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Propriedades Coligativas:
Tonoscopia e Ebulioscopia

          Deliana       Lenilson
          Francelaine   Márcia
          Glaucia       Slyne
Propriedades Coligativas
De forma geral:
 São propriedades que se somam pela presença de
 um ou mais solutos e dependem única e
 exclusivamente do número de partículas
 (moléculas ou íons) que estão dispersas na
 solução, não dependendo da natureza do soluto.
Propriedades Coligativas
Continuando...
 Isso significa dizer que a quantidade, e não a
 qualidade (tamanho, estrutura molecular ou
 massa), das partículas que estão juntas na solução
 é que irá influenciar na formação das
 propriedades (ou efeitos) coligativas.
Propriedades Coligativas
    Essas propriedades estão relacionadas com a
    pressão máxima de vapor das soluções. São elas:
   Tonoscopia;
   Ebulioscopia;
   Crioscopia;
   Osmose.
Pressão Máxima de Vapor
Uma das propriedades físicas com a qual mais
comumente convivemos e muito fácil de perceber
é a volatilidade de diferentes substâncias.
Um exemplo é a água e o éter, onde o éter é mais
volátil que a água.
Pressão Máxima de Vapor (Pv)
Pressão Máxima de Vapor (Pv)
 Resultado:
Pressão Máxima de Vapor
Líquidos diferentes, numa mesma temperatura,
apresentam diferentes pressões máximas de vapor,
as quais dependem da intensidade das forças
intermoleculares da substância no estado líquido.
Já para a maioria dos sólidos a pressão máxima de
vapor é desprezível.
Pressão Máxima de Vapor
No entanto, a naftalina, mesmo sendo um sólido,
apresenta uma considerável pressão máxima de
vapor.
               Devido à sua volatilidade, a naftalina é
               muito usada em banheiros para dissimular
               odores desagradáveis. Essa aplicação, no
               entanto, é desaconselhável, pois a inalação
               dos vapores de naftalina está associada a
               certos tipos de câncer.
Pressão Máxima de Vapor
Quando um líquido é aquecido, a energia cinética
média das suas moléculas aumenta, o que facilita
a passagem para o estado de vapor. Como
consequência disso, há um aumento do número de
moléculas no estado de vapor, isto é, ocorre um
aumento da pressão máxima de vapor da
substância.
Pressão Máxima de Vapor

É comum colocar-se gelo em
mictórios de banheiros masculinos
localizados em restaurantes. O gelo
diminui a temperatura da urina e,
dessa forma, reduz a volatilidade
das substâncias que exalam cheiro
desagradável.
Pressão Máxima de Vapor e a
  Temperatura de Ebulição
Quando um líquido é aquecido em recipiente
aberto, no seu interior formam-se bolhas
constituídas do vapor do líquido. Para que essas
bolhas escapem do líquido, é necessário que sua
pressão seja, no mínimo, igual à pressão
atmosférica.
Pressão Máxima de Vapor e a
  Temperatura de Ebulição
Um líquido ferve (entra
em        ebulição)    à
temperatura na qual a
pressão máxima de vapor
se iguala à pressão
exercida     sobre   sua
superfície, ou seja, à
pressão atmosférica.
Introduzindo a Tonoscopia e
       Ebulioscopia
A intensidade com que as propriedades
coligativas ocorrem depende unicamente da
quantidade de partículas presentes na solução,
mas não depende da natureza dessas partículas.
Introduzindo a Tonoscopia e
        Ebulioscopia
Tais fenômenos podem ser explicados pelas
interações que ocorrem entre as partículas do
soluto e as moléculas do solvente. Essas
interações dificultam a passagem do solvente
para o estado de vapor, assim como o seu
congelamento.
Introduzindo a Tonoscopia e
        Ebulioscopia
Em uma solução aquosa de NaCl (b), a quantidade de
moléculas de água que passa para o estado de vapor é
menor que na água pura (a), a uma mesma temperatura.
Solutos Moleculares
   Solutos moleculares como a glicose e sacarose, de
    mesma concentração em mol/L, apresentam a mesma
    pressão osmótica.
   Solutos iônicos como NaCl ou CaCl2, embora tenham
    a mesma concentração em mol/L, apresentam pressão
    osmótica diferentes, devido números de partículas
    produzidas. Como o NaCl se dissolve em água,
    gerando íons Na+ e Cl-, 1 mol/L de NaCl produz na
    verdade 2 mol/L de partículas.
Solução Molecular e Iônica
  Solução é formada pela união de 2 ou mais
  substâncias. Em uma solução sempre teremos
  soluto e solvente, sendo:
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  menor quantidade.
• Solvente: o que irá dissolver ou estiver em maior
  quantidade.
Solução Molecular e Iônica
 Dependendo do soluto adicionado poderemos
 formar     soluções   Eletrolíticas ou não
 Eletrolíticas, sendo:
• Eletrolítica: a que conduz corrente elétrica.
• Não eletrolítica: a que não conduz corrente
 elétrica.
Soluto Iônico
  Soluto iônico é todo soluto que, quando em meio
  aquoso, se dissocia formando íons. É o caso,
  deforma mais geral, dos sais (porém, nem todos são
  solúveis em água). Por exemplo:
• O cloreto de sódio, NaCl, ao ser misturado à água,
  se dissocia em:

