Propriedades
coligativas são as propriedades das soluções que dependem do número de
partículas dispersas e independem da natureza das partículas do soluto. Pressão
Máxima de Vapor (PMV) é a pressão exercida pelo vapor quando está em
equilíbrio dinâmico com o liquido correspondente. A PMV depende da temperatura
e da natureza do líquido.
Observa-se
experimentalmente que, numa mesma temperatura, cada líquido apresenta sua
pressão d vapor, pois esta está relacionada com a volatilidade do líquido.
Ponto de ebulição é a temperatura na qual a PMV iguala a pressão atmosférica.
Quanto maior a PMV
na temperatura ambiente, menor o P.E. Tonometria ou tonoscopia ou abaixamento
da PMV do solvente Tonoscopia é o estudo do abaixamento da pressão máxima de
vapor de um solvente, provocado pela dissolução de um soluto não-volátil. p =
PMV do solvente puro. p’ = PMV do solvente na solução. p > p’ O abaixamento
da PMV é: ∆p = p – p’ ∆p depende da temperatura. Abaixamento Relativo da PMV do
Solvente: ∆p/p = p – p’/p ∆p/p independe da temperatura.
Cálculo do ∆p/p = Kt
. W (Lei de Raoult) e Fator de Vant’Hoff (i): Para soluções moleculares, temos:
∆p/p = Kt . W onde Kt (Kt = Massa Molarsolvente/1000) é a constante tonométrica
e característica de cada solvente e W ( W = n1/msolvente(kg)) é a molalidade da
solução. Para soluções iônicas, temos: ∆p/p = Kt . W . i onde i é a relação: i
= 1 + α(q – 1) onde: α = grau de ionização (0 ≤ α ≤ 1). q = número de íons por fórmula
de soluto: Exemplo → NaCl(s) → 1Na+ + 1Cl- q = 2 Na2SO4(s) → 2Na+ + 1SO42- q =
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Crioscopia ou
Criometria ou Abaixamento do Ponto de Congelação do Solvente
A criometria é o estudo do abaixamento da
temperatura de solidificação de um solvente, provocado pela adição de um soluto
não-volátil, à pressão externa constante. tc = temperatura de congelação do
solvente puro. t’c = temperatura de congelação do solvente na solução. tc >
t’c O abaixamento será: ∆tc = tc – t’c Cálculo de ∆tc (Lei de Raoult): Para soluções
moleculares, temos: ∆tc = Kc . W sendo Kc = R .T2/100 . L , onde: R = constante
= 1,98 cal/mol. K; L = calor latente de fusão do solvente (cal/g); T = ponto de
fusão do solvente em Kelvin. Para soluções iônicas, temos: ∆tc = Kc . W . i
sendo i = 1 + α(q – 1).
Ebuiliometria ou Ebulioscopia ou Elevação do
Ponto de Ebulição do Solvente
Ebulioscopia é o
estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição
de um soluto não-volátil, à pressão externa constante. te = temperatura do P.E.
do solvente puro. t’e = temperatura do P.E. do solvente na solução. t’e > te
A elevação será: ∆te = t’e - te Cálculo de ∆te (Lei de Raoult) Para soluções
moleculares, temos: ∆te = Ke . W sendo Ke = Kc Para soluções iônicas, temos:
∆te = Ke . W . i sendo i = 1 + α(q – 1). Osmose e Pressão Osmótica Osmose é
passagem de um solvente para o interior de uma solução feita desse mesmo
solvente, através de uma membrana semipermeável. A osmose é também uma
propriedade coligativa das soluções, pois depende do número de partículas
dissolvidas.
Tipos de membranas: Permeáveis: são aquelas
que permitem a passagem tanto do solvente como do soluto. Semipermeáveis: são
aquelas que permitem apenas a passagem do solvente. Impermeáveis: são aquelas
que não permitem a passagem de soluto e solvente. O fluxo de solvente ocorre da
solução mais diluída para a solução mais concentrada Pressão Osmótica Pressão
osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução, a determinada
temperatura, para impedir a passagem do solvente através da membrana.
A pressão osmótica é representada pela letra
grega π (Pi). π = pressão osmótica. M = concentração em mol/L. Para soluções
moleculares, temos: π = M.R.T Para soluções iônicas, temos: π = M.R.T.i As
soluções que apresentam mesma pressão osmótica denominam-se isotônicas. Em caso
contrário, anisotônicas; a de maior pressão osmótica hipertônica; e a de menor
pressão osmótica, hipotônica. Exemplo: a água do mar é hipertônica em relação à
água potável.
