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SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
PROPRIEDADES COLIGATIVASProf. Gabriel P. Machado
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
DEFINIÇÃO:• Propriedades coligativas (ou efeitos coligativos) são alterações nas propriedades físicas
de um solvente devido à adição de um soluto.
• As propriedades como temperaturas de fusão e ebulição, pressão de vapor e pressão
osmótica de uma solução são diferentes do que as propriedades do solvente puro.
•Lembre-se:
Substância pura MisturaFonte: https://www.colegioweb.com.br/substancias-e-misturas/mudanca-de-estado-de-substancia-pura-e-
mistura.htmlFonte:: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/graficos-mudanca-estado-fisico.htm
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
EVAPORAÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS –
PRESSÃO DE VAPOR
• Pressão exercida pelo vapor de um certo líquido no momento em que o equilíbrio
dinâmico vaporização – condensação é atingido.
• A ebulição inicia quando a pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica.
• Quanto maior a pressão de vapor de um líquido, à temperatura ambiente, mais volátil o
líquido será, e menor será sua temperatura de ebulição.
Fonte: FELTRE (2004)
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EVAPORAÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS –
PRESSÃO DE VAPOR
• Influência da temperatura na pressão de vapor:
Fonte: FELTRE (2004)
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EVAPORAÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS –
PRESSÃO DE VAPOR
• Influência da natureza do líquido:
Fonte: FELTRE (2004)
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EVAPORAÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS –
PRESSÃO DE VAPOR
• Influência da quantidade líquido/vapor:
• Pressão de vapor de A = Pressão de vapor de B.
Fonte: FELTRE (2004)
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
EBULIÇÃO DE LÍQUIDOS PUROS
• Conforme já mencionado, a ebulição ocorre quando a pressão de vapor é igual ou
superior à pressão atmosférica.
• Portanto, a nível do mar, todos os líquidos entram em ebulição quando a pressão de
vapor atinge 760 mmHg.
Lembre-se!
A pressão ambiente
depende da altitude
Fonte: FELTRE (2004)
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CONGELAMENTO DE LÍQUIDOS PUROS
• Experimentalmente, a relação entre a pressão ambiente e o congelamento da água pura
no estado líquido é dado pelo seguinte gráfico:
Fonte: FELTRE (2004)
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CONGELAMENTO DE LÍQUIDOS PUROS
• Combinando este gráfico com o gráfico de aquecimento, vem:
• Note que é impossível encontrarmos água no estado líquido em pressões abaixo de 4,579
mmHg, pois esta é a pressão de vapor da água a 0 °C.
Fonte: FELTRE (2004)
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CONGELAMENTO DE LÍQUIDOS PUROS
• Complementando o gráfico anterior, vem o já conhecido diagrama de fases:
Fonte: FELTRE (2004)
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
TONOSCOPIA
• É o abaixamento da pressão de vapor de um solvente devido à adição de um soluto.
• A presença do soluto “atrapalha” o escape das moléculas da solução, impedindo, em
partes, a evaporação. Portanto, a pressão de vapor da solução, a uma dada temperatura, é
sempre menor do que a pressão de vapor do solvente puro.
• Pressão de vapor da solução:
• Lembre-se: X é a fração molar, dada por:
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
Exemplo 1: a pressão de vapor da água, a 30 °C, é 31,8 mmHg. Determine a pressão
de vapor de uma solução aquosa de glicose (C6H12O6) 18 g/L.
Exemplo 2: exercício resolvido e comentado – aula 7
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA
• Ebulioscopia: devido ao abaixamento da pressão de vapor causado pela adição de um
soluto a um solvente, existe como consequência o aumento da temperatura de ebulição
desse solvente.
• A variação da temperatura de ebulição (ΔT = Teb(solução) – Teb(solvente puro)) é dada pela Lei
de Raoult:
“O efeito coligativo depende APENAS da quantidade, em mols, de
partículas em solução, por cada 1 kg de solvente (molalidade)”
Para solutos não-iônicos Para solutos iônicos
SÓ EU SEI O QUE VAI CAIR NA PROVA!
EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA
• Crioscopia: é o abaixamento da temperatura de congelamento de uma solução com
relação ao solvente puro
• A variação da temperatura de congelamento (ΔT = Tc(solução) – Tc(solvente puro)) também é
dada pela Lei de Raoult:
•Lembre-se:
Para solutos não-iônicos Para solutos iônicos
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OSMOMETRIA
• Osmose: passagem de solvente de um meio hipotônico (menor concentração) para um
meio hipertônico (maior concentração), através de uma membrana semipermeável.
• Pressão osmótica é a pressão de resistência à osmose.
• Osmometria é a determinação da pressão osmótica das soluções.
• Equação fundamental da osmometria:
Para solutos não-iônicos Para solutos iônicos
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FATOR DE VAN’T HOFF (i)
• Para solutos iônicos, deveremos considerar que a dissociação altera a quantidade de
partículas em solução. Note que:
NaCl → Na+ + Cl-
• Nessas condições, perceba que, após diluir o 1 mol de cloreto de sódio, obtemos 1 mol de
íons sódio e 1 mol de íons cloreto, totalizando 2 mols em solução. Como os efeitos
coligativos não dependem da natureza das partículas em solução, pode-se afirmar que o
efeito coligativo dobra no caso da adição do NaCl.
• O fator de Van’t Hoff é definido como:
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FATOR DE VAN’T HOFF (i)
• Portanto:
• Temos que:
• Quantidade de partículas dissolvidas antes da dissociação: 1 mol
• Quantidade de partículas dissolvidas após a dissociação: 2 mols
• Logo, o fator de Van’t Hoff para o NaCl é igual a 2.
NaCl → Na+ Cl-
Antes 1 mol 0 mol 0 mol
Durante 1 mol – 1 mol 0 mol + 1 mol 0 mol + 1 mol
Depois 0 mol 1 mol 1 mol
• Outros exemplos:
• CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl- i = 3
• Al2(SO4)3 → 2 Al3+ + 3 SO42- i = 5
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FATOR DE VAN’T HOFF (i)
• Para o caso de dissociações parciais, temos a seguinte situação: considere que apenas
90% do cloreto de cálcio (CaCl2) sofra dissociação. Temos que:
• Portanto:
• Quantidade antes da dissociação: 1 mol
• Quantidade após a dissociação: 2,8 mol
• Fator de Van’t Hoff (i) = 2,8 mol /1 mol = 2,8
CaCl2 → Ca2+ 2 Cl-
Antes 1 mol 0 mol 0 mol
Durante 1 mol – 0,9 mol 0 mol + 0,9 mol 0 mol + 1,8 mol
Depois 0,1 mol 0,9 mol 1,8 mol
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FATOR DE VAN’T HOFF (i)
• Genericamente, temos:
• Portanto:
• Quantidade antes da dissociação: 1 mol
• Quantidade após a dissociação:
(1 – x) + mx + nx = (1 – x) + x (m + n).
Seja m + n = q, vem:
1 – x + x.q
1 – x(1 – q) mols
AmBn → m An+ n Bm-
Antes 1 mol 0 mol 0 mol
Durante 1 mol – x mol 0 mol + m.x mol 0 mol + n.x mol
Depois (1 – x) mol m.x mol n.x mol
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FATOR DE VAN’T HOFF (i)
• Portanto, o fator de Van’t Hoff será:
• Ou, mais simplificadamente:
i = 1 – x(1 – q)
Onde x é o grau de dissociação e “q” é o somatório dos coeficientes que acompanham os
íons.
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Referências Bibliográficas:
FELTRE, Ricardo. Química. vol. 2, 6 ed. São Paulo: Moderna, 2004. 417 p.