Introdução ao conceito de propriedades coligativas Evita ... · coligativas , são a tonoscopia,...

Prof. : Drielle Caroline

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Introdução ao conceito de propriedades coligativas

Em países quentes, é costume adicionar à água do radiador dos automóveis o etilenoglicol, que eleva a temperatura de ebulição da água. Evita-se assim que a água do radiador entre em ebulição. Nos países que apresentam inverno muito rigoroso, a mesma substância é usada para diminuir a temperatura de congelamento da água. A elevação da temperatura de ebulição e a diminuição da temperatura de congelamento são duas das propriedades das soluções que dependem do número de partículas de um soluto não-volátil na solução, e não da natureza dessas partículas. Essas propriedades, denominadas propriedades coligativas, são a tonoscopia, a ebulioscopia, a crioscopia e a osmose e estão relacionadas com a pressão máxima de vapor das soluções. DIAGRAMA DE FASES DE UMA SUBSTÂNCIA PURA Diagrama de fases da água Em Ciência, quando se deseja compreender comportamentos ligados a dados numéricos experimentalmente determinados, o primeiro passo é determinar uma quantidade suficiente desses dados. O passo seguinte é analisar o conjunto de dados obtidos visando perceber as regularidades nele presentes. No caso das mudanças de estado físico envolvendo a substância água, cientistas realizaram muitos experimentos nos quais uma amostra dessa substância foi submetida a pressões e temperaturas conhecidas. Para cada par de valores pressão-temperatura escolhido, observou-se o estado físico da água: sólido, líquido ou gasoso. Cada par de valores pressão-temperatura foi anotado, assim como o estado físico da água nessas condições. Os resultados foram, a seguir, colocados em um gráfico de pressão versus temperatura, como o que aparece esquematizado na figura abaixo.

Fonte: Química no cotidiano – volume 2



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A partir desse grande conjunto de informações, foi possível elaborar o chamado diagrama de fases para a água, que aparece na próxima página. Nele, a temperatura aparece nas abscissas e a pressão, nas ordenadas. Uma amostra qualquer de água tem um valor de pressão e um de temperatura. Esse par de valores pressão-temperatura determina um ponto no diagrama de fases da água. Se esse ponto estiver na área rósea, a água estará no estado sólido. Se o ponto estiver na área azul, a água estará líquida e, se estiver na área amarela, ela estará no estado gasoso. As áreas rósea e azul são separadas por uma linha. Qualquer ponto sobre essa linha indica um par pressão-temperatura em que a água pode existir no estado sólido e/ou líquido. Em outras palavras, essa linha indica os valores pressão-temperatura em que uma amostra de água pode sofrer transição de sólido para líquido (fusão) e de líquido para sólido (solidificação). Um ponto na linha de separação entre as regiões azul e amarela corresponde a um par pressão-temperatura no qual uma amostra de água pode estar no estado líquido e/ou gasoso. Pontos sobre essa linha correspondem, portanto, à transição de água líquida para vapor de água (vaporização) e à transição de vapor de água para água líquida (condensação). Analogamente, um ponto sobre a linha que separa as regiões rósea e amarela corresponde a um par de valores pressão-temperatura em que a água pode ser sólida e/ou vapor, ou seja, corresponde à transição entre esses dois estados físicos (sublimação).

O diagrama de fases da água permite avaliar o estado físico de uma amostra de água em função da pressão e da temperatura a que está submetida. Esse diagrama também permite prever como pressão e/ou temperatura podem ser alteradas a fim de provocar mudanças de estado físico numa amostra de água. (Os eixos de pressão e de temperatura não estão em escala).



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Os três estados físicos podem coexistir em equilíbrio, em certas condições de pressão e temperatura, chamado ponto triplo, representado pela figura abaixo. O ponto triplo é característico de cada substância ou solução.

Fonte: Química – volume único

Interpretação do diagrama de fases da água Considere o diagrama de fases da água ilustrado abaixo:


Uma amostra de gelo, a 1 atm e a -18°C, temperatura típica de um freezer, é representada pelo ponto (A). Se essa amostra for deixada em um ambiente a 1 atm e 25°C, irá sofrendo gradual aquecimento, tendo sua situação modificada ao longo da linha horizontal tracejada. Ao chegar ao ponto (B), acontecerá a fusão do gelo. Durante a fusão, a temperatura da amostra permanecerá constante em 0°C. Completada a fusão da amostra, o aquecimento continuará, até ser atingido o ponto (C), que corresponde a água líquida, a 1 atm e 25°C. Nesse ponto, a amostra estará na mesma temperatura do ambiente e, portanto, em equilíbrio térmico com ele. Se, a seguir, essa amostra de água líquida for gradualmente aquecida, ela continuará tendo a sua situação modificada ao longo da linha horizontal tracejada e entrará em ebulição quando for atingido o ponto (D), a 1 atm e 100°C.



