Tonoscopia, Ebulioscopia e Crioscopia

Teoria Completa

Olar, tudo bom? 😊

Até agora já vimos váaarias coisas sobre soluções e solubilidade, mas existem algumas propriedades que ainda não vimos: as propriedades coligativas.

Propriedades coligativas são propriedades de uma solução que dependem somente da quantidade de soluto e de solvente em solução!

Ou seja, as propriedades coligativas não dependem da natureza química do soluto!

Vou repetir pra fixar na sua cabeça: a gente se interessa só na QUANTIDADE de soluto, e não em quem é esse soluto!!!!

As quatro propriedades coligativas que vamos ver são: abaixamento da pressão de vapor do solvente, aumento do ponto de ebulição do solvente, abaixamento do ponto de congelamento do solvente e a pressão osmótica 😊

Mas antes disso...

Medidas de concentração: molalidade e fração molar

Como as propriedades dependem da razão entre moléculas de soluto e de solvente, algumas unidades são bem úteis quando falamos de propriedades coligativas: a molalidade e a fração molar.

A molalidade é uma medida de concentração expressa por:

m o l a l i d a d e = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l m a s s a   d e   s o l v e n t e

Ela é expressa por b, então também pode ser escrito:

b s o l u t o = n s o l u t o m s o l v e n t e

Sua unidade mais utilizada é mol soluto/kg solvente.

Já a fração molar é a medida de proporção soluto:solvente:

f r a ç ã o   m o l a r   d o   s o l u t o = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l q u a n t i d a d e   t o t a l   d e   m o l s   e m   s o l u ç ã o

Ou seja,

x s o l u t o = n s o l u t o n s o l u t o + n s o l v e n t e

Abaixamento da pressão de vapor do solvente: Tonoscopia

Você lembra que a pressão de vapor de um líquido é a pressão que um gás excerce quando está em equilíbrio dinâmico com um líquido, né?

Ou seja, a pressão de vapor de um solvente é a pressão que a fase gasosa desse solvente está exercendo durante seu equilíbrio dinâmico com a fase líquida!

Um químico chamado Raoult foi ainda além, e determinou como a gente calcula essa pressão de vapor quando o líquido em questão é uma solução, e não mais uma substância pura.

A lei de Raoult diz que a pressão de vapor de um solvente é proporcional a sua fração molar em uma solução.

P = x s o l v e n t e . P p u r o

Onde P é a pressão de vapor do solvente em solução, x s o l v e n t e a fração molar do solvente e P p u r o a pressão de vapor do solvente se ele estivesse sozinho, ou seja, se a solução não fosse uma solução.

Confuso né? Vamos pegar um exemplo! Se tivermos uma solução de água com açúcar de concentração 10g açúcar/100g de água a 20oC, podemos calcular a pressão de vapor da água em solução da seguinte maneira:

Primeiro, precisamos calcular a concentração em fração molar, pra usar a lei de Raoult... Para isso, é só calcular as quantidades molares de soluto e solvente: 10g açúcar (considerando o açúcar como sacarose, de massa molar 342,3g/mol) e 100 g de água correspondem a:

10 g . 1   m o l 342,3   g = 0,02921   m o l   d e   s a c a r o s e

100 g . 1   m o l 18,02 g = 5,549   m o l   d e   á g u a

Logo, a fração molar do solvente é:

x á g u a = n á g u a n á g u a + n s a c a r o s e = 5,549 m o l 5,549 m o l + 0,02921 m o l = 0,995

Sua pressão de vapor, então, vai ser (considerando a pressão de vapor da água pura a 20oC como 17,54 Torr):

P = x á g u a . P á g u a   p u r a = 0,995.17,54   T o r r = 17,45   T o r r

Quando comparamos a pressão de vapor da água pura (17,54 Torr) com a pressão de vapor calculada para a água em solução (17,45 Torr), percebemos que há um ligeiro abaixamento da pressão de vapor.

Podemos ampliar essa diferença para todos os solventes e todos os solutos não voláteis:

A adição de solutos não voláteis a um solvente diminui sua pressão de vapor.

