3 - Propriedades de líquidos e sólidos (1)

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Disciplina: Físico-Química (QFQ002) 
Prof. MSc. Cécile C. Hernandez Garcia 
1 Propriedades de líquidos e sólidos 
 
1.1 Diagrama de fases 
Dentre as propriedades físicas que caracterizam uma substância, temos as temperaturas 
nas quais ocorrem as mudanças de estados: 
 
Fusão e solidificação: Sólido 
←
→
 Líquido 
Ebulição e liquefação: Líquido 
←
→
 Vapor 
Sublimação: Sólido 
←
→
 Vapor 
 
 
 
Durante uma mudança de estado, há um equilíbrio entre as fases envolvidas e a 
temperatura permanece constante. 
 
 
 
 
 
Repetindo o processo em diferentes P e T, obtemos os dados necessários para a construção 
de um diagrama de fases. 
O ponto de intersecção das três linhas é o ponto triplo e indica uma condição única de 
pressão e temperatura na qual encontramos as três fases em equilíbrio. 
 
1.2 Fases Condensadas 
Genericamente, os sólidos e líquidos são chamados de fases condensadas. 
Esse nome procura salientar a alta densidade dos líquidos ou sólidos quando comparada 
com a baixa densidade de gases. 
Sólidos e Líquidos → Fases condensadas 
 
 Alta densidade 
 
Gases → Baixa densidade 
 
Ex.: O volume (massa) de um gás que ocupa uma sala é muito menor se comparada a 
massa de líquido necessária para encher a mesma sala. 
 
 
 
Já em mols a quantidade para gases é muito menor do que para líquidos e sólidos. 
CNTP* → Gás ocupa 22.400 𝑐𝑚3 𝑚𝑜𝑙⁄ 
 Maioria dos líquidos e sólidos 10 e 100 𝑐𝑚3 𝑚𝑜𝑙⁄ . 
Isso significa que as moléculas do gás estão muito mais distanciadas que as dos líquidos 
e gases. 
 
*CNTP – condições normais de temperatura e pressão 
 
1.3 Coeficiente de dilatação térmica e de compressibilidade 
O coeficiente de dilatação térmica (α) para gases é aproximadamente o mesmo, já para 
líquidos ou sólidos, varia de substância para substância. 
Qualquer substância tem diferentes α quando em estado líquido ou sólido. 
O valor de α é constante em intervalos limitados de temperatura. 
 
A dependência entre volume de um líquido ou sólido e a temperatura, à pressão constante, 
é expressa pela equação: 
𝑉 = 𝑉0(1 + 𝛼 . 𝑡) 
Onde: 
t = temperatura em °C 
𝑉0 = Volume do sólido ou líquido a 0°C 
α = Coeficiente de dilatação térmica 
 
Gases e sólidos → α é sempre positivo 
Líquidos → α é usualmente positivo 
* Alguns poucos líquidos apresentam α negativo em um curto intervalo de temperatura. 
Ex.: 𝐻2𝑂 → 0°𝐶 − 4°𝐶 → α negativo 
 
 
 
Quando o Volume está em função da pressão: 
𝑉0 = 𝑉0
0[1 − 𝐾(𝑝 − 1)] 
 
Onde: 
𝑉0
0 = Volume a 0°C 
P = pressão atmosférica 
K = coeficiente de compressibilidade 
 
K será constante para uma dada substância num grande intervalo de pressão. 
 
O K é diferente para cada substância e para os estados sólido e líquido da mesma 
substância. 
 
1.4 Calor de Fusão, Vaporização e Sublimação 
 
A absorção ou o desprendimento de calor sem variação de temperatura é característica de 
uma mudança no estado de agregação de uma substância. 
Calor de fusão => quantidade de calor absorvida na transformação de sólido para líquido. 
Calor de vaporização => quantidade de calor absorvida na transformação de líquido em 
vapor. 
Calor de sublimação => Quantidade de calor absorvida na transformação de sólido para 
vapor. Essa quantidade é aproximadamente igual à soma dos calores de fusão e vaporização. 
As forças intermoleculares mantêm as moléculas juntas nas fases condensadas. 
Para que a vaporização de um líquido ocorra, é necessário que as moléculas sejam 
separadas, separação que se faz contra as forças intermoleculares. A energia necessária é medida 
quantitativamente pelo calor de vaporização. 
Já para tirar as moléculas do arranjo ordenado do cristal para o arranjo desordenado, 
geralmente com distâncias de separação ligeiramente maiores, a energia necessária é medida pelo 
calor de fusão. 
 