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Durante o tempo que durar a ebulição, a temperatura permanecerá constante em 100°C. Terminada a ebulição, se o vapor for mantido em um sistema fechado, a 1 atm de pressão, e o aquecimento continuar, será atingido, por exemplo, o ponto (E), que representa vapor de água, a 1 atm e 120°C. Se procedêssemos de forma inversa, resfriando o vapor de água do ponto (E) até o ponto (A), ocorreria a condensação do vapor em (D). E o líquido proveniente dessa condensação iria se solidificar no ponto (B). 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. As setas mostradas no diagrama de fases ilustrado abaixo, à esquerda, representam os resultados experimentais (1) a (8). Em cada um dos casos, a amostra de água está submetida a um valor diferente de pressão, que se mantém constante durante o aquecimento. Nesses processos, a ebulição ocorre quando se cruza horizontalmente a linha que separa as regiões de líquido e vapor. E esse cruzamento, como se pode perceber, ocorre em diferentes valores de temperatura. Na prática, 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. 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. Como regra geral, à medida que nos dirigimos para localidades de maior altitude, constatamos que a temperatura de ebulição da água diminui graças à redução da pressão ambiente. Os resultados (5) a (8) são representados pelas setas no diagrama de fases ilustrado abaixo, à direita. Esses processos referem-se à ebulição da água provocada por redução de pressão, a temperatura constante. Perceba que, em cada um desses quatro casos, o cruzamento da linha que separa água líquida do vapor de água ocorre em uma diferente pressão, o que é decorrente do fato de, em cada caso, a amostra de água ser mantida a uma diferente temperatura.



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Em foco...

Do cafezinho à patinação no gelo


Obtendo o café solúvel (desidratação a frio) O pó de café é adicionado à água sob agitação. O conjunto é submetido a uma filtração para eliminar a porção insolúvel do pó. A solução restante (água " porção solúvel do pó) é congelada e colocada numa câmara de vácuo. Os cristais de gelo formados sublimam com um leve aumento de temperatura (trecho 3—4 do gráfico), restando um produto isento de água e com suas propriedades inalteradas, o que não ocorreria caso a água fosse eliminada por fervura. Deslizando sobre o gelo Uma explicação aventada por alguns para o deslizamento dos patins sobre o gelo está relacionada a uma fina camada de água líquida que se



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forma devido à pressão exercida pelas lâminas dos patins, pressão essa que provoca a fusão do gelo (trecho 1 — 2 do gráfico).

Onde é melhor patinar: No gelo (H2O(s)) ou no gelo seco (CO2 (s))?


A inclinação negativa (para a esquerda) na curva sólido-líquido da água torna possível a patinação no gelo. Isso indica que é possível derreter gelo ou neve por um aumento de pressão. Ao deslizar sobre o gelo, a pressão exercida pela lâmina dos patins faz com que ele derreta; na realidade a lâmina está deslizando sobre uma fina película de água. A inclinação positiva (para a direita) na curva sólido-líquido do gelo-seco torna impossível a patinação nessa superfície. Nesse caso, um aumento da pressão exercido pela lâmina do patim aumentaria seu ponto de fusão, em vez de diminuí-lo. 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. 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



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diagrama de fases da água, separa a região de água líquida da região de vapor de água.


O volume das fases não afeta a pressão de vapor de um líquido Acabamos de ver que a pressão de vapor da água varia com a temperatura. O gráfico da pressão de vapor em função da temperatura, conhecido como curva de pressão de vapor, expressa graficamente essa dependência. 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. Os desenhos a seguir ilustram, esquematicamente essa constatação experimental.


Imagine que, em vários frascos iguais, coloquemos quantidades diferentes de água e que todos sejam fechados e mantidos à mesma temperatura. Haverá evaporação do líquido, a concentração de vapor irá aumentando até que, num dado momento, se estabelecerá o equilíbrio entre as fases vapor e líquida. Uma vez estabelecido esse equilíbrio, apesar de o volume das fases ser diferente nos frascos, a pressão da fase vapor será a mesma em todos eles. Veja a figura (A), abaixo. (Se, contudo, a quantidade de líquido inicialmente colocada não for suficiente para que a quantidade de vapor formado atinja a pressão de vapor—aquela que permite o estabelecimento do equilíbrio —, então todo o líquido terá evaporado sem que atinja o equilíbrio e,



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sem haver esse equilíbrio, a pressão interna da fase vapor será inferior à pressão de vapor do líquido.)


Imagine que a mesma experiência seja repetida, agora com frascos de tamanhos e formatos diferentes, mas com quantidades iguais de líquido. Como anteriormente, desde que a quantidade de líquido colocada seja suficiente, o líquido irá evaporando e a concentração de vapor irá aumentando até que, num dado momento, se estabelecerá o equilíbrio entre as fases líquida e vapor. Estabelecido esse equilíbrio, apesar de o volume das fases (notadamente da fase vapor) ser diferente nos frascos, a pressão da fase vapor será a mesma em todos. Veja a figura (B).


A pressão de vapor depende do líquido Fazendo a medida da pressão de vapor, em diversas temperaturas, com outros líquidos diferentes da água, constata-se que a pressão de vapor depende do líquido. O gráfico abaixo mostra as curvas de pressão de vapor de quatro líquidos: sulfeto de carbono, metanol, etanol (álcool comum) e água.



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Comparando pontos de ebulição de líquidos diferentes O gráfico acima, que mostra as curvas de pressão de vapor de quatro substâncias, permite que façamos a avaliação do ponto de ebulição delas numa determinada pressão. Para a análise, vamos considerar a pressão de 101,3 kPa (1 atm ou 760 mmHg). Traçando uma horizontal no gráfico nesse valor de pressão, ela interceptará as curvas de pressão de vapor em diferentes temperaturas; cada uma delas é o ponto de ebulição (PE) daquele líquido, na pressão considerada. Entre as quatro substâncias, podemos afirmar que a sequência de pontos de ebulição é:




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Comparando a volatilidade de líquidos diferentes O mesmo gráfico anterior permite comparar, numa mesma temperatura, as pressões de vapor das quatro substâncias. Conforme esboçado na figura ao lado, a sequência crescente