Aula 15_Propriedades Coligativas

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Propriedades Coligativas
Prof. Roger Gonçalves (rgoncalves@ufscar.br)
Propriedades Coligativas
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Algumas propriedades físicas das soluções diferem em importantes aspectos das dos solventes puros
Por exemplo, a água pura congela-se a 0°C, mas as soluções aquosas congelam-se a temperaturas mais baixas.
O etilenoglicol é adicionado à água nos radiadores de carros como um anticongelante para baixar o ponto de congelamento do fluido.
Ele também aumenta o ponto de ebulição da solução acima dos 100°C da água pura.
A redução do ponto de congelamento e o aumento da temperatura de ebulição são propriedades físicas das soluções que dependem da quantidade (concentração), mas não do tipo ou identidade das partículas do soluto
Tais propriedades são chamadas de Propriedades Coligativas
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Coligativa significativa ‘dependente do conjunto’, isto é, as propriedades coligativas dependem do efeito coletivo do número de partículas. 
Abaixamento da pressão de vapor
Elevação do ponto de ebulição
Diminuição do ponto de congelamento
Pressão Osmótica
Abaixamento da pressão de vapor
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Um líquido em um recipiente fechado estabelecerá um equilíbrio com seu vapor.
Quando este equilíbrio é atingido, a pressão exercida pelo vapor é chamada pressão de vapor. 
Uma substância que não tem pressão mensurável é chamada de não volátil. 
Uma substância que exibe pressão mensurável é chamada de volátil. 
Abaixamento da pressão de vapor
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Quando comparamos as pressões de vapor de vários solventes com as soluções, descobrimos que a adição de um soluto não volátil a um solvente sempre diminui a pressão de vapor.
A extensão na qual um soluto não volátil diminui a pressão de vapor é proporcional a concentração.
Esta expressão é chamada de Lei de Raoult
Lei de Raoult
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E se analisamos a pressão de vapor de um solvente em uma solução?
LEI DE RAOULT: a pressão de vapor de um solvente é diretamente proporcional a sua fração molar em uma solução. 
François-Marie Raoult (1830—1901)
P = pressão de vapor do solvente na solução
solvente = fração molar do solvente
Ppuro = pressão de vapor do solvente puro
P. de vapor de um solvente diminui na presença de um soluto não volátil. 
Consequente abaixamento do P.E. (propriedade coligativa) do solvente em relação a seu estado puro.
Fonte: Atkins; Jones, 2011
Lei de Raoult
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Água pura
Pressão de vapor 
Para que uma molécula de solvente evapore ela precisa:
Sobrepujar as forças intermoleculares;
Estar na superfície do líquido.
Uma FRAÇÃO DA ÁREA SUPERFICIAL na solução é OCUPADA por partículas de soluto (moléculas ou íons).
A velocidade de evaporação é reduzida e a velocidade de condensação não é afetada.
O equilíbrio líquido-vapor é atingido com menor quantidade de moléculas de solvente na fase vapor.
O resultado líquido é a diminuição na pressão de vapor.
Solução aquosa
Pressão de Vapor 
Lei de Raoult
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SOLUÇÃO IDEAL: obedece exatamente à lei de Raoult em todas as concentrações.
Interações intermoleculares soluto-solvente iguais às interações 
solvente-solvente e soluto-soluto no estado puro.
SOLUÇÃO REAL: não obedece à lei de Raoult em todas as concentrações.
Quanto menor a concentração do soluto, mais a solução real se aproxima do comportamento ideal.
Soluções de não eletrólitos: concentrações inferiores a 0,1 mol.L-1
Soluções de eletrólitos: concentrações inferiores a 0,01 mol.L-1
Água pura
Solução aquosa de NaCl a 10 m
Fonte: Atkins; Jones, 2011
Elevação do Ponto de Ebulição
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A adição de um soluto não volátil abaixa a pressão de vapor da solução. 
A curva de pressão de vapor do líquido puro será deslocada para baixo com quando tem um soluto dissolvido, em qualquer temperatura.
A pressão de vapor de solução é mais baixa que a do líquido puro.
No ponto de ebulição normal do líquido puro, a pressão de vapor será menor que 1 atm. Portanto o ponto de ebulição da solução é mais alto que o ponto de ebulição do líquido puro
Elevação do Ponto de Ebulição
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O aumento no ponto de ebulição em relação ao solvente puro (ΔTE) é diretamente proporcional ao número de partículas de soluto por quantidade de matéria de moléculas do solvente.
A molaridade expressa a quantidade de matéria do soluto por 1000 g de solvente.
ΔTE = Kem
O valor de Ke é chamada de constante de elevação do ponto de ebulição
Elevação do Ponto de Ebulição
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Para a água Ke = 0,51 °C/mol/Kg
Adiciona-se uma solução de 1mol/Kg de sacarose (no frasco de água) entrará em ebulição a temperatura de 0,51 ºC mais alta que a água pura 
A elevação do ponto de ebulição é proporcional à concentração de partículas do soluto, independentemente do tipo de partícula .