 
1.5 Pressão máxima de vapor 
Uma das propriedades físicas que é muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes 
substâncias. 
 
Permanecendo algum líquido depois que o equilíbrio se estabelece, a pressão do vapor no 
recipiente é uma função apenas da temperatura do sistema. A pressão desenvolvida é a pressão 
máxima de vapor (Pv), que é uma propriedade característica de cada líquido e que aumenta 
rapidamente com a temperatura. 
 
2 Propriedades Coligativas 
Quando é adicionado um soluto não volátil a um solvente, a solução obtida apresenta 
propriedades diferentes das do solvente puro, sendo estas denominadas de propriedades 
coligativas. 
São as propriedades das soluções que dependem do número de partículas dispersas e 
independem da natureza das partículas do soluto. 
Essas propriedades podem ser explicadas pelas interações que ocorrem entre as partículas 
do soluto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam a passagem do solvente para o 
estado de vapor, assim como o seu congelamento. 
Ex.: 𝐻2𝑂 e 𝐻2𝑂 + NaCl 
 
 
 
 
* A quantidade de moléculas de água que passam para o estado de vapor em uma solução aquosa 
de 𝐻2𝑂 + NaCl é menor se comparado ao solvente puro, em uma mesma temperatura. 
 
Os solutos são classificados em: 
 
Iônicos: Possuem ligações iônicas. 
Ex.: Sal de Cozinha Na+Cl−. 
Nesse caso há a dissociação dos íons e os mesmos ficam dispersos na solução. 
 
Moleculares: Possuem ligações covalentes e nesse caso não há dissociação, mas as 
moléculas se dispõem isoladamente na solução. 
Ex.: Açúcar (Sacarose) 𝐶12𝐻22𝑂11. 
 
 
 
Soluções iônicas: As partículas presentes na solução são íons. 
Ex.: 1 mol de NaCl em 𝐻2𝑂 → originará 1 mol de íons Na
+ e 1 mol de íons Cl−, ou seja, 
12,0.1023 partículas nessa 𝐻2𝑂. 
 
Soluções moleculares: As partículas presentes na solução são moléculas. 
Ex.: 1 mol de sacarose em água → origina 1 mol de moléculas de sacarose, ou seja, 
6,0.1023 partículas nessa 𝐻2𝑂. 
 
Todas as propriedades coligativas vêm da diminuição do potencial químico do solvente, 
provocada pela presença do soluto. 
Potencial químico de um elemento (energia livre parcial molar) → É uma forma de 
energia potencial que pode ser absorvida ou liberada durante a reação química. 
A redução do potencial químico do solvente, implica que o equilíbrio líquido-vapor 
ocorra em temperaturas maiores (o ponto de ebulição do solvente se eleva) e que o equilíbrio 
sólido-líquido ocorra em temperaturas menores (o ponto de congelamento do solvente fica 
menor). 
A redução do potencial químico é um efeito da entropia (grandeza termodinâmica que 
mensura o grau de irreversibilidade de um sistema; geralmente associada ao que se denomina 
“desordem” de um sistema termodinâmico). 
O solvente líquido puro tem uma entropia que reflete a desordem das suas moléculas. 
A sua pressão de vapor reflete a tendência de a solução atingir maior entropia, que pode 
ser alcançada na vaporização do líquido, formando gás. A presença do soluto contribui para a 
entropia do líquido. Como a entropia da solução já é maior que a do líquido puro, a formação de 
gás fica reduzida. O efeito da presença do soluto aparece então como a redução da pressão de 
vapor e, portanto, elevação do ponto de ebulição. 
Analogamente, a maior desordem da solução se opõe à tendência ao congelamento. 
Consequentemente, é necessária uma temperatura mais baixa para congelar e conseguir o 
equilíbrio entre sólido-solução. 
 