Essa propriedade se chama tonoscopia.

Observação: Embora as propriedades coligativas não se “importem” com o tipo de soluto e sim com a quantidade deles, para a aplicação da lei de Raoult vamos considerar apenas solutos não voláteis, pois são os solutos que não interferem na pressão de vapor...

Soluções ideais x não ideais

  • Soluções ideais: são soluções que obedecem à lei de Raoult em todas as concentrações. Nessa solução as inteirações soluto-solvente são muito parecidas com as soluto-soluto e solvente-solvente.
  • Soluções não ideais: são soluções que não obecem à lei de Raoult em alguma concentração de soluto.

Mas e na vida real?

As soluções reais podem ser consideradas ideais em concentrações de soluto beem baixas!

Mas relaxa que, a não ser que o exercício indique, praticamente todas as soluções são consideradas ideais.

Elevação do ponto de ebulição do solvente: Ebulioscopia

O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura em que a pressão de vapor do líquido se iguala a pressão exterior.

Vimos que a adição de partículas não voláteis em uma solução (ou seja, o aumento da quantidade de soluto) diminui a pressão de vapor, né?

Com isso, olhando no gráfico abaixo, a curva “solução” é mais embaixo do que a curva “solvente”, que representa o solvente puro.

Para que a pressão de vapor – agora mais baixa por conta do soluto – se iguale à pressão exterior é necessário aumentar a temperatura, ou seja, um ponto de ebulição maior.

A adição de partículas de solutos não voláteis, portanto, aumenta o ponto de ebulição do solvente (propriedade que se chama ebulioscopia).

Essa propriedade de fato é pouco intuitiva, mas a gente a usa bastante na vida real.

Cozinhando macarrão, por exemplo, e colocando sal na água, estamos nos aproveitando dessa propriedade. O sal (partícula de soluto não volátil) diminui a pressão de vapor e aumenta o ponto de ebulição da água. Assim, a água pode esquentar mais antes de evaporar e mais calor é passado para o macarrão antes da água entrar em ebulição, o que acelera o tempo de cozimento.

Abaixamento do ponto de congelamento: Crioscopia

O abaixamento do ponto de congelamento é mais uma consequência do abaixamento da pressão de vapor do solvente. Assim como o ponto de ebulição muda, o ponto de congelamento também muda (e, consequentemente, o ponto triplo), como podemos ver no gráfico:

A adição de partículas de solutos não voláteis à uma solução diminui seu ponto de congelamento, e essa propriedade se chama crioscopia.

Um exemplo prático acontece nos países onde neva: para derreterem a neve que se forma nas ruas, jogam sal na neve. Esse sal funciona como o soluto não volátil na solução, e, ao diminuir o ponto de congelamento da água, faz com que a neve derreta.

E como a gente quantifica isso?

O aumento no ponto de ebulição pode ser calculado graças à proporcionalidade dessa propriedade com a molalidade da solução.

D e p r e s s ã o   d o   p o n t o   d e   c o n g e l a m e n t o :   ∆ T f = i k f b s o l u t o

Onde k f é a constante do ponto de congelamento, calculada experimentalmente para cada solvente, b s o l u t o a molalidade da solução e i o fator de van’t Hoff.

O fator de van’t Hoff serve para solutos que são eletrólitos! Isso porque em soluções de eletrólitos (como ácidos, bases e sais), os íons se comportam de maneira diferente de solutos moleculares.

Por exemplo, para o HCl, que se ioniza em H + e C l - , temos um fator de van’t Hoff 2, equanto pra glicose (soluto molecular), o valor é 1.

Esse fator é uma medida experimental e vamos combinar uma coisa: toda vez que o exercício não disser qual é o fator de van’t Hoff, pode considerar que é 1!

Um pouco confuso, mas se acalma que tem uns exercícios pra facilitar o rolê!

Vamos praticar?

Expandir

Exercício Resolvido #1

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp375-Exercício 9.37.