Diminuição do Ponto de Congelamento
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Quando uma solução se congela, os cristais do solvente puro em geral se separam da solução
As moléculas do soluto normalmente não são solúveis na fase sólida do solvente.
Quando as soluções aquosas são parcialmente congeladas, o sólido que se separa é praticamente gelo puro. 
A parte do diagrama de fases que representa a pressão de vapor é mesma para que para o líquido puro. As curvas de pressão de vapor para as fases líquida e sólida encontram-se no ponto triplo. 
Diminuição do Ponto de Congelamento
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O ponto triplo da solução deve estar a temperatura mais baixa que a do líquido puro porque a solução tem pressão de vapor menor que a do líquido puro.
O ponto de congelamento de uma solução é a temperatura na qual os primeiros cristais do solvente puro começam a se formar no equilíbrio com a solução
Diminuição do Ponto de Congelamento
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A diminuição do ponto de congelamento (ΔTC) é diretamente proporcional a molaridade do soluto.
ΔTC = Kcm
Para a água Kc = 1,86 °C/mol/Kg
Adiciona-se uma solução de 1mol/Kg de sacarose (no frasco de água) congelará à temperatura de 1,86 °C mais baixo que a água pura
O anticongelante etilenoglicol (C2H6O2) é um soluto não volátil. Calcule o ponto de ebulição e o ponto de congelamento de uma solução de 25 % de etilenoglicol e 75 % de água.
Determinar a molaridade da solução
2) Calculo da variação de temperatura e ebulição 
ΔTE = Kem
ΔTE = (0,51 °C/mol/kg) (5,37 mol/kg)
ΔTE = 2,7 °C
3) Calculo da variação de temperatura e ebulição 
ΔTC = Kcm
ΔTC = (1,86 °C/mol/kg) (5,37 mol/kg)
ΔTC = 10,0 °C
Exemplo
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O anticongelante etilenoglicol (C2H6O2) é um soluto não volátil. Calcule o ponto de ebulição e o ponto de congelamento de uma solução de 25 % de etilenoglicol e 75 % de água.
Exemplo
Ponto de ebulição = (PE(normal do solvente) + ΔTE)
PE = (100 °C + 2,7 °C) = 102,7 °C
Ponto de congelamento = (PC(normal do solvente) + ΔTE)
PC = (0,0 °C - 10,0 °C) = -10,0 °C
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Osmose
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Sistemas semipermeáveis
Quando em contato com uma solução, tais sistemas permitem que algumas moléculas passem através de sua rede de poros e não permitem moléculas com tamanho maior.
Se considerarmos que apenas as moléculas do solvente possam atravessar uma membrana
Se tal membrana é colocada entre duas soluções de diferentes concentrações, as moléculas do solvente movimentam-se em ambos os sentidos do pela membrana.
A concentração do solvente é mais alta na solução contendo menos soluto, logo a taxa na qual o solvente passa da solução menos concentrada para a mais concentrada é maior que o sentido oposto
Osmose
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Definição: Movimento resultante de moléculas do solvente da solução menos concentrada para a solução mais concentrada
Os níveis de líquidos nos dois braços tornam-se diferentes.
A diferença de pressão resultante das alturas do líquido nos dois braços tornam-se tão grande que o fluxo resultante de solvente para.
Osmose
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Pressão osmótica: Pressão aplicada no lado oposto ao movimento do solvente para parar o fluxo.
Pressão osmótica (π) pode ser expressa como uma lei similar a dos gases ideais:
V = volume da solução (L)
n = n° de mols do soluto
R = constante do gás ideal
T = temperatura (K)
C = concentração (mol/L)
Osmose
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Denominações
Solução isotônica: Duas soluções idênticas separadas por uma membrana semipermeável (não ocorre osmose).
Solução hipotônica: Solução que possui baixa pressãoosmótica em relação a mais concentrada.
Solução hipertônica: Solução que possui alta pressão osmótica em relação a menos concentrada.
Exemplo
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A pressão osmótica do sangue é 7,7 atm a 25 °C. Qual a concentração de glicose (C6H12O6) será isotônica com o sangue?
R = 0,0821 L atm/mol K
T = 298 K
C = ?
π= 7,7 atm
0,31 mol / L
Exemplo: Determinação da massa molar
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Uma solução de um líquido não volátil foi preparada pela dissolução de 0,250 g desta substância em 40,0 g de CCl4. O ponto de ebulição da solução resultante foi de 0,357 °C mais alto que o do solvente puro. Calcule a massa molar do soluto.
Ke = 5,02 °C/mol.kg
ΔTE = Kem
= 0,0711 mol/kg
0,0711 mol soluto
n mol soluto
n = 2,84 x 10-3 mol 
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