SLIDE III - PROPRIEDADES COLIGATIVAS

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FÍSICO-QUÍMICA
PROPRIEDADES 
COLIGATIVAS
Professor: Alexandre Vargas Grillo
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Sumário
1) História 
2) Definição e Classificação
3) Efeito Coligativo Tonoscópico - Tonometria
4) Efeito Coligativo Tonoscópico - Exemplos
5) Efeito Coligativo Ebulioscópico – Ebuliometria
6) Efeito Coligativo Ebulioscópico - Exemplos
7) Efeito Coligativo Crioscópico – Crioscopia
8) Efeito Coligativo Crioscópico – Exemplos
9) Tabela das constantes crioscópica e ebulioscópica
10) Efeito Coligativo Osmótico – Osmometria
11) Efeito Coligativo Osmótico – Exemplos
12) Exercício Resolvido
13) Exercício de Fixação
14) Referência Bibliográfica
15) Currículo Vitae – Professor Alexandre Vargas 
Grillo
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1. História
Foi a partir de observações puramente experimentais que verificou-se que a solução constituída por cloreto de
sódio e água (NaCl + H2O) entra em ebulição a uma temperatura maior e também congela a uma temperatura
mais baixa, isso tudo sendo comparado com o solvente puro a mesma pressão. Estas observações apresentadas
aqui são duas das quatro que chamamos de propriedades coligativas. A primeira relacionada ao processo
coligativo é chamado de ebulioscopia ou ebuliometria, e o segundo efeito coligativo é chamado de crioscopia
ou também conhecido como criometria.
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Historicamente, as propriedades coligativas foram ferramentas poderosas para o estudo da química de soluções
e, principalmente, foi a partir dos trabalhos de Jakobus Henricus Van’t Hoff que em meados de 1822, foi um
dos primeiros métodos seguros para a determinação das massas molares de substâncias não-voláteis e
principalmente de substâncias orgânicas. Mas, com o desenvolvimento de técnicas mais precisas, as medições
envolvendo propriedades coligativas deixaram de ter essa finalidade. Apesar disso, a importância deste
fenômeno em si ainda é bastante presente no estudo da Química, principalmente do campo da Físico-Química.
2. Definição e Classificação
Definição Propriedades coligativas são propriedades provocadas pela presença de um soluto não-volátil, que
dependem do número de partículas dissolvidas e não da natureza do soluto, ou seja, não importa se é um sal
orgânico ou um composto inorgânico, como por exemplo o açúcar, ácido, etc., mas sim da quantidade que foi
dissolvida. A partir do momento em que é adicionado um soluto na presença de um solvente, todas as
propriedades coligativas mencionadas irão apresentar uma diminuição do potencial químico do solvente (do
líquido), provocado exatamente pela presença do soluto.
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Classificação das propriedades coligativas
 Abaixamento da pressão de vapor ou também conhecido como efeito coligativo tonoscópico;
 Elevação da temperatura de ebulição ou também conhecido como efeito coligativo ebulioscópico;
 Abaixamento da temperatura de solidificação ou também conhecido como efeito coligativo tonoscópico;
 Osmometria ou efeito coligativo osmótico.
3. Efeito Coligativo Tonoscópico - Tonometria
Definição Abaixamento da pressão de vapor ou tonoscopia é uma das propriedades coligativas que estuda o
abaixamento da pressão máxima de vapor de um líquido, quando se dissolve um soluto não volátil.
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Tonoscopia ou tonometria é o estudo do abaixamento de pressão máxima de vapor de um líquido,
ocasionando através da dissolução de um soluto não-volátil. As partículas dispersas constituem uma barreira
que dificulta a movimentação das moléculas do solvente do líquido para a fase gasosa.
O abaixamento da pressão de vapor
provocado pela adição de um soluto não-
volátil pode ser calculado por meio da
seguinte expressão, conhecida como a Lei
de Raoult.
3. Efeito Coligativo Tonoscópico - Tonometria
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A lei de Raoult é uma lei limite que se torna válida a partir do momento em que a solução fique diluída. As
soluções não ideais não obedecem a lei de Raoult e sem dúvida, a dependência entre as pressões de vapor e as
concentrações tornam-se bastante complexas.
