Propriedades coligativas

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Propriedades coligativas das soluções são propriedades físicas 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. Isso significa dizer que a quantidade, e não a natureza (como tamanho, estrutura molecular ou massa), das partículas que estão juntas na solução é que irá influenciar na formação das propriedades (ou efeitos) coligativas.[1]

Os três primeiros foram estudados por Raoult, enquanto que o último foi estudado por Van't Hoff.

Todas as propriedades coligativas surgem da diminuição do potencial químico do líquido solvente como resultado da presença do soluto. A diminuição do potencial químico do solvente implica aumento da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio líquido-vapor (o ponto de ebulição é aumentado) e diminui a temperatura em que ocorre o equilíbrio sólido-líquido (o ponto de fusão é diminuído).

A origem molecular da diminuição do potencial químico não está na energia de interação entre o soluto e as partículas do solvente, porque a elevação também ocorre em soluções ideais (as quais tem entalpia de mistura igual a zero).

A entropia do gás reflete a ordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete a tendência da solução em aumentar sua entropia, o que pode ser conseguido se o líquido evaporar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto está presente, ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar gás é diminuida. Assim o ponto de ebulição é aumentado.

Da mesma forma, o aumento da desordem da solução pela adição do soluto contribui para que ela não permaneça em seu estado sólido e funda, diminuindo o ponto de fusão.

A redução do potencial químico é de μ*A (solvente puro) para μ*A + RT ln xA quando o soluto é presente (ln xA é negativo porque xA < 1).

Pressão de vapor[editar | editar código-fonte]

É a pressão exercida pela molécula na fase gasosa, fase de vapor. Quanto mais alta for a temperatura da substância mais pressão de vapor ela terá, isso se a substância for a mesma. Se a substância for diferente uma da outra, e elas estiverem na mesma temperatura, a substancia que tiver maior facilidade de evaporar, terá maior pressão de vapor. (Ex: a acetona tem maior facilidade de evaporar do que a água, então se as duas estiverem a 30° Célcius a acetona será a substancia que terá maior pressão de vapor). A relação existente entre o abaixamento da pressão de vapor e concentração é dada pela lei de Raoult, a qual estabelece que:

A pressão de vapor de uma solução ideal é dependente da pressão de vapor de cada componente química e a fração molar do componente presente na solução."Na química,a lei de Raoult(pronunciamos "Raul")é dedicada a François-Marie Raoult 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.

uma vez alcançado o equilíbrio na solução,a pressão de vapor total da solução é: P=soluto=(p1)puroX1+(P2)puroX2... e a pressão de vapor individual ou pressão parcial de cada componente é: Pi=(Pi)puroXi onde:(Pi)puro ou Pi* é a pressão de vapor do componente puro.

Xi é a fração molar do componente na solução.

Portanto,a comparação entre valores de pressões de vapor reais e valores preditos pela lei de Raoult permite obter informações sobre a força relativa da ligação entre os líquidos presentes na mistura estudada.

Ponto de ebulição e ponto de fusão[editar | editar código-fonte]

Tanto a elevação do ponto de ebulição e o abaixamento do ponto de fusão são proporcionais ao abaixamento da pressão de vapor em uma solução diluida

Elevação do ponto de ebulição[editar | editar código-fonte]

Ponto de ebuliçãototal = Ponto de ebuliçãosolvente + ΔTb

onde

ΔTb = molalidade * Kb * i, (Kb = constante ebulioscópica, a qual é 0,51°C kg/mol para o ponto de ebulição da água; i= fator de Van't Hoff)

Um solvente atinge a sua pressão máxima de vapor e consequentemente a sua temperatura de ebulição quando há um equilíbrio entre as suas fases líquida e gasosa. Ou seja, a quantidade de partículas que migram do estado líquido para o vapor se iguala com o número das que migram do estado de vapor de um gás para líquido. Ao adicionar um soluto não-volátil, na prática estaria criando pequenos obstáculos para as moléculas do solvente. Esse fenômeno é causado pela solvatação - a tendência natural do soluto apolar de se dissolver no solvente. Como as partículas do solvente estão "presas" pelas partículas do soluto, elas têm maior dificuldade em passar para o estado gasoso, necessitando de maior energia para tal. Dessa forma, ocorre um aumento na temperatura de ebulição. Vale ressaltar que a pressão máxima de vapor é reduzida durante o processo, pois há menos partículas sendo desprendidas e exercendo pressão na fase líquida da substância.

Queda do ponto de fusão[editar | editar código-fonte]

Ponto de fusãosolução = Ponto de fusãosolvente - ΔTf

onde :ΔTf = molalidade * Kf * i, (Kf = constante crioscópica, a qual é -1,86°C kg/mol para o ponto de fusão da água, este é muito preciso; i= fator de Van't Hoff)

Ponto de congelamento, ou o equilíbrio entre uma fase líquida e sólida geralmente diminui na presença de um soluto em relação a um solvente puro. As partículas de soluto não podem entrar na fase sólida, por isso, menos moléculas participam do equilíbrio. O restabelecimento do equilíbrio é alcançado em uma temperatura mais baixa em que a taxa de congelamento torna-se igual à taxa de fusão.

Pressão osmótica[editar | editar código-fonte]

Duas leis governam a pressão osmótica de soluções diluidas e foram descobertas pelo botânico alemão Wilhelm Pfeffer e pelo químico neerlandês J. H. van’t Hoff:

  1. A pressão osmótica de uma solução diluida a temperatura constante é diretamente proporcional a sua concentração.
  2. A pressão osmótica de uma solução é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.

Estas são análogas à lei de Boyle e lei de Charles para gases. Similarmente, a lei dos gases ideais combinada, PV = nRT, tem uma análoga para soluções ideais:

πV = nRTi

onde: π = pressão osmótica; V é o volume; T é a temperatura absoluta; n é o número de moles de soluto; R = 8,3145 J K-1 mol-1, a constante dos gases molar; i= Fator de correção de Van't Hoff

Referências

  1. W.J. Moore Physical Chemistry Prentice-Hall 1972

Ligações externas[editar | editar código-fonte]