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Propriedades Coligativas. Índice 1.Propriedades coligativas a)Pressão de Vapor b)Leí de Raoult c)Elevação do ponto de Ebulição (ebulioscopia) d) Molalidade.

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1 Propriedades Coligativas

2 Índice 1.Propriedades coligativas a)Pressão de Vapor b)Leí de Raoult c)Elevação do ponto de Ebulição (ebulioscopia) d) Molalidade e)Abaixamento do ponto de congelação (crioscopia)

3 Índice 2. Diagramas de fases a) Ponto triplo

4 1.Propriedades Coligativas São propriedades de uma solução que dependem da concentração de partículas do soluto e não da sua natureza. Cada uma dessas propriedades depende da diminuição da tendência de escape das moléculas do solvente pela adição das partículas do soluto. As propriedades coligativas incluem o abaixamento da pressão do vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de congelação e pressão osmótica.

5 a) Pressão de vapor •Pressão de vapor de um líquido A a uma dada temperatura é a pressão do vapor de A no equilíbrio líquido (A) vapor (A), nessa temperatura. •Um líquido entra em ebulição à temperatura em que a sua pressão de vapor iguala-se à pressão exterior. Assim, a 100°C a água tem pressão de vapor igual a 1 atm. Portanto, sob 1 atm a água entra em ebulição a 100°C. •A maioria dos sólidos funde-se com expansão de volume. O gelo é uma das poucas excepções, fundindo-se com contracção de volume. •O PF (ponto de fusão) do gelo aumenta com a diminuição da pressão, e vice-versa. Para a maioria dos sólidos, o PF (ponto de fusão) aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa. •O PE (ponto de ebulição) de todas as substâncias aumenta com o aumento da pressão, e vice-versa. •As variações dos PF (ponto de fusão) são insignificantes com a variação da pressão, porque no equilíbrio sólido líquido não há participante gasoso. •As variações dos PE (ponto de ebulição) são significativas com a variação da pressão, porque no equilíbrio líquido vapor há participante gasoso.

6 b) Lei de Raoult Se a solução contiver 1 só soluto: •X1 = 1 – X2 •P 1 •0 = pressão de vapor do solvente puro •X1 = fracção molar do solvente •P1 = X1 P 1 •0 •P 1 •0 - P1 = ΔP = X2P 1 •0 X2 = fracção molar do soluto

7 P A = X A P A 0 P B = X B P B 0 P T = PA + PB P T = X A P A 0 + X B P B 0 b) Lei de Raoult

8 PT é superior à prevista pela lei de Raoult PT é inferior à prevista pela lei de Raoult Força A-B < Força A-A & Força B-BForça A-B > Força A-A & Força B-B b) Lei de Raoult

9 c) Ebulioscopia •Como vimos um líquido ferve à temperatura na qual sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica. •Caso seja necessário reduzir a temperatura de ebulição de um liquido, basta diminuir a pressão exercida sobre ele. •Ao se adicionar um soluto ( não volátil e molecular) à água pura, a temperatura de ebulição do solvente na solução aumenta.

10 Em todas as expressões onde aparece i (fator de van't Hoff):

11 d) Molalidade •A concentração molar (molalidade) de um soluto de uma solução é o número de moles de moléculas do soluto, dividido pelo volume da solução (em litros). •Molalidade (M) = Quantidade do soluto (mol) / volume da solução (L): M = n / V •As unidades da molalidade são mol/L.

12 e) Abaixamento do ponto de congelação (crioscopia) •A temperatura do início de congelação do solvente de uma solução é sempre menor que a temperatura de início de congelação do solvente puro. •Uma utilidade prática do abaixamento da temperatura de congelação é a utilização de água e etilenoglicol no radiador de carros de países de clima frio. A mistura pode baixar a temperatura até -35° C, utilizando água pura a uma temperatura mínima seria de 0°C. •A água dos oceanos, é uma solução que contém diversos solutos, dentre os quais o cloreto de sódio. Rios e lagos de água doce também possuem solutos, mas em bem menor concentração. A temperatura de início de congelação das águas dos oceanos é menor que a temperatura de início de congelação das águas de rios e lagos. Isto acontece devido à temperatura de início de congelação de qualquer solução é sempre menor que a temperatura de início de congelação do solvente puro e quanto maior a concentração da solução, menor é a sua temperatura de inicio de congelação.

13 2. Diagramas de fases •O diagrama de equilíbrio de fases é uma representação das relações entre vários estados de uma dada substância e os efeitos que as variações P (pressão),V (volume) e T (temperatura), que exercem sobre elas. •No equilíbrio Sólido/Líquido, é muito frequente a existência de sistemas do tipo eutético (ponto triplo). No diagrama seguinte pode-se observar a existência de duas linhas: a liquidus e a solidus. A linha liquidus é a linha acima da qual todo o sistema se encontra no estado líquido, e a linha solidus é a linha abaixo do qual só se encontra o sistema no estado sólido.

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15 •Como o próprio nome indica, neste tipo de diagramas existe o chamado ponto eutético (ponto triplo), onde a fase líquida está em equilíbrio com a fase sólida. A temperatura eutética (equilibrio) é a temperatura mais baixa à qual pode existir líquido. •Para a determinação deste tipo de diagramas é comum utilizar-se as curvas de arrefecimento, que são curvas de temperatura em função do tempo referentes a uma determinada composição do sistema em causa.

16 a) Ponto triplo •Ponto triplo de uma substância é um estado no qual se estabelece o equilíbrio sólido líquido vapor. Somente a uma determinada temperatura e pressão, que varia de uma substância para outra, estabelece-se esse equilíbrio triplo. •No caso da água, esse equilíbrio estabelece-se a, e somente a, 0,01°C (temperatura) e 4,58 mm/Hg (pressão). •Não existe líquido a uma pressão inferior à do respectivo ponto triplo. Assim, não existe água líquida a uma pressão menor que 4,58 mmHg. •A uma pressão inferior à do ponto triplo, ocorre somente o equilíbrio sólido vapor (sublimação). •Uma substância que sublima à pressão ambiente tem a pressão do ponto triplo acima da pressão ambiente (1 atm ao nível do mar). Exemplo: gelo seco ou CO2 (s).

17 Trabalho realizado por: Nuno Mendes Ivone Borges Catarina Pereira


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