 
 
2.1 Ebulioscopia ou ebuliometria 
Consiste no aumento da temperatura de ebulição, ou mais especificamente no aumento da 
variação da temperatura de ebulição (∆ Te) devido à presença de partículas de soluto não-voláteis. 
 △ Te = 𝑇𝑒2 − 𝑇𝑒 
 
𝑇𝑒 = 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑏𝑢𝑙𝑖çã𝑜 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
𝑇𝑒2 = 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑒𝑏𝑢𝑙𝑖çã𝑜 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 
 
 
Visto que esse fenômeno não depende da natureza do soluto, mas apenas do número de 
suas partículaspresentes na solução, a ebulioscopia é uma propriedade coligativa. 
Por exemplo, se prepararmos duas soluções aquosas diferentes, uma com o soluto sendo 
a ureia e outra com a glicose, mas dissolvermos exatamente a mesma quantidade dos dois solutos, 
produzindo duas soluções de molalidade (W) igual a 1 molal, o resultado será que o ponto de 
ebulição de ambas as soluções ao nível do mar começará em 100,52ºC. Isso prova que a ebulição, 
como um efeito coligativo, depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução. 
Isso acontece porque as moléculas de açúcar interagem com as moléculas de água, 
diminuindo a pressão de vapor desse líquido. Visto que a pressão do líquido fica menor que a 
pressão externa (atmosférica), é preciso aquecer ainda mais o sistema para que a pressão de vapor 
da solução iguale-se à pressão atmosférica e aí sim entre em ebulição. Desse modo, a temperatura 
em que entrará em ebulição será maior. 
 
 
 
Observe no gráfico que, visto que a concentração da solução 2 é a maior, a temperatura 
que seu solvente começa a entrar em ebulição também é a maior, e sua pressão de vapor é a menor. 
 
2.2 Crioscopia ou Criometria 
É a diminuição do ponto de congelamento do solvente (ponto de fusão). 
A adição de um soluto não-volátil a um solvente provoca um abaixamento na temperatura 
de congelamento desse solvente, o que pode ser explicado pelo fato de as partículas do soluto 
dificultarem a cristalização do solvente. 
△ Tc = 𝑇𝑐2 − 𝑇𝑐 
 
𝑇𝑐 = 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑔𝑒𝑙𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
𝑇𝑐2 = 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑛𝑔𝑒𝑙𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 
 
A crioscopia é uma propriedade coligativa, e como acontece com toda propriedade 
coligativa, a sua variação está relacionada à quantidade de espécies dissolvidas e não à natureza 
delas. Isso quer dizer que, quanto mais soluto não volátil estiver dissolvido no solvente, isto é, 
quanto maior for a concentração da solução, menor será o seu ponto de fusão. Por exemplo, o 
 
 
ponto de fusão de uma solução de glicose de concentração 1 molal é de – 1,86 ºC; enquanto se 
sua concentração for de 2 molal, o ponto de fusão diminuirá ainda mais, passando a ser igual a – 
3,72ºC. 
 
Por outro lado, visto que não depende da natureza da espécie química, se adicionarmos a mesma 
quantidade de diferentes solutos não voláteis na mesma quantidade do solvente, o abaixamento 
da temperatura de fusão será igual. Por exemplo, o ponto de fusão de uma solução de ureia 1 
molal é de - 1,86 ºC, ou seja, o mesmo que a solução de glicose 1 molal. 
 
 
 
Generalizando temos: 
Quanto maior o número de partículas (n° de mols) do soluto não volátil na solução: 
 Maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente (maior △ Te). 
 Maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente (maior △ Tc). 
 
2.3 Tonoscopia ou Tonometria 
Consiste na diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, causada pela adição de um 
soluto não-volátil. 
A pressão de vapor da solução deve-se exclusivamente à quantidade de solvente na fase de vapor. 
△ P = 𝑃2 − 𝑃 
𝑃 = 𝑃𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑑𝑒 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 
𝑃2 = 𝑃𝑟𝑒𝑠𝑠ã𝑜 𝑑𝑒 𝑣𝑎𝑝𝑜𝑟 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 
 
 
 
 
 
2.4 Pressão Osmótica 
Pode ser resumidamente definida como a pressão necessária para impedir que a osmose 
ocorra de maneira espontânea em um sistema, ou seja que o solvente de uma solução mais diluída 
passe para uma mais concentrada por meio de uma membrana semipermeável. 
 
 
 
Devido às propriedades coligativas estarem relacionadas às quantidades de partículas do 
soluto no solvente, o cálculo da pressão osmótica será diferente para soluções molares e íonicas. 
 
