1) As propriedades coligativas dependem do número de partículas na mistura e não da identidade química. São elas: abaixamento da pressão de vapor, aumento do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de solidificação e pressão osmótica. 2) A pressão máxima de vapor de um líquido aumenta com a temperatura, facilitando a passagem das moléculas para o estado vapor. 3) Soluções com solutos não voláteis apresentam pontos de ebulição e congelamento diferentes do solvente

1. Marilena Meira

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.

13. Ebulioscopia e crioscopia

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