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Marilena Meira
Propriedades coligativas
 Depende do número de partículas na mistura e não da
 sua identidade química.

 São 4 as propriedades coligativas:
 Abaixamento da Pressão de Vapor
 Aumento do Ponto de Ebulição
 Abaixamento do Ponto de solidificação
 Pressão Osmótica
Pressão máxima de vapor
É a pressão exercida pelo vapor quando existe um
equilíbrio entre as fases líquida e de vapor numa dada
temperatura.
Quanto mais volátil o solvente maior a pressão máxima
de vapor.
A uma mesma temperatura líquidos diferentes
apresentam diferentes pressões máximas de vapor.


442 mm Hg                                     17,5 mm Hg

                 Éter              Águar
Influência da temperatura na pressão
máxima de vapor de um solvente
 A pressão máxima de vapor de um líquido aumenta
 com a elevação da temperatura.
 Maior temperatura, maior a energia cinética das
 moléculas, o que facilita a passagem para o estado
 vapor.
 Um líquido irá ferver na temperatura em que sua
 pressão máxima de vapor se igualar à pressão
 atmosférica.
Influência da temperatura na pressão máxima de vapor
Pressão máxima de vapor


                          800

                          700
        mm Hg




                          600

                          500

                          400
                                                                                               Éter
                          300                                                                  Álcool
                          200                                                                  Água

                          100

                            0
                                 0    20     40     60       80        100   120   140   160
                          -100
                                                         Temperatura
                                                             oC
Tonoscopia
 Soluções de soluto não volátil têm uma pressão de
 vapor inferior ao solvente puro.
 A volatilização das moléculas do solvente é dificultada
 pelo soluto, devido às interações intermoleculares.
 P = X2.P2
 Onde:
 P = Pressão de vapor da solução.
 X2 = Fração molar do solvente.
 P2 = Pressão de vapor do solvente puro.
Tonoscopia
 Lei de Raoult:
 P = X2.P2
 P = (1 – x1). P2
  P = P2 – P2x1
  P2x1 = P2 - P
   P2x1 = ∆P
 Efeito tonoscópico:   ∆P   = x1
                       P2
Tonoscopia
 Para soluções diluídas n1 < < < n2
            onde
Tonoscopia
                      Válida para soluções
                      moleculares nas quais o número
                      de mols do soluto é igual ao
                      número de partículas em
                      solução.


 Para soluções iônicas deve-se mutiplicar pelo fator de
 Van’t Hoff (i).
                    i = 1 + α(q-1)
                    Onde:
                     α = grau de dissociação.
                     q = número de íons produzidos por
                    fórmula do soluto.
Exemplo
 Calcular o fator de Van’t Hoff para:
 CaBr2 90%
 CaBr2       Ca+2 + 2Br-
 Cada fórmula produz 3 íons (q)
 i = 1 + α(q-1)
 i = 1 + 0,9(3-1)
 i = 1 + 0,9.2
 i = 1 + 1,8 = 2,8
Exemplo
A pressão de vapor de uma solução aquosa que contém 30 g
de soluto dissolvido em 270 g de água a 100ºC é 750 mmHg.
Determine a massa molar do soluto (Dados KT = 0,018
g/mol. Pressão de vapor da água a 100º C é 760 mm Hg.

                       W=     n1         n1 = m1
                              m2              mol

760 -750 = 0,018. W    0,731 = n1        0,1974 = 30
 760                          0,270                mol

W = 0,731 mols/Kg      n1 = 0,1974       Mol = 30
                                              0,1974

                                         Mol = 152 g/mol
Ebulioscopia e crioscopia
Soluções com solutos não voláteis apresentam um
ponto de ebulição maior que o do solvente puro.
Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da elevação do
ponto de ebulição de uma solução.

