Propriedades Coligativas

Propriedades Coligativas

Propriedades coligativas são as propriedades das soluções que dependem do número de partículas dispersas e independem da natureza das partículas do soluto.

Pressão Máxima de Vapor (PMV)

PMV é a pressão exercida pelo vapor quando está em equilíbrio dinâmico com o liquido correspondente.

A PMV depende da temperatura e da natureza do líquido. Observa-se experimentalmente que, numa mesma temperatura, cada líquido apresenta sua pressão de vapor, pois esta está relacionada com a volatilidade do líquido.

Vejamos alguns exemplos no gráfico abaixo:

Ponto de ebulição é a temperatura na qual a PMV iguala a pressão atmosférica. Quanto maior a PMV na temperatura ambiente, menor o P.E.

amos então estudar cada um dos efeitos coligativos.

Tonometria ou tonoscopia ou abaixamento da PMV do solvente

Tonoscopia é o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente, provocado pela dissolução de um soluto não-volátil.

p = PMV do solvente puro.

p’ = PMV do solvente na solução.

p > p’

O abaixamento da PMV é: ∆p = p – p’

∆p depende da temperatura.

Abaixamento Relativo da PMV do Solvente:

∆p/p = p – p’/p

∆p/p independe da temperatura.

Cálculo do ∆p/p = Kt . W (Lei de Raoult) e Fator de Vant’Hoff (i):

Para soluções moleculares, temos:

∆p/p = Kt . W

onde Kt (Kt = Massa Molarsolvente/1000) é a constante tonométrica e característica de cada solvente e W ( W = n1/msolvente(kg)) é a molalidade da solução.

Para soluções iônicas, temos:

∆p/p = Kt . W . i

onde i é a relação:

i = 1 + α(q – 1)

onde:

α = grau de ionização (0 ≤ α ≤ 1).

q = número de íons por fórmula de soluto:

Exemplo → NaCl(s) → 1Na+ + 1Cl- q = 2

Na2SO4(s) → 2Na+ + 1SO42- q = 3

Crioscopia ou Criometria ou Abaixamento do Ponto de Congelação do Solvente

A criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de solidificação de um solvente, provocado pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante.

tc = temperatura de congelação do solvente puro.

t’c = temperatura de congelação do solvente na solução.

tc > t’c

O abaixamento será: ∆tc = tc – t’c

Cálculo de ∆tc (Lei de Raoult):

Para soluções moleculares, temos:

∆tc = Kc . W

sendo Kc = R .T2/100 . L , onde:

R = constante = 1,98 cal/mol. K;

L = calor latente de fusão do solvente (cal/g);

T = ponto de fusão do solvente em Kelvin.

Para soluções iônicas, temos:

∆tc = Kc . W . i

sendo i = 1 + α(q – 1).

Ebuiliometria