura de ebulição de A, a mais baixa, até a de B, a mais alta. O segundo gráfico 
é de uma mistura binária de C e D que forma um azeótropo de mínimo. 
Observe que a temperatura no azeótropo é menor do que as temperaturas de ebulição de C e de D quando 
puros. E o último gráfico é de uma mistura binária E e F que forma um azeótropo de máximo. A temperatura 
no azeótropo é maior do que as temperaturas de ebulição de E e F quando puros. 
12
Figura 10 - Diagramas de equilíbrio para três misturas binárias a pressão constante, conforme descrito acima. Fonte: https://
upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/42/TX-Diagram-pt.jpg/600px-TX-Diagram-pt.jpg
ProPriedades coliGativas
Substâncias puras têm propriedades físicas bem definidas. A água pura, por exemplo, congela a 0°C e 
ferve a 100°C, ao nível do mar. Quando introduzimos um soluto em um líquido, essas propriedades são 
alteradas. Neste assunto você aprenderá de que maneira a introdução de um soluto altera as propriedades 
de um líquido.
exeMPlo
Vamos começar por um exemplo bem simples. Se colocarmos sal comum em água, por exemplo, ela passa 
a congelar em temperatura mais baixa e a ferver em temperatura mais alta, com relação à água pura.
Essas alterações que o soluto causa ao solvente são chamadas de propriedades coligativas e são elas que 
você estudará a partir de agora. Vamos lá?
abaixamento da pressão de vapor – tonoscopia
A tonoscopia é uma propriedade coligativa que provoca o abaixamento da pressão de vapor de um líquido 
(solvente), quando a ele é adicionado um soluto não-volátil.
Se adicionarmos um soluto não-volátil em solvente, ocorrerá a diminuição da pressão de vapor, ou seja, a 
solução demorará mais tempo para evaporar comparada ao solvente puro.
A pressão de vapor de um solvente puro sempre será maior do que a pressão de vapor de uma solução. 
Com a adição das partículas do soluto intensificam-se as forças atrativas moleculares e diminui a pressão 
de vapor do solvente. É como se as moléculas do soluto atrapalhassem a evaporação das moléculas do 
solvente.
Construindo um gráfico da pressão de vapor da solução em função da temperatura, figura 11, percebemos 
que a curva da solução está abaixo da curva do líquido puro.
	
  
13
Figura 11 – Pressão de vapor x temperatura para um solvente puro e uma solução do mesmo solvente.
Fonte: http://www.alunosonline.com.br/upload/conteudo/images/pressao%20de%20vapor.jpg
Onde:
P2 – pressão de vapor do solvente(líquido puro), à temperatura T;
P1 – pressão de vapor da solução (solvente + soluto), à temperatura T;
ΔP – abaixamento absoluto da pressão de vapor da solução;
ΔP/P2 – abaixamento relativo da pressão de vapor da solução.
Vamos, querido (a) aluno (a), considerar uma situação para que eu comprove a você a menor pressão de 
vapor em solução comparada ao seu próprio líquido puro.
Praticando
Se você preparar dois recipientes, o primeiro com líquido puro e o segundo com uma solução desse mesmo 
líquido puro, ou seja, só adicionar um soluto não volátil a esse líquido. Se isolarmos os dois, colocando-os 
em um lugar fechado; como p1 > p2, os vapores do recipiente 1 irão se desprender mais rápido, e passarão 
para o recipiente 2 (solução), fazendo com que o volume do recipiente 1 diminua e consequentemente o 
do 2 aumente , ficando cada vez mais diluído.
O desprendimento dos vapores do soluto não volátil (recipiente 2) é proporcional à concentração. Essa 
relação é expressa pela lei de Raoult, vista no assunto equilíbrio líquido-vapor, desta unidade. Diz-nos 
que a pressão parcial exercida pelo vapor do solvente na solução, PA, igual ao produto da fração em 
quantidade de matéria, XA, vezes a pressão de vapor do solvente puro:
 PA = XAPA°
elevação do ponto de ebulição – ebulioscopia
Para que a ebulição aconteça, como vimos no início desta unidade, é necessário que a pressão do vapor 
do líquido seja igual ou superior à pressão externa.
Praticando
Vamos imaginar agora um soluto não volátil em um determinado líquido puro. Como estudamos na 
tonoscopia, a pressão de vapor de uma solução sempre será menor que de um líquido puro. Desse modo, 
a solução ferverá a uma temperatura superior a temperatura de ebulição do líquido puro, figura 12. Como 
a solução irá liberar menos vapores, será necessário mais calor para ferver a solução.
	
