PROPRIEDADES COLIGATIVAS - RESUMO

Prévia do material em texto

PROPRIEDADES COLIGATIVAS 
 
São propriedades relacionadas ao número de partículas dispersas num solvente quando 
adicionamos à ele um soluto não volátil. Não interessa a natureza do soluto (se é iônico ou 
molecular, se é uma ácido ou uma base) e sim a quantidade final de partículas que esse soluto 
vai gerar em solução. É muito importante considerar a dissociação/ionização das espécies em 
solução para que se tenha a concentração final das partículas em solução. 
 
 
 
Quanto maior a concentração maior o efeito da propriedade. 
Logo, apesar de terem a mesma concentração inicial, após a ionização do ácido e a dissociação 
do sal, a solução II teria um efeito coligativo 5 vezes maior que a I. 
 
As propriedades ou efeitos coligativos são: 
 
Tonoscopia: diminuição da pressão de vapor. 
Ebulioscopia: aumento da temperatura de ebulição. 
Crioscopia: diminuição da temperatura de solidificação ou congelamento. 
Osmometria: aumento da pressão osmótica. 
 
TONOSCOPIA 
 
Abaixamento da pressão de vapor do sistema devido à adição de um soluto não volátil. 
Quanto maior a concentração da solução, maior será a queda na PV (pressão de vapor). 
 
Nas propriedades coligativas a coisa mais importante é que você entenda o conceito delas. 
Porém, existem equações matemáticas que nos permitem calcular a interferência dessas 
partículas nas propriedades físicas do sistema. Para a tonoscopia, o cálculo pode ser feito com 
base na esquação: 
 
Onde: 
∆PV: variação na pressão de vapor 
Ppuro: é a pressão de vapor do solvente puro 
kt: é a constante tonoscópica 
W: é a molalidade (que quase sempre é substituída pela “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
Outra equação possível é 
 
Onde X1 é a fração molar do soluto. 
 
Fator de correção de van’t Hoff 
 
i = 1 + .(q – 1) 
 
i: fator de correção 
: grau de dissociação/ionização 
q: nº de íons gerados na dissociação/ionização 
 
Note que, se o grau de ionização for igual a 100% ( = 1), temos que i = q. 
Entenda que, considerando a ionização/dissociação da espécie - como já foi mostrado 
anteriormente com o HCl e o Fe2(SO4)3, já estamos levando em conta o Fator de correção de 
Van’t Hoff. 
Note a variação da pressão de vapor da água quando comparada às duas soluções. Perceba que 
o efeito coligativo foi o mesmo nas duas soluções, apesar da concentração inicial do NaCl ser a 
metade da glicose. Porém, o fator de correção do NaCl é 2 (pois ele sofre dissociação gerando 
os íons Na+ e Cl–), o que faz com que sua concentração final de partículas seja igual à da glicose 
(que não sofre ionização/dissociação). 
 
 
Graficamente: 
 
EBULIOSCOPIA 
 
Aumento da temperatura de ebulição do sistema devido à adição de um soluto não volátil. 
Quanto maior a concentração da solução, maior será o aumento da T.E. (temperatura de 
ebulição). 
 
Como já foi dito, a coisa mais importante é que você entenda o conceito das propriedades 
coligativas. Mas, existem as equações matemáticas. 
Para a ebulioscopia, o cálculo pode ser feito com base na esquação: 
 
 
 
Onde: 
∆TE: variação na temperatura de ebulição 
Ke: é a constante ebuliscópica 
W: é a molalidade (que quase sempre é substituída pela “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
 
 
Graficamente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CRIOSCOPIA 
 
Abaixamento da temperatura de congelamento do sistema devido à adição de um soluto não 
volátil. 
Quanto maior a concentração da solução, maior será o abaixamento da T.C. (temperatura de 
congelamento). 
 
Lembre-se que o mais importante é entender o conceito das propriedades coligativas. 
A equação matemática a criscopia é: 
 
 
 
Onde: 
∆TC: variação na temperatura de congelamento 
Kc: é a constante crioscópica 
W: é a molalidade (que quase sempre é substituída pela “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
 
 
Graficamente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
OSMOSCOPIA 
 
OSMOSE: Passagem do solvente, através de uma membrana semipermeável (MSP), do meio 
menos concentrado para o mais concentrado. 
 
 
 
Pressão osmótica (π): É a pressão que deve ser exercida sobre a solução para impedir a osmose. 
 
 
A equação matemática para a osmoscopia é: 
 
 
 
Onde: 
π: é a pressão osmótica 
M: é a concentração em quantidade de matéria ou “molaridade”) 
i: é o fator de correção de Van’t Hoff 
 
Se aplicarmos uma pressão maior que a pressão osmótica, temos a Osmose Reversa: 
 
Pressão exercida >  
 
 
Essa técnica é aplicada na dessalinização da água do mar.