                   +     -
        NaCl  Na e Cl          soluto iônico
                  +2     -
        CaCl2  Ca + 2Cl        soluto iônico
Soluto Iônico
O açúcar que usamos em casa, sacarose,
C12H22O11, quando misturada à água, permanece
com a mesma estrutura, não rompe a ligação
molecular:


   C12H22O11  C12H22O11 soluto molecular
Tonoscopia ou Tonometria
     Tonoscopia ou tonometria é o estudo da
 diminuição da pressão máxima de vapor de um
  solvente, provocada pela adição de um soluto
                  não-volátil.

A pressão de vapor da solução deve-se
exclusivamente à quantidade de solvente na fase de
vapor.
Tonoscopia ou Tonometria
A pressão máxima de vapor da água a 30 ºC é igual
a 31,82 mm Hg. Soluções aquosas de solutos não-
voláteis apresentam pressões máximas de vapor
menores que a da água.
Tonoscopia ou Tonometria
Nota-se que existe uma relação entre o
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor
(ΔP) e o número de mol de partículas do soluto
presente na solução.
Tonoscopia ou Tonometria
Com isso, podemos concluir que:
Quanto maior for o número de partículas (nº de
mol) do soluto não-volátil na solução, maior será o
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor
(ΔP).
Aspectos Quantitativos:
          Tonoscopia
No século XIX vários cientistas verificaram que a
adição de um soluto não-volátil a um dado solvente
provocava diminuição da pressão máxima de
vapor. Essa variação (ΔP) é denominada
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor:


                   ΔP = P2 – P
Aspectos Quantitativos:
          Tonoscopia
Por volta de 1887, o químico francês François Marie
Raoult estabeleceu uma relação entre o número de
partículas do soluto não-volátil e o abaixamento da
pressão máxima de vapor (ΔP). Essa relação,
conhecida como lei de Raoult, diz que:


   O abaixamento absoluto da pressão máxima de
 vapor (ΔP) é igual ao produto da pressão máxima de
  vapor do solvente (P2) e da fração molar do soluto
                         (x1).
Aspectos Quantitativos:
          Tonoscopia
Matematicamente, temos:
          ΔP = x1P2        ou   ΔP = x1
                                P2

em que    x 1=     n1__
                 n1 + n2
sendo essa relação denominada abaixamento
relativo da pressão máxima de vapor.
Aspectos Quantitativos:
          Tonoscopia
Outra maneira de calcular o efeito tonoscópico é
relacionando-o à molalidade da solução:
            ΔP = Kt . W
            P2                 em que,
Kt = constante tonoscópica
Kt = massa molecular do solvente
              1 000
W(molalidade) = n1 = mol
                  m2   kg
Observações
1. A lei de Raoult é válida para soluções moleculares de
soluto não-volátil de concentrações inferiores a 1 mol
de soluto por litro de solução, ou seja, 1 molar.
2. Em soluções aquosas diluídas, a molalidade (W)
pode ser considerada igual à molaridade (m)
(concentração em mol/L). Assim, a lei de Raoult
também pode ser expressa por:

