Relatório quimica - Propriedades coligativas

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INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
QUÍMICA
ANA CLARA 
ANA CAROLINA
BRUNA LUIZA 
ANNA BEATRIZ 
 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES: Osmose e crioscopia 
VITÓRIA
2019
INSTITUTO FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
QUÍMICA
ANA CLARA 
ANA CAROLINA
BRUNA LUIZA 
ANNA BEATRIZ 
PROPRIEDADES COLIGATIVAS DAS SOLUÇÕES: Osmose e crioscopia 
VITÓRIA 
2019
Trabalho apresentado à 
disciplina de química da turma v02 
do Instituto Federal do Espírito Santo
como requisito para avaliação.
Prof.: Jorge Eduardo Martins 
Cassani 
1. INTRODUÇÃO
As soluções possuem propriedades diferentes daquelas observadas para os
solventes puros. As propriedades que dependem somente da quantidade de soluto
existente na solução são denominadas propriedades coligativas. Além da variação
de pressão de vapor e da variação do ponto de ebulição, existem duas outras
propriedades coligativas importantes: pressão osmótica e variação do ponto de
congelamento (crioscopia). 
A pressão osmótica é a pressão exercida pelo solvente puro (ou encontrado
numa solução diluída), sobre uma solução mais concentrada. A equação que permite
calcular a variação da pressão osmótica é: π = MxRxTxi, onde π = pressão
osmótica, M = concentração em mol/L, R = constante universal dos gases e i = fator
de Van't Hoff. 
A crioscopia é a técnica que permite medir o abaixamento do ponto de
congelamento de líquidos causado por substâncias dissolvidas, que determina
propriedades físicas como a massa molecular do soluto e a concentração e pressão
osmótica da solução, sendo assim está relacionada com o abaixamento do ponto de
congelamento do solvente de uma solução em relação ao solvente puro. A equação
que permite calcular esse abaixamento é: ΔTc = Kc x W x i, onde ΔTc = T0
(temperatura de congelamento do solvente puro) - T2 (temperatura de congelamento
da solução formada), Kc = constante crioscópica do solvente, W = molalidade e i =
fator de Van't Hoff.
2. OBJETIVOS
Avaliar a influência do soluto nas propriedades coligativas das soluções,
determinar a variação da pressão osmótica e avaliar a variação do ponto de
congelamento.
3. MATERIAIS E REAGENTES
Material Reagentes
Béquer de 100 mL Solução 4 Molal de NaCl
Tubo de ensaio Solução 0,5 Mol/L de sulfato de cobre
(II)
Espátula Ferrocianeto de potássio
( K₄[Fe(CN)₆] )
Bastão de vidro Sal de churrasco (sal grosso)
Gral e pistilo Gelo
Pisseta com água destilada
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Na primeira parte do experimento, colocou-se cerca de 5 mL de solução de
CuSO4 num tubo de ensaio e adicionou-se alguns cristais de K [Fe(CN) ] no tubo de₄ ₆
ensaio e observou-se. 
Na segunda parte do experimento, colocou-se 3 mL de água destilada em um
tubo de ensaio e em outro tubo colocou-se 3 mL de solução 4 Molal de cloreto de
sódio. Triturou-se o gelo suficiente para encher o béquer de 100 mL até metade.
Acrescentou-se, então, sal grosso ao gelo (cerca de ¼ da quantidade de gelo).
Colocou-se os dois tubos de ensaio na mistura de gelo e sal e observou-se. Mediu-
se, então a temperatura da mistura refrigerante de gelo e sal.
5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Na primeira parte do experimento, ao adicionar os cristais de K4[Fe(CN)6] à
solução de CuSO4, observou-se que a solução apresentou uma cor avermelhada e
os cristais “incharam” (formaram-se algumas vesículas). A cor avermelhada
resultante dá-se pela reação de oxirredução sofrida pelo cobre. 
