Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto II Unidade PROPRIEDADES COLIGATIVAS.

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1 Disciplina: Química Professor: Rubens Barreto II Unidade PROPRIEDADES COLIGATIVAS

2 Indagações Iniciais  Por que a água do mar permanece líquida mesmo quando a temperatura ambiente está abaixo de zero?  Por que nos países mais frios se adiciona sal à neve?  É possível impedir que a água congele nos radiadores de automóveis em lugares muito frios?  Por que a água em ebulição para de ferver quando se joga sal ou açúcar sobre ela?  É possível eliminar água de um alimento mantendo suas propriedades e nutrientes?  É possível conservar uma carne utilizando apenas sal? Por que?  Quem congela primeiro: água quente* ou água fria?  É recomendado para um náufrago ingerir água do mar? Por que?  O que o náufrago pode fazer, caso disponha de equipamento adequado?  Por que é possível patinar no gelo (água sólida) e impossível patinar no gelo seco (CO 2) ?

3 Propriedades Coligativas – são as propriedades do solvente que se modificam na presença de um soluto não volátil. Ou, em outras palavras: São propriedades que surgem pela presença de um soluto e dependem única e exclusivamente do número de partículas que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto.

4 Diagrama de fases da água

5 Interpretando o diagrama de fases O diagrama de fases da água corresponde a um modo simples de expressar como a pressão e a temperatura influenciam as mudanças de fase dessa substância.

6 Interpretando um conjunto dos resultados experimentais Uma situação como (1), ocorre dentro de uma panela de pressão, que é projetada para reter parte do vapor de água, produzindo um aumento da pressão interna e, consequentemente, um aumento da temperatura de ebulição da água.

7 Situações como (3) e (4) ocorrem em locais cuja altitude seja superior ao nível do mar, pois neles a pressão atmosférica é menor que ao nível do mar. Os resultados (5) a (8) são representados pelas setas no diagrama de fases ilustrado abaixo. Esses processos referem-se à ebulição da água provocada por redução de pressão, a temperatura constante.

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9 Pressão de Vapor de um Líquido Considere um sistema fechado no qual haja água líquida em equilíbrio com vapor de água, como o esquematizado a seguir. A pressão medida nesse sistema, denominada pressão de vapor da água, é a pressão que, nessa temperatura, corresponde à situação de coexistência (isto é, existência simultânea) de água líquida e vapor de água.

10 Com uma montagem experimental como essa foram obtidos os valores de pressão de vapor da água em várias temperaturas (Tabela). Se elaborarmos um gráfico da pressão de vapor da água em função da temperatura, o que iremos obter nada mais é do que a curva que, no diagrama de fases da água, separa a região de água líquida da região de vapor de água.

11 Verifica-se, experimentalmente, que a pressão de vapor de uma substância, numa dada temperatura, não depende do volume e do formato das fases líquida e vapor que estão em equilíbrio.

12 Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes substâncias. É senso comum que o éter é mais volátil que a água. Vamos imaginar um experimento em que essas duas substâncias estejam no estado líquido, cada uma num frasco fechado a vácuo, provido de manômetro: Pressão máxima de vapor (PV).

13 Líquidos diferentes, numa mesma temperatura, apresentam diferentes pressões máximas de vapor, as quais dependem da intensidade das forças intermoleculares da substância no estado líquido.

14 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.

15 A partir dos gráficos que mostram as curvas de pressão de vapor podemos fazer uma avaliação do ponto de ebulição das substâncias numa determinada pressão. Ponto de ebulição

16 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

17 Volatilidade de líquidos diferentes O líquido com maior pressão de vapor, numa dada temperatura, é o que apresenta, nessa temperatura, maior tendência a evaporar. Ao comparar líquidos, dizemos que aquele que possui maior tendência a evaporar é o mais volátil. Volatilidade é a tendência de sofrer vaporização. Comparando as quatro substâncias, temos: água < etanol < metanol < sulfeto de carbono

18 TONOSCOPIA, EBULIOSCOPIA, CRIOSCOPIA E OSMOSE A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução, mas não depende da natureza dessas partículas. 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.

19 TONOSCOPIA OU TONOMETRIA Nas soluções (A) e (B), a quantidade de glicose e de sacarose, em mols, dissolvida em uma igual quantidade de água é a mesma. O abaixamento de pressão de vapor provocado pela presença do soluto depende da concentração de partículas de soluto e não da natureza desse soluto.