Soluções molares: A pressão osmótica (π) está relacionada com a molaridade da solução 
(Ӎ) e com a temperatura em Kelvin (T), da seguinte maneira: 
π = Ӎ. R. T 
 
Onde: 
R = Constante universal dos gases perfeitos => 0,082 atm.L.𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1 ou 62,3 
mmHG.L. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1 
 
 
Ӎ = 
𝑛
𝑉
 
→ 𝑛° 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
→ 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
 (mol/L) 
Ex.: Sacarose em água 
𝐶12𝐻22𝑂11 (𝑠) => 𝐶12𝐻22𝑂11 (𝑎𝑞) 
 1mol 1mol 
Solução de sacarose 1mol/L em T= 0°C (273K), π será: 
π = Ӎ. R. T 
π = (
mol
L
) . (0,082 atm. L. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1). (273K) 
π = 22,4atm 
 
Soluções iônicas: a concentração das soluções iônicas varia de soluto para soluto, pois a 
quantidade de íons gerados é diferente. Na realização do cálculo de pressão osmótica de soluções 
iônicas, essa quantidade precisa ser levada em consideração. 
Deve-se introduzir um fator de correlação para cada solução iônica, que é chamado de 
fator de Van’t Hoff, e é simbolizado por “i”. Então, para a solução iônica, π será: 
 
𝜋 = Ӎ . 𝑅 . 𝑇 . 𝑖 
 
O i é o fator de correção de Van't Hoff, o qual deve ser calculado pela seguinte equação: 
 
𝑖 = 1 + 𝛼 . (𝑞 − 1) 
 
i = fator de correção de Van't Hoff; 
α = grau de ionização ou dissociação do soluto; 
q = número de íons liberados ou produzidos pelo soluto em solução. 
 
Ex. 1 mol de HCl em 1L de água em T = 0°C 
 
 
HCl →H+(aq) + Cl-(aq) 
 1mol → 1mol 1mol 
1mol/L → 2 mol/L 
i = 2 
π = (1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1). (0,082 atm. L. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1). (273K). (2) 
𝜋 = 44,8 𝑎𝑡𝑚 
 
1 mol de FeBr3 em 1 L de solvente a T = 0°C 
FeBr3 → Fe3+ + 3 Br - 
1 mol → 1mol 3 mol 
1 mol/L → 4 mol/L 
i = 4 
 
π = (1 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1). (0,082 atm. L. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1). (273K). (4) 
𝜋 = 85,5 𝑎𝑡𝑚 
 
Quanto maior for a concentração da solução, maior será a pressão osmótica, o que faz 
sentido, já que a tendência em ocorrer osmose será maior e será necessário fazer uma pressão 
maior para conseguir interrompê-la. 
 
Referências: 
Atkins, P., Físico-química – volume 1 e 2, LTC, 2008. 
Castellan, G. W., Fundamentos de físico-química, LTC, 2008. 
 
Exercícios 
 
 
 
1 – Calcule a pressão osmótica de 120 g de um polímero de massa molar 1200 g/mol que 
adicionado à água, originam 100 mL de solução à 27°C. 
 
2 - Uma solução contendo 0,5 mol de glicose (C6H12O6) em 1 litro de água ferve a 100,26 °C e 
congela-se a -0,93 °C a 1 atm. Determine a TE e TF das soluções aquosas contendo 0,5 mol de 
NaCl em 1 litro de água e 0,5 mol de Al2(SO4)3 em 1 litro de água, a 1 atm. 
 
3 - Eventualmente, a solução 0,30 M de glicose é utilizada em injeção intravenosa, pois tem 
pressão osmótica próxima à do sangue. Qual a pressão osmótica, em atmosferas, da referida 
solução a 37 °C? 
 
4 - O sangue humano tem pressão osmótica 7,8 atm. a 37º C. A massa aproximada de cloreto de 
sódio que deve ser dissolvida em água, suficiente para preparar 4 litros de solução isotônica, a ser 
usada nessa temperatura é: 
a) 9 g b) 18 g c) 27 g d) 36 g e) 45 g 
 
5 - Em meio aquoso, uma solução 0,13 mol.L-1 de glicose a – 23ºC é isotônica de uma solução de 
cloreto de cálcio a 27ºC. Sabendo-se que o fator de Van’t Hoff (i) é igual a [1+α (q-1)] e que o 
grau de dissociação iônica do sal é de 80%, calcule a concentração em quantidade de matéria da 
solução de cloreto de cálcio. Para efeito de resposta, expresse o resultado em mmol.L-1, com dois 
algarismos significativos.