3. Efeito Coligativo Tonoscópico - Tonometria
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3. Efeito Coligativo Tonoscópico - Tonometria
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4. Efeito Coligativo Tonoscópico - Exemplos
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4. Efeito Coligativo Tonoscópico - Exemplos
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4. Efeito Coligativo Tonoscópico - Exemplos
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A propriedade coligativa ebulioscópica é o aumento da temperatura de ebulição da solução, a partir do
momento em que é adicionado um soluto não-volátil, sob pressão constante.
Ebulioscopia ou ebuliometria consiste no estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido
ocasionado pela dissolução de um soluto não-volátil.
Se tomarmos um solvente puro e uma solução, observaremos que a solução ferverá a uma temperatura superior
à temperatura de ebulição do solvente. O aumento da temperatura de ebulição, após adicionarmos soluto,
denomina-se elevação da temperatura de ebulição.
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5. Efeito Coligativo Ebulioscópico - Ebuliometria
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5. Efeito Coligativo Ebulioscópico - Ebuliometria
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6. Efeito Coligativo Ebulioscópico - Exemplos
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6. Efeito Coligativo Ebulioscópico - Exemplos
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6. Efeito Coligativo Ebulioscópico - Exemplos
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6. Efeito Coligativo Ebulioscópico - Exemplos
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7. Efeito Coligativo Crioscópico - Crioscopia
Definição
A terceira propriedade coligativa trata-se do
abaixamento do ponto de solidificação ou também
conhecido como efeito coligativo crioscópico. Em
uma determinada solução, as partículas do soluto
dificultam a mobilidade das partículas do solvente,
alterando com isso a pressão máxima de vapor
(tonoscopia), a temperatura de ebulição
(ebulioscopia) e também a temperatura de
solidificação, isso tudo com a presença de um soluto
não volátil.
Características
 A Temperatura de início de congelamento do
solvente de uma solução é sempre menor que a
temperatura de início de congelamento do solvente
puro.
 Quanto maior a concentração da solução, menor
sua temperatura de início de congelamento.
 Crioscopia ou criometria é o estudo do
abaixamento do ponto de congelamento de um
solvente quando se adiciona a ele um soluto não-
volátil.
 Em relação ao ponto de congelamento de uma
solução, é possível afirmar que a solução
apresentará sempre ponto de congelamento menor
do que o do solvente puro.
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8. Efeito Coligativo Crioscópico - Exemplos
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8. Efeito Coligativo Crioscópico - Exemplos
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8. Efeito Coligativo Crioscópico - Exemplos
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9. Tabela das constantes crioscópica e 
ebulioscópica
SOLVENTE CONSTANTE CRIOSCÓPICA
CONSTANTE 
EBULIOSCÓPICA
Água - 1,86 0,51
Benzeno - 5,12 2,53
Ácido acético - 3,90 2,93
Fenol - 7,40 3,04
Naftaleno - 6,94 5,80
Ácido fórmico - 2,77 -
Acetona - 1,71
Álcool comum 1,22 1,22
Cânfora - 40 -
Dissulfeto de carbono - 3,80 2,37
Tetracloreto de carbono - 30 4,95
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10. Efeito Coligativo Osmótico - Osmometria
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10. Efeito Coligativo Osmótico - Osmometria
Classificação das soluções quanto a osmometria
Para estudar a classificação das soluções quanto ao processo da osmometria, considere duas soluções,
designadas pela letra A e B, com pressões osmóticas πA e πB.
 Sendo a solução A hipotônica em relação a solução B, então a relação entre as pressões osmóticas fica da
seguinte maneira: πA < πB;
 Sendo a solução A hipertônica em relação a solução B, então a relação entre as pressões osmóticas fica da
seguinte maneira: πA > πB;
 Sendo a solução A isotônica em relação a solução B, então a relação entre as pressões osmóticas fica da
seguinte maneira: πA = πB.