                      ΔP = Kt . m
                      P2
Observações
3. Essas relações matemáticas são válidas para soluções
moleculares em que o número de partículas presentes
na solução (moléculas) é igual ao número de partículas
dissolvidas (moléculas). Nas soluções iônicas, porém,
devido ao fenômeno da dissociação ou ionização, o
número de partículas presentes na solução (moléculas e
íons) é maior do que o número de partículas
dissolvidas, o que provoca um aumento no efeito
coligativo.
Observações
Por esse motivo, nas soluções iônicas devemos
introduzir um fator de correção. Esse fator é
representado pela letra i e foi proposto pela primeira
vez por Van’t Hoff, que deduziu uma expressão
matemática que relaciona o grau de dissociação (α) e o
número de íons produzidos por fórmula de soluto (q)
para a determinação do i:

                i = 1 + α (q – 1)
Observações
Logo, para soluções iônicas, temos:


      ΔP = x1 . i           ΔP = Kt . m . i
      P2                    P2
Ebulioscopia ou Ebuliometria
     Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da
      elevação da temperatura de ebulição do
             solvente em uma solução.


O aumento (variação) da temperatura de ebulição
(ΔtE) pode ser justificado pela diminuição da pressão
máxima de vapor, que se deve à presença das
partículas do soluto.
Ebulioscopia ou Ebuliometria
Continuando...

Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário
que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se
iguale à pressão atmosférica.

           A formula usada para o Calculo é:
                    ΔtE = Te2 – Te
Onde:
Te2 = Temperatura de ebulição da solução
Te = Temperatura de ebulição do solvente
Ebulioscopia ou Ebuliometria
Essa propriedade foi estudada pelo cientista
francês François Marie Raoult (1830-1901) e seus
estudos o levaram à seguinte conclusão:

 Quando o ponto de ebulição de um líquido é
elevado pela presença de um soluto não volátil, o
novo valor é diretamente proporcional ao número
de mols da solução.
Ebulioscopia ou Ebuliometria
Essa relação entre o efeito ebulioscópico e a
concentração da solução, é mais conhecida como
Lei de Raoult.
                     Na química, a lei de Raoult
                     (pronuncia-se "Raul") é dedicada a
                     François-Marie Raoult (1830-1901) e
                     afirma que a pressão parcial de cada
                     componente em uma solução ideal é
                     dependente da pressão de vapor dos
                     componentes individuais e da fração
                     molar dos mesmos componentes.
  Fonte: Wikipédia
Ebulioscopia ou Ebuliometria
Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do
café: quando adicionamos açúcar na água que estava
prestes a entrar em ebulição.
                     Os cristais de açúcar antes
                     de serem dissolvidos pelo
                     aquecimento       constituem
                     partículas que retardam o
                     ponto de ebulição da água,
                     ou seja, o líquido vai
                     demorar um pouco mais a
                     entrar em ebulição.
Referências

USBERCO, João. Química — volume único / João
Usberco, Edgard Salvador.— 5. ed. reform. — São
Paulo : Saraiva, 2002.
WIKIPEDIA. Lei de Raoult. Disponível em:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Raoult Acesso em:
07/11/2011.

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Propriedades Coligativas: Tonoscopia e Ebulioscopia

