Aula: 17
Temática: Propriedades Coligativas das Soluções
As propriedades coligativas não dependem da natureza química do
soluto, mas apenas do número de partículas do soluto presente em relação ao
total.
Todas as propriedades coligativas têm como origem o abaixamento do
potencial químico do solvente líquido provocado pela presença de soluto. A
redução deste potencial químico causa elevação da temperatura do equilíbrio
líquido-vapor e diminuição da temperatura de equilíbrio sólido-líquido. Não há
influência direta do soluto no potencial químico de solvente gasoso ou sólido.
1. Elevação ebulioscópica ou elevação do ponto de ebulição
Simbolizando o solvente por A e o soluto por B, analisaremos o equilíbrio entre
o vapor do solvente e o solvente na solução, a 1 atm.
O equilíbrio existe em:
µ A∗ ( g ) = µ A∗ (l ) + RT ln x A
Desta equação e usando as relações entre as propriedades termodinâmicas
chega-se a conclusão que o ponto de ebulição normal do solvente passa de T*
para T* + ∆T, para a equação expressa em termos da fração molar do soluto.
2
∆T = Kx B
RT ∗
K=
∆ vap H
As maiores elevações de T ocorrem em solventes que têm elevados pontos de
ebulição. Para aplicação da equação, tomamos a fração molar de B como
proporcional à sua molalidade, b, pelo fato das soluções serem diluídas.
∆T = K ebb
Onde Keb é a constante ebulioscópica do solvente (valores tabelados).
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2. Abaixamento crioscópico ou abaixamento do ponto de solidificação
Vejamos, agora, o equilíbrio entre o solvente sólido A puro e a solução onde
está o soluto com fração molar xB, sendo que, no ponto de congelamento o
potencial químico de A na fase sólida é igual ao da fase líquida.
µ A∗ ( s ) = µ A∗ (l ) + RT ln x A
O desenvolvimento da dedução para este caso é muito parecido com o que foi
utilizado para o ponto de ebulição. Logo, os resultados possuem grande
similaridade:
2
∆T = K ' xB
RT ∗
K'=
∆ fus H
Aqui, a temperatura passa de T* para T* − ∆T. Os maiores abaixamentos de
temperatura ocorrem para solventes com baixas entalpias de fusão e altos
pontos de fusão. Para soluções diluídas escrevemos a equação considerando
a proporcionalidade entre a fração molar e a molalidade do soluto, b.
∆T = K f b
Onde Kf é a constante crioscópica do solvente (valores tabelados).
A técnica chamada crioscópia se baseia em usar o abaixamento crioscópico,
de constante crioscópica conhecida, para determinar a massa molar do soluto
em solução. Hoje em dia é pouco usada.
3. Solubilidade
A solubilidade não é estritamente uma propriedade coligativa, mas podemos
usar o método utilizado para as determinações anteriores para estimar a
solubilidade de um soluto. Um soluto sólido em contato com um solvente
dissolve-se até que a solução encontre-se saturada. O termo saturado denota
a maior concentração de soluto que uma solução pode conter e estar em
equilíbrio com alguma porção de soluto não-dissolvido com o qual está em
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contato. Sendo uma condição de equilíbrio consideramos que µ do soluto seja
o mesmo em solução e como sólido puro.
µ B∗ ( s ) = µ B∗ (l ) + RT ln xB
A única diferença que temos entre esta equação e a obtida para as duas
propriedades anteriores é que está expressa em termos do soluto e não do
solvente. Como agora o tipo de resultado que queremos é um pouco diferente,
reordenemos a equação e com algumas considerações, como o fato de no
ponto de fusão do soluto, a T*, ∆fusG = 0, chegamos a:
ln xB = −
∆ fus H  1 1 
 − 
R T T ∗ 
Plotando esta equação em um gráfico xB × T / T* é possível observar a
diminuição exponencial da solubilidade do soluto quando a temperatura se
afasta do ponto de fusão e a pouca solubilidade dos solutos com ponto de
fusão elevados e entalpias grandes nas temperaturas normais.
4. Osmose
Osmose é o fenômeno de passagem espontânea do solvente puro para uma
solução da qual está separado por uma membrana semipermeável, que é
permeável ao solvente e não ao soluto. A pressão osmótica, Π, é a pressão
aplicada à solução a fim de impedir esta passagem do solvente. A técnica de
osmometria se baseia na determinação da massa molar pela medida da
pressão osmótica e é
usada para este
tipo
de
determinação em
macromoléculas.
A análise termodinâmica da osmose tem como base a igualdade do potencial
químico do solvente em ambos os lados da membrana, quando o equilíbrio é
atingido. Através de considerações termodinâmicas e matemáticas é possível
demonstrar (não apresentada aqui) que tal igualdade leva à equação de Van’t
Hoff, para a pressão osmótica de soluções diluídas:
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Π=
nB
RT
V
nB / V = molaridade do soluto
Exercícios Propostos
1. O iodo ferve a 183,0ºC e a sua pressão de vapor, a 116,5ºC, é de 100 torr.
Se fusHº. = 15,65 kJ / mol e a pressão de vapor do sólido é 1 torr a 38,7ºC,
calcule
a) a temperatura e a pressão no ponto triplo
b) vapHº e vapSº
c) fGº (I2, g) a 298,15 K
2. Calcular o ponto de congelamento da água num copo de 250 cm3 contendo
7,5 g de sacarose dissolvidos.
3. A entalpia de fusão do antraceno é 28,8 kJ / mol e o seu ponto de fusão é
217ºC. Calcular a solubilidade ideal do antraceno no benzeno, a 25ºC.
Estudamos nesta aula, as propriedades coligativas das soluções: a
elevação do ponto de ebulição, o abaixamento de ponto de congelamento e a
pressão osmótica. Analisamos a solubilidade também como uma propriedade
coligativa para utilização do mesmo método de estimativa.
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