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11. Efeito Coligativo Osmótico - Exemplos
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11. Efeito Coligativo Osmótico - Exemplos
Exemplo Resolvido III - (ITA) Deseja-se desdobrar dois litros de uma solução aquosa 0,15 mol.L-1 de cloreto
de sódio em: um litro de água pura e um litro de solução 0,30 mol.L-1 de cloreto de sódio, isto sem haver
afastamento de temperatura ambiente e sem usar destilação, mas utilizando apenas os princípios envolvidos no
fenômeno da osmose. Explique como isto poderia ser feito e que tipo de trabalho estaria em jogo. Ilustre sua
resposta com uma figura que deixe claro a aparelhagem a ser utilizada.
Resolução: Exercendo sobre a solução de 0,15 mol.L-1 de cloreto de sódio uma pressão maior que a pressão
osmótica vai haver passagem da água da solução para a água pura (processo de osmose reversa). Quando o
volume da solução reduzir para um litro o processo vai parar, ficando um litro de solução 0,30 mol.L-1 de
cloreto de sódio no compartimento (I). Já no compartimento (II) vai haver três litros de água pura. Com
qualquer aparelho de medição de volume, separa-se um litro de água pura dos dois litros de água iniciais.
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11. Efeito Coligativo Osmótico - Exemplos
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11. Efeito Coligativo Osmótico - Exemplos
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11. Efeito Coligativo Osmótico - Exemplos
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11. Efeito Coligativo Osmótico - Exemplos
12. Exercício Resolvido
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12. Exercício Resolvido
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12. Exercício Resolvido
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13. Exercício de Fixação
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13. Exercício de Fixação
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13. Exercício de Fixação
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Questão 12 – (MESTRE JOÃO ROBERTO DA PACIÊNCIA NABUCO) Calcule o número de partículas dispersas em 200 cm³
de solução 0,60 normal (0,60 N) de fosfato de potássio 80% dissociado. Resposta: 8,16 x 1022 partículas dispersas.
Questão 13 – (GRILLO) Calcule a energia livre de Gibbs e a entropia da mistura para duas situações: (a) uma mistura composta
por 1,0 mol de nitrogênio gasoso e 1,0 mol de oxigênio gasoso; (b) uma mistura composta por 2 mol de argônio, 1 mol de hélio e 3
mol de gás hidrogênio. A partir das informações apresentadas, levar em consideração que a pressão (1 bar) e a temperatura esteja
constante (25°C). Resposta: (a) ∆Gmistura = -3433,91 J x mol
-1 e ∆Smistura = + 11,52 J x K
-1; (b) ∆Gmistura = -15034,96 J x mol
-1 e
∆Smistura = + 50,45 J x K
-1
Questão 14 – (GRILLO) A partir de uma mistura de 20 gramas de etano e 350 gramas de gás oxigênio dentro de um recipiente
com capacidade igual a 5,50 litros e temperatura de 27°C, calcule a pressão total do sistema, a energia livre de Gibbs da mistura e e
a variação da entropia da mistura. A partir das informações apresentadas, levar em consideração que a pressão (1 bar) e a
temperatura esteja constante (25°C). Resposta: ∆Gmistura = -6359,38 J x mol
-1; ∆Smistura = + 21,20 J x K
-1 e pressão total igual a
51,92 atm
Questão 15 – A solution contains 5,0 g of urea (M2 = 60,05) per 100 g of water. What will be the vapor pressure of this solution at
25°C? The vapour pressure of purê H2O at this temperature is 23,756 mmHg. Resposta: P = 23,40 mmHg
Questão 16 – A solution composed of 10 g of a nonvolatile organic solute in 100 g of diethyl ether has a vapor pressure of 426,0
mmHg at 20°C. If the vapor pressure of the pure ether is 442,20 mmHg at the same temperature. What is the molecular weight of
the solute? Resposta: <MM> = 202 g x mol-1
13. Exercício de Fixação
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Questão 17 – If 30 g of diphenyl are dissolved in 250 g of benzene, what will be the boiling point of the resulting solution under
atmosphere pressure? Resposta: 82,09°C
Questão 18 – A 0,20 molal aqueous solution of KCl freezes at - 0,680°C. Calculate i and osmotic pressure at )°C. Assume volume
to be that of pure H2O. Resposta: i = 1,83 e π = 8,20 atm
Questão 19 – A 0,40 molal aqueous solution of K2SO4 freezes at – 1,52°C. Assuming that i is constant with temperature, calculate
the vapour pressure at 25°C and the normal boiling point of the solution. Resposta: Psolução = 24,31 mmHg e Tsolução = 100,41°C
Questão 20 – A 0,10 molal solution of a week electrolyte ionizing into two ions freezes at – 0,208°C. Calculate the degree of
dissociation. Resposta: α = 0,1183 (11,83%)
Questão 21 – An aqueous solution contains 20 g of glucose per liters. Assuming the solution to be ideal, calculate its osmotic
pressure at 25°C. Resposta: π = 2,71 atm
Questão 22 – What weight of glycerol would have to be added to 1000 g of water in order to lowerits freezing point 10°C?