  • 1. Propriedades Coligativas: Tonoscopia e Ebulioscopia Deliana Lenilson Francelaine Márcia Glaucia Slyne
  • 2. Propriedades Coligativas De forma geral: São propriedades que se somam pela presença de um ou mais solutos e dependem única e exclusivamente do número de partículas (moléculas ou íons) que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto.
  • 3. Propriedades Coligativas Continuando... Isso significa dizer que a quantidade, e não a qualidade (tamanho, estrutura molecular ou massa), das partículas que estão juntas na solução é que irá influenciar na formação das propriedades (ou efeitos) coligativas.
  • 4. Propriedades Coligativas Essas propriedades estão relacionadas com a pressão máxima de vapor das soluções. São elas:  Tonoscopia;  Ebulioscopia;  Crioscopia;  Osmose.
  • 5. Pressão Máxima de Vapor Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes substâncias. Um exemplo é a água e o éter, onde o éter é mais volátil que a água.
  • 6. Pressão Máxima de Vapor (Pv)
  • 7. Pressão Máxima de Vapor (Pv) Resultado:
  • 8. Pressão Máxima de Vapor Líquidos diferentes, numa mesma temperatura, apresentam diferentes pressões máximas de vapor, as quais dependem da intensidade das forças intermoleculares da substância no estado líquido. Já para a maioria dos sólidos a pressão máxima de vapor é desprezível.
  • 9. Pressão Máxima de Vapor No entanto, a naftalina, mesmo sendo um sólido, apresenta uma considerável pressão máxima de vapor. Devido à sua volatilidade, a naftalina é muito usada em banheiros para dissimular odores desagradáveis. Essa aplicação, no entanto, é desaconselhável, pois a inalação dos vapores de naftalina está associada a certos tipos de câncer.
  • 10. Pressão Máxima de Vapor Quando um líquido é aquecido, a energia cinética média das suas moléculas aumenta, o que facilita a passagem para o estado de vapor. Como consequência disso, há um aumento do número de moléculas no estado de vapor, isto é, ocorre um aumento da pressão máxima de vapor da substância.
  • 11. Pressão Máxima de Vapor É comum colocar-se gelo em mictórios de banheiros masculinos localizados em restaurantes. O gelo diminui a temperatura da urina e, dessa forma, reduz a volatilidade das substâncias que exalam cheiro desagradável.
  • 12. Pressão Máxima de Vapor e a Temperatura de Ebulição Quando um líquido é aquecido em recipiente aberto, no seu interior formam-se bolhas constituídas do vapor do líquido. Para que essas bolhas escapem do líquido, é necessário que sua pressão seja, no mínimo, igual à pressão atmosférica.
  • 13. Pressão Máxima de Vapor e a Temperatura de Ebulição Um líquido ferve (entra em ebulição) à temperatura na qual a pressão máxima de vapor se iguala à pressão exercida sobre sua superfície, ou seja, à pressão atmosférica.
  • 14. Introduzindo a Tonoscopia e Ebulioscopia A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução, mas não depende da natureza dessas partículas.
  • 15. Introduzindo a Tonoscopia e Ebulioscopia Tais fenômenos podem ser explicados pelas interações que ocorrem entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam a passagem do solvente para o estado de vapor, assim como o seu congelamento.
  • 16. Introduzindo a Tonoscopia e Ebulioscopia Em uma solução aquosa de NaCl (b), a quantidade de moléculas de água que passa para o estado de vapor é menor que na água pura (a), a uma mesma temperatura.
  • 17. Solutos Moleculares  Solutos moleculares como a glicose e sacarose, de mesma concentração em mol/L, apresentam a mesma pressão osmótica.  Solutos iônicos como NaCl ou CaCl2, embora tenham a mesma concentração em mol/L, apresentam pressão osmótica diferentes, devido números de partículas produzidas. Como o NaCl se dissolve em água, gerando íons Na+ e Cl-, 1 mol/L de NaCl produz na verdade 2 mol/L de partículas.
  • 18. Solução Molecular e Iônica Solução é formada pela união de 2 ou mais substâncias. Em uma solução sempre teremos soluto e solvente, sendo: • Soluto: o que será dissolvido ou estiver em menor quantidade. • Solvente: o que irá dissolver ou estiver em maior quantidade.
  • 19. Solução Molecular e Iônica Dependendo do soluto adicionado poderemos formar soluções Eletrolíticas ou não Eletrolíticas, sendo: • Eletrolítica: a que conduz corrente elétrica. • Não eletrolítica: a que não conduz corrente elétrica.
  • 20. Soluto Iônico Soluto iônico é todo soluto que, quando em meio aquoso, se dissocia formando íons. É o caso, deforma mais geral, dos sais (porém, nem todos são solúveis em água). Por exemplo: • O cloreto de sódio, NaCl, ao ser misturado à água, se dissocia em: + - NaCl  Na e Cl soluto iônico +2 - CaCl2  Ca + 2Cl soluto iônico
  • 21. Soluto Iônico O açúcar que usamos em casa, sacarose, C12H22O11, quando misturada à água, permanece com a mesma estrutura, não rompe a ligação molecular: C12H22O11  C12H22O11 soluto molecular
  • 22. Tonoscopia ou Tonometria Tonoscopia ou tonometria é o estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil. A pressão de vapor da solução deve-se exclusivamente à quantidade de solvente na fase de vapor.