Soluções com solutos não voláteis apresentam um
ponto de solidificação (congelamento) menor que o do
solvente puro.
Crioscopia ou criometria é o estudo da diminuição do
ponto de solidificação (congelamento) de uma
solução.
Ebulioscopia e crioscopia
Ebulioscopia e crioscopia
 A elevação do ponto de ebulição (∆TE) e a diminuição
 no ponto de congelamento (∆Tc) são ambos
 diretamente proporcionais à molalidade.
 Para soluções moleculares:
 ∆TE = KE. W.           ∆TC = KC. W.
 Para soluções iônicas:
 ∆TE = KE. W.i           ∆TC = KC. W.i
Exemplo
 Calcular o ponto de ebulição e o ponto de
 congelamento de uma solução 2 molal de glicose em
 água (KE = 0,52, KC = 1,86)
 ∆TE = KE. W           ∆TC = KC. W
 ∆TE = 0,52.2         ∆TC = 1,86.2
 ∆TE = 1,04           ∆TC = 3,72
 PE = 100 + 1,04       PC = 0 – 3,72
 PE = 101,04 oC             PC = -3,72 oC
Pressão osmótica
Osmose é a passagem do solvente para uma solução ou
passagem do solvente de uma solução diluída para
outra mais concentrada por meio de uma membrana
semipermeável.
Pressão osmótica
 É a pressão externa que deve ser aplicada a uma
 solução para evitar a sua diluição por osmose.




              Água        solução
Pressão osmótica (π)
 Van’t Hoff em 1885 notou grande semelhança entre o
 comportamento de uma solução e de um gás ideal e por
 esse motivo propôs a determinação da pressão osmótica (π)
 através da equação dos gases: PV = nRT
 π.V = n.R.T Para solutos moleculares
 π.V = n.R.T.i Para solutos iônicos
                     Onde:
                     i = fator de Van’t Hoff
                     R = 0,082
                     M = molaridade
                     T = Temperatura absoluta Kelvin
Exemplo
Foi preparada uma solução pela adição de 1,0 g de
hemoglobina em água suficiente para preparar 0,10
litros de solução. Sabendo que a pressão osmótica é de
2,75 mmHg a 20ºC, qual a massa molar da
hemoglobina? (R = 62,3 mmHg.l.mol-1K-1)
                         2,75 = n.62,3. 293
                                  0,10
                         0,275= 18253,9. 1
                                         mol
                         mol = 18253,9/0,275
                         mol = 6,6.104g/mol