  
14
Figura 12 – Comparação dos pontos de ebulição num gráfico: pressão de vapor x temperatura para um solvente puro e 
uma solução do mesmo solvente. Fonte: http://files.saladeestudosursamaior.webnode.com.br/200000041-8c3fc8cbad/
Ebulioscopia.jpg
Raoult verificou, experimentalmente, que o efeito da ebulioscopia parece muito com o da tonoscopia. 
Matematicamente, temos:
 ΔTe = Kem
Onde:
m – molalidade;
Ke - constante molar de elevação do ponto de ebulição;
ΔTe – variação na temperatura de ebulição.
Observamos que o aumento no ponto de ebulição em relação àquele do solvente puro, ΔTe, é diretamente 
proporcional a molalidade. A constante, Ke, depende apenas do solvente.
abaixamento do ponto de fusão – crioscopia
Praticando
Vamos agora imaginar a diluição de um soluto não volátil na água. Realizando um experimento, verifica-
se que a solução só começa a congelar em uma temperatura menor do que o ponto de congelamento da 
água pura. 
Construindo um gráfico dessa situação, figura 13, nota-se que a curva que corresponde à solução estará 
sempre abaixo do solvente puro.
Figura 13 – Comparação dos pontos de fusão num gráfico: pressão de vapor x temperatura para um solvente puro e uma 
solução do mesmo solvente.
	
  
	
  
15
De forma parecida à elevação do ponto de ebulição, a diminuição do ponto de congelamento ΔTc, é 
diretamente proporcional à molalidade do soluto. Raoult também verificou experimentalmente que o 
efeito criométrico parece muito com o tonométrico e ebuliométrico. Desse trabalho resultou a lei de 
Raoult para a criometria:
ΔTc = Kc m
Kc, que é a constante molar de diminuição do ponto de congelamento.
A diminuição do ponto de congelamento tem várias aplicações práticas como:
As fábricas de sorvete adicionam sal comum à água para poder resfriá-la muito abaixo de 0°C, para que 
ela não solidifique;
Durante o inverno, em locais onde a temperatura é muito baixa, colocam-se anticongelantes na água dos 
radiadores dos automóveis para evitar que durante a noite, o carro parado, a água congele no motor.
Palavras do ProFessor
Com isso terminamos também o curso de Físico-Química. Foi um prazer ter acompanhado você até 
aqui. Espero que você tenha tido sucesso no estudo da disciplina, que como você pode perceber está 
presente sempre no cotidiano e é de grande importância para entendimento de muitas outras áreas do 
conhecimento.
Espero que os assuntos estudados desde a primeira unidade, quando vimos o conceito de gases, 
abordando o estudo de gases reais e ideais, estudo da primeira lei da termodinâmica, ainda estejam 
bem fresquinhos na sua memória. Assim como os vistos na segunda unidade, no estudo da segunda 
lei, cinética e equilíbrio químico. E já mais recente, no estudo da terceira unidade que continuamos com 
equilíbrio químico, englobando todo assunto. 
Nessa última unidade e não menos importante, você viu o estudo de um diagrama de fases, envolvendo 
equilíbrio líquido-vapor, as forças intermoleculares e para finalizar nosso assunto as propriedades 
coligativas, fechando o Guia 4.
acesse o aMBiente virtUal
Sempre que sentir necessidade é bom que volte e veja os pontos que você sentiu dificuldade ou não 
pegou muito bem. E lembre-se que para entender bem o assunto é necessária a leitura do livro-texto e a 
realização de todas as atividades disponíveis (questionário e fórum) no Ambiente Virtual de Aprendizagem 
- AVA.
Desejo sucesso e até próxima. Bons estudos!