Calcule:

a) a molalidade do cloreto de sódio em uma solução preparada por dissolução de 25g de N a C l em 500g de água;

b) a massa (em gramas) de N a O H que deve ser misturada com 345g de água para preparar uma solução 0,18m em N a O H ( a q ) ;

c) a molalidade da ureia, C O N H 2 2 , em uma solução preparada por dissolução de 0,978g de ureia em 285ml de água.

Dados de massas molares: N a = 23 g ,   C l = 35,5 g ,   O = 16 g ,   H = 1 g , C = 12 g ,   N = 14 g

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Passo 1

a) Como vimos, a molalidade é uma medida de concentração expressa por:

m o l a l i d a d e = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l m a s s a   d e   s o l v e n t e

Assim, em uma solução de 25gNaCl/500g de água:

25 g   x 1   m o l 58,5 g = 0,428   m o l

Sabemos, então, que a molalidade da solução vai ser:

0,428 m o l   N a C l 500 g   d e   á g u a = 0,856   m o l k g   d e   á g u a = 0,856 m

Passo 2

b) Uma solução 0,18m em NaOH significa uma solução de concentração 0,18 mol de NaOH/kg de solvente.

Se temos 345g de água para fazer a solução, uma simples regra de três resolve o problema:

0,18   m o l   N a O H - 1000 g   d e   á g u a

x   m o l   d e   N a O H - 345 g   d e   á g u a

Calculando,

x = 0,0621   m o l   d e   N a O H

O problema, porém, pede a massa de NaOH, então é só passar esse valor para massa usando a massa molar:

0,0621 m o l   x 40 g 1   m o l = 2,484 g   d e   N a O H

Passo 3

c) A densidade da água é 1 g m l (um valor importante de ser decorado, ein!), o que significa que 285ml de água correspondem à 285g de água.

Para calcularmos a molalidade, precisamos do número de mols de uréia em 1kg de água, né?

0,978 g   u r é i a - 285 g   d e   á g u a

x   g   d e   u r é i a - 1000 g   d e   á g u a

Resolvendo,

x = 3,43 g   d e   u r é i a

Para achar em número de mol:

3,43 g   d e   u r é i a   x 1   m o l 60 g = 0 , 0 57 m o l   d e   u r e i a

A molalidade da solução é 0,57m.

Resposta

a) 0,856m

b) 2,484g de NaOH

c) 0,057m

Exercício Resolvido #2

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp375-Exercício 9.41.

Calcule a concentração de cada uma das seguintes soluções:

a) a molalidade dos íons cloreto em uma solução de cloreto de magnésio em água, na qual x M g C l 2 é 0,0120;

b) a molalidade de 6,75g de hidróxido de sódio dissolvido em 325g de água;

c) a molalidade de uma solução 15M de H C l ( a q ) cuja densidade é 1,0745   g / c m 3 .

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Passo 1

a) A fração molar de um componente é:

f r a ç ã o   m o l a r   d o   s o l u t o = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l q u a n t i d a d e   t o t a l   d e   m o l s   e m   s o l u ç ã o

Ou seja, podemos escrever a fração molar do soluto como:

x s o l u t o = n s o l u t o n s o l u t o + n s o l v e n t e = 0,012

E como relacionamos isso à molalidade?

Vamos supor 1kg de solvente (água), para acharmos o valor da molalidade direto.

Em 1kg de água, temos:

1000 g   x 1   m o l 18 g = 55,6   m o l   d e   á g u a

Ou seja, a fração molar pode ser escrita como:

x M g C l 2 = n M g C l 2 n M g C l 2 + n s o l v e n t e = n M g C l 2 n M g C l 2 + 55,6 = 0,012

n M g C l 2 = 0,012 n M g C l 2 + 55,6

0,988   n M g C l 2 = 0,6672

n M g C l 2 = 0,675   m o l

Já calculamos a molalidade de M g C l 2 , mas a questão pede a molalidade dos íons cloreto. O cloreto de magnésio se dissocia em água segundo a equação:

M g C l 2 → M g + 2 + 2 C l -

De onde tiramos que

n M g C l 2 = 1 2   n C l -

n C l - = 2   n M g C l 2 = 2   x   0,675 = 1,35   m o l