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Propriedades coligativas

  • 2. Propriedades coligativas Depende do número de partículas na mistura e não da sua identidade química. São 4 as propriedades coligativas: Abaixamento da Pressão de Vapor Aumento do Ponto de Ebulição Abaixamento do Ponto de solidificação Pressão Osmótica
  • 3. Pressão máxima de vapor É a pressão exercida pelo vapor quando existe um equilíbrio entre as fases líquida e de vapor numa dada temperatura. Quanto mais volátil o solvente maior a pressão máxima de vapor. A uma mesma temperatura líquidos diferentes apresentam diferentes pressões máximas de vapor. 442 mm Hg 17,5 mm Hg Éter Águar
  • 4. Influência da temperatura na pressão máxima de vapor de um solvente A pressão máxima de vapor de um líquido aumenta com a elevação da temperatura. Maior temperatura, maior a energia cinética das moléculas, o que facilita a passagem para o estado vapor. Um líquido irá ferver na temperatura em que sua pressão máxima de vapor se igualar à pressão atmosférica.
  • 5. Influência da temperatura na pressão máxima de vapor Pressão máxima de vapor 800 700 mm Hg 600 500 400 Éter 300 Álcool 200 Água 100 0 0 20 40 60 80 100 120 140 160 -100 Temperatura oC
  • 6. Tonoscopia Soluções de soluto não volátil têm uma pressão de vapor inferior ao solvente puro. A volatilização das moléculas do solvente é dificultada pelo soluto, devido às interações intermoleculares. P = X2.P2 Onde: P = Pressão de vapor da solução. X2 = Fração molar do solvente. P2 = Pressão de vapor do solvente puro.
  • 7. Tonoscopia Lei de Raoult: P = X2.P2 P = (1 – x1). P2 P = P2 – P2x1 P2x1 = P2 - P P2x1 = ∆P Efeito tonoscópico: ∆P = x1 P2
  • 8. Tonoscopia Para soluções diluídas n1 < < < n2 onde
  • 9. Tonoscopia Válida para soluções moleculares nas quais o número de mols do soluto é igual ao número de partículas em solução. Para soluções iônicas deve-se mutiplicar pelo fator de Van’t Hoff (i). i = 1 + α(q-1) Onde: α = grau de dissociação. q = número de íons produzidos por fórmula do soluto.
  • 10. Exemplo Calcular o fator de Van’t Hoff para: CaBr2 90% CaBr2 Ca+2 + 2Br- Cada fórmula produz 3 íons (q) i = 1 + α(q-1) i = 1 + 0,9(3-1) i = 1 + 0,9.2 i = 1 + 1,8 = 2,8
  • 11. Exemplo A pressão de vapor de uma solução aquosa que contém 30 g de soluto dissolvido em 270 g de água a 100ºC é 750 mmHg. Determine a massa molar do soluto (Dados KT = 0,018 g/mol. Pressão de vapor da água a 100º C é 760 mm Hg. W= n1 n1 = m1 m2 mol 760 -750 = 0,018. W 0,731 = n1 0,1974 = 30 760 0,270 mol W = 0,731 mols/Kg n1 = 0,1974 Mol = 30 0,1974 Mol = 152 g/mol
  • 12. Ebulioscopia e crioscopia Soluções com solutos não voláteis apresentam um ponto de ebulição maior que o do solvente puro. Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da elevação do ponto de ebulição de uma solução. Soluções com solutos não voláteis apresentam um ponto de solidificação (congelamento) menor que o do solvente puro. Crioscopia ou criometria é o estudo da diminuição do ponto de solidificação (congelamento) de uma solução.
  • 14. Ebulioscopia e crioscopia A elevação do ponto de ebulição (∆TE) e a diminuição no ponto de congelamento (∆Tc) são ambos diretamente proporcionais à molalidade. Para soluções moleculares: ∆TE = KE. W. ∆TC = KC. W. Para soluções iônicas: ∆TE = KE. W.i ∆TC = KC. W.i
  • 15. Exemplo Calcular o ponto de ebulição e o ponto de congelamento de uma solução 2 molal de glicose em água (KE = 0,52, KC = 1,86) ∆TE = KE. W ∆TC = KC. W ∆TE = 0,52.2 ∆TC = 1,86.2 ∆TE = 1,04 ∆TC = 3,72 PE = 100 + 1,04 PC = 0 – 3,72 PE = 101,04 oC PC = -3,72 oC
  • 16. Pressão osmótica Osmose é a passagem do solvente para uma solução ou passagem do solvente de uma solução diluída para outra mais concentrada por meio de uma membrana semipermeável.
  • 17. Pressão osmótica É a pressão externa que deve ser aplicada a uma solução para evitar a sua diluição por osmose. Água solução
  • 18. Pressão osmótica (π) Van’t Hoff em 1885 notou grande semelhança entre o comportamento de uma solução e de um gás ideal e por esse motivo propôs a determinação da pressão osmótica (π) através da equação dos gases: PV = nRT π.V = n.R.T Para solutos moleculares π.V = n.R.T.i Para solutos iônicos Onde: i = fator de Van’t Hoff R = 0,082 M = molaridade T = Temperatura absoluta Kelvin
  • 19. Exemplo Foi preparada uma solução pela adição de 1,0 g de hemoglobina em água suficiente para preparar 0,10 litros de solução. Sabendo que a pressão osmótica é de 2,75 mmHg a 20ºC, qual a massa molar da hemoglobina? (R = 62,3 mmHg.l.mol-1K-1) 2,75 = n.62,3. 293 0,10 0,275= 18253,9. 1 mol mol = 18253,9/0,275 mol = 6,6.104g/mol