Resposta: Massa = 494,62 g
Questão 23 – A 2,00 molal HCl solution freezes at -8,86°C. Calculate the apparent percentage of dissociation and explain your
answer. Resposta: α = 0,19 (19%)
13. Exercício de Fixação
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13. Exercício de Fixação
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14. Referência bibliográfica
I. Físico-Química: Uma aplicação aos materiais. Rupen Adamian, Ericksson Rocha e Almendra. Rio de Janeiro: COPPE – UFRJ, 2002.
II. Curso de Termodinâmica Aplicada às Máquinas. Abrahão Izecksohn; Imprensa Nacional Rio de Janeiro – 1943.
III. Introduction to the Thermodynamics of Materials Fourth Edition. David R. Gaskell. Taylor& Francis, New York – London, 2003.
IV. Curso de Física Básica 2 – Fluidos. H. Moysés Nussenzveig. São Paulo: Edgard Blucher, 1981.
V. Principles of Physical Chemistry Four Edition. Samuel H. Maron; Carl F. Prutton. Editora Collier Macmillian Student Editions, New York, 1965.
VI. Química Geral – Volume 2. Linus Pauling. AO LIVRO TÉCNICO SA – Indústria e Comércio. Rio de Janeiro, 1982.
VII. Química Geral – Volume 2. Brady, J. E.; Humiston, G. E. tradução de Cristina Maria Pereira dos Santos e Roberto Barros Faria. Segunda edição.
Rio de Janeiro. Livros técnicos e científicos Editora, 1986.
VIII. Físico-Química – Volume 1, Levine, I. N. Tradução e revisão técnica Edilson Clemente da Silva, Oswaldo Esteves Barcia – Rio de Janeiro: LTC
2012.
IX. Termodinâmica e Física da Estrutura da Matéria – Segunda Edição. Rui Manuel A. Dilão. Escolar Editora, 2014.
X. Atkins, P, & Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – Quinta Edição. Editora bookman, 2012.
XI. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 8ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2008.
XII. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 10ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2018.
XIII. Crockford, H. D. e Samuel B. Knight; tradução e revisão de Horácio Macedo, Livre docente da UFRJ – Instituto de Química. Fundamentos de
Físico-Química. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, 1977.
XIV. Moore, W. J. Físico-Química - tradução da quarta edição americana: Tibor Rabockai [e outros]. Supervisão Ivo Jordan. Editora da Universidade de
São Paulo, 1976.
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15. CV – Alexandre Vargas Grillo
Alexandre Vargas Grillo é Doutor em Engenharia de
Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela
PUC-Rio, Mestrado na mesma área pela própria
PUC-Rio e graduado em Engenharia Química
também pela PUC-Rio.
Atualmente atua como Professor do Instituto Federal
do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis,
Na pesquisa atua em Engenharia de Processos
Químicos e Metalúrgicos em Síntese de
Nanopartículas, além de atuar na Química, mais
especificamente na Físico-Química em
Nanotecnologia.
Atua como professor e coordenador das Olimpíadas
de Química do Rio de Janeiro – OQRJ e também no
próprio campus que leciona – IFRJ – Nilópolis.
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