  • 23. Tonoscopia ou Tonometria A pressão máxima de vapor da água a 30 ºC é igual a 31,82 mm Hg. Soluções aquosas de solutos não- voláteis apresentam pressões máximas de vapor menores que a da água.
  • 24. Tonoscopia ou Tonometria Nota-se que existe uma relação entre o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (ΔP) e o número de mol de partículas do soluto presente na solução.
  • 25. Tonoscopia ou Tonometria Com isso, podemos concluir que: Quanto maior for o número de partículas (nº de mol) do soluto não-volátil na solução, maior será o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (ΔP).
  • 26. Aspectos Quantitativos: Tonoscopia No século XIX vários cientistas verificaram que a adição de um soluto não-volátil a um dado solvente provocava diminuição da pressão máxima de vapor. Essa variação (ΔP) é denominada abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor: ΔP = P2 – P
  • 27. Aspectos Quantitativos: Tonoscopia Por volta de 1887, o químico francês François Marie Raoult estabeleceu uma relação entre o número de partículas do soluto não-volátil e o abaixamento da pressão máxima de vapor (ΔP). Essa relação, conhecida como lei de Raoult, diz que: O abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (ΔP) é igual ao produto da pressão máxima de vapor do solvente (P2) e da fração molar do soluto (x1).
  • 28. Aspectos Quantitativos: Tonoscopia Matematicamente, temos: ΔP = x1P2 ou ΔP = x1 P2 em que x 1= n1__ n1 + n2 sendo essa relação denominada abaixamento relativo da pressão máxima de vapor.
  • 29. Aspectos Quantitativos: Tonoscopia Outra maneira de calcular o efeito tonoscópico é relacionando-o à molalidade da solução: ΔP = Kt . W P2 em que, Kt = constante tonoscópica Kt = massa molecular do solvente 1 000 W(molalidade) = n1 = mol m2 kg
  • 30. Observações 1. A lei de Raoult é válida para soluções moleculares de soluto não-volátil de concentrações inferiores a 1 mol de soluto por litro de solução, ou seja, 1 molar. 2. Em soluções aquosas diluídas, a molalidade (W) pode ser considerada igual à molaridade (m) (concentração em mol/L). Assim, a lei de Raoult também pode ser expressa por: ΔP = Kt . m P2
  • 31. Observações 3. Essas relações matemáticas são válidas para soluções moleculares em que o número de partículas presentes na solução (moléculas) é igual ao número de partículas dissolvidas (moléculas). Nas soluções iônicas, porém, devido ao fenômeno da dissociação ou ionização, o número de partículas presentes na solução (moléculas e íons) é maior do que o número de partículas dissolvidas, o que provoca um aumento no efeito coligativo.
  • 32. Observações Por esse motivo, nas soluções iônicas devemos introduzir um fator de correção. Esse fator é representado pela letra i e foi proposto pela primeira vez por Van’t Hoff, que deduziu uma expressão matemática que relaciona o grau de dissociação (α) e o número de íons produzidos por fórmula de soluto (q) para a determinação do i: i = 1 + α (q – 1)
  • 33. Observações Logo, para soluções iônicas, temos: ΔP = x1 . i ΔP = Kt . m . i P2 P2
  • 34. Ebulioscopia ou Ebuliometria Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da elevação da temperatura de ebulição do solvente em uma solução. O aumento (variação) da temperatura de ebulição (ΔtE) pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor, que se deve à presença das partículas do soluto.
  • 35. Ebulioscopia ou Ebuliometria Continuando... Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica. A formula usada para o Calculo é: ΔtE = Te2 – Te Onde: Te2 = Temperatura de ebulição da solução Te = Temperatura de ebulição do solvente
  • 36. Ebulioscopia ou Ebuliometria Essa propriedade foi estudada pelo cientista francês François Marie Raoult (1830-1901) e seus estudos o levaram à seguinte conclusão:  Quando o ponto de ebulição de um líquido é elevado pela presença de um soluto não volátil, o novo valor é diretamente proporcional ao número de mols da solução.
  • 37. Ebulioscopia ou Ebuliometria Essa relação entre o efeito ebulioscópico e a concentração da solução, é mais conhecida como Lei de Raoult. Na química, a lei de Raoult (pronuncia-se "Raul") é dedicada a François-Marie Raoult (1830-1901) e afirma que a pressão parcial de cada componente em uma solução ideal é dependente da pressão de vapor dos componentes individuais e da fração molar dos mesmos componentes. Fonte: Wikipédia
  • 38. Ebulioscopia ou Ebuliometria Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do café: quando adicionamos açúcar na água que estava prestes a entrar em ebulição. Os cristais de açúcar antes de serem dissolvidos pelo aquecimento constituem partículas que retardam o ponto de ebulição da água, ou seja, o líquido vai demorar um pouco mais a entrar em ebulição.
  • 39. Referências USBERCO, João. Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador.— 5. ed. reform. — São Paulo : Saraiva, 2002. WIKIPEDIA. Lei de Raoult. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Raoult Acesso em: 07/11/2011.