A formação das vesículas é causada porque o cristal, sendo dissolvido numa
solução menos concentrada, passa pelo processo de absorção de água (onde
observa-se a osmose, processo pelo qual o solvente migra do meio mais
concentrado para o menos concentrado), onde, após um tempo, ter-se-á células
“inchadas” (as vesículas), ou, em alguns casos, estouradas. 
Pode-se calcular a pressão osmótica de uma solução 1mol/L de sacarose
utilizando-se da fórmula do cálculo da pressão osmótica ( π = MxRxTxi), onde, pelo
soluto ser uma substância molecular, desconsidera-se o fator de van’t Hoff (i).
Considerando a constante universal dos gases como 0,082 e a temperatura como
27°C (300 Kelvin). Fazendo os cáculos, π = 1x0,082x300, têm-se que a pressão
osmótica exercida sobre a solução será de 24,6 atm.
Na segunda parte do experimento, observou-se que, após passados algum
tempo das duas soluções (de água destilada (1) pura e de cloreto de sódio
dissolvido na água destilada (1)) submersas no gelo com sal (jogar sal no gelo faz
com que ele derreta, porque a temperatura de fusão diminui), à aproximadamente
-6°C, apenas a solução 1 sofreu o processo de congelamento. 
Para explicar o porquê de a solução 1 sofrer o congelamento e a 2 não, pode-
se usar a fórmula que relaciona o abaixamento de temperatura com o congelamento
da solução, ΔTc = Kc x W x I (Abaixamento de temperatura é igual à constante
crioscópica do solvente, multiplicada pela molalidade da solução, multiplicada pelo
fator de van’t Hoff). O fator de van't Hoff, nesse caso será 2, pois NaCl possuem dois
íons apenas. Sabe-se, também, que a temperatura de início de congelamento da
solução 1 é de 0°C (pois a água tem esse ponto de solidificação). Fazendo-se assim
as contas, ΔTc = 1,86 x 4 x 2 + 0, têm-se que a temperatura de início de
congelamento da solução 2 será de -14,88°C. Sendo assim, na temperatura de -6°C,
a solução 2 não congelará, pois ela precisará de uma temperatura menor ainda para
tal feito, já a solução 1 congelará, pois já terá passado de seu ponto de solidificação.
6.CONCLUSÃO
Os resultados foram alcançados através do experimento que avaliou a
influência do soluto presente nas propriedades coligativas das soluções. De acordo
com os resultados obtidos, conclui-se que a temperatura de congelamento (medida
com o termômetro de laboratório) tem uma tendência a ser menor, à medida que é
adicionado soluto. Vale ressaltar que quaisquer erros no resultado devem ser
atribuídos a falhas humanas.
O objetivo proposto anteriormente fora alcançado, pôde-se analisar a variação da
pressão osmótica. Como exemplos, temos o fato das hemácias incharem até
explodir quando colocadas em água pura e como as carnes salgadas em calda não
estragam com facilidade. No caso das hemácias isso acontece porque, por osmose,
as mesmas vão absorver a água buscando um equilíbrio osmótico, já que estão em
um meio hipertônico em relação à água pura (meio hipotônico). Com as carnes, o
que acontece é que os micróbios acabam morrendo desidratados quando tentam se
instalar no alimento, justamente pois o mesmo está em um meio mais concentrado e
necessita, portanto, absorver a água presente nos microorganismos, buscando um
equilíbrio osmótico.
7.REFERÊNCIA
LISBOA, Julio Cesar Foschini (org.). Química. Vol. 2. Coleção Ser Protagonista.
3ª ed. São Paulo: Edições SM, 2016.
https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-crioscopia.htm
https://www.infoescola.com/quimica/propriedades-coligativas/
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pressao-osmotica.htm
https://www.terra.com.br/noticias/ciencia/voce-sabia-por-que-o-sal-faz-o-gelo-
derreter,8655398bedbbb369f5f16c7cf95bd1c167t38fae.html
http://educacao.globo.com/fisica/assunto/termica/mudancas-de-estado.html