20 A Lei de Raoult A pressão de vapor de uma solução (ou melhor, do solvente na solução) de soluto não-eletrólito e não-volátil é igual ao produto da fração em mols do solvente pela pressão de vapor do solvente puro, numa dada temperatura. P solução = x solvente ⋅ P solvente puro em que x solvente = fração em mols do solvente

21 A 30°C a pressão de vapor da água pura é 4,2 kPa. Fazendo uso da Lei de Raoult, calculamos a pressão de vapor do solvente na solução: P solução = x solvente ⋅ P solvente puro = 0,95 ⋅ 4,2 kPa = 4,0 kPa A 40°C a pressão de vapor da água pura é 7,4 kPa. Fazendo uso da Lei de Raoult: P solução = x solvente ⋅ P solvente puro = 0,95 ⋅ 7,4 kPa = 7,0 kPa Soluções Ideais

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23 Ebulioscopia ou Ebuliometria O aumento (variação) da temperatura de ebulição (Δt E ) pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor, que se deve à presença das partículas do soluto. Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica.

24 A adição de um soluto não-volátil a um solvente provoca um abaixamento na temperatura de congelamento (Δt C ) desse solvente, o que pode ser explicado pelo fato de as partículas do soluto dificultarem a cristalização do solvente. Crioscopia ou Criometria A ebulioscopia e crioscopia — podem ser visualizados no gráfico a seguir, que mostra as temperaturas de fusão e ebulição, ao nível do mar, da água pura e de uma solução aquosa 1 mol/L de uréia.

25 A temperatura de fusão (congelamento) da solução é igual a –1,86 ºC e a sua temperatura de ebulição é de 100,52 ºC. Assim, para soluções que contenham 1 mol de partículas por litro de água, temos Δt C = 1,86 ºC e Δt E = 0,52 ºC. Quanto maior o número de partículas (nº de mol) do soluto não-volátil na solução: maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente (maior Δt E ); maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente (maior Δt C ). Quanto maior o número de partículas (nº de mol) do soluto não-volátil na solução: maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente (maior Δt E ); maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente (maior Δt C ).

26 A bexiga de porco, o papel celofane e as paredes de células de organismos são denominados membranas semipermeáveis. Recebem esse nome porque permitem a passagem de moléculas do solvente, mas não do soluto. Esse fenômeno é denominado osmose. Osmose e Pressão Osmótica

27 O funil contendo uma solução aquosa de glicose é selado com uma membrana semipermeável e introduzido num béquer contendo água. Com o passar do tempo, a água flui para a solução, e o nível desta sobe na haste do funil, até que a pressão exercida pela coluna (π) impeça a entrada de mais solvente.

28 Outro experimento de osmose Interrompendo a osmose: PRESSÃO OSMÓTICA

29 Interpretação microscópica da osmose van‘t Hoff: A pressão osmótica (π) está relacionada com a molaridade da solução ( m ) e com a temperatura na escala Kelvin (T), da seguinte maneira: ou  V = nRT

30 Osmose reversa Ocorre quando se aplica uma pressão no lado da solução mais salina ou concentrada, revertendo-se a tendência natural. Neste caso, a água da solução salina passa para o lado da água pura, ficando retidos os íons dos sais nela dissolvidos. A pressão a ser aplicada equivale a uma pressão maior do que a pressão osmótica característica da solução.

31 Sobre a osmose x células

32 Se o soluto é um não eletrólito: soluções com solutos diferentes, mas apresentando a mesma quantidade em mols para determinada quantidade de solvente (mesma molaridade), apresentam os mesmos efeitos coligativos. Se o soluto é um eletrólito (partículas do soluto são íons): soluções com solutos diferentes, mas apresentando a mesma quantidade em mols para determinada quantidade de solvente (mesma molaridade), podem não apresentar os mesmos efeitos coligativos. Propriedades Coligativas para eletrólitos não-voláteis e de natureza iônica.

33 1 C 6 H 12 O 6(s) 1C 6 H 12 O 6(s) H2OH2O 1 mol de glicose1 mol de partículas dissolvidas 1NaCl (s) 1Na + + 1Cl - H2OH2O 1 mol de NaCl 2 mols de partículas dissolvidas 1CaCl 2(s) 1Ca 2+ + 2Cl - H2OH2O 1 mol de NaCl 3 mols de partículas dissolvidas

34 Exercícios adicionais

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36 Referências Bibliográficas PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Química na Abordagem do Cotidiano. Vol. 2. São Paulo: Moderna LTDA, 2003. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Vol. único. 5 a Ed., São Paulo: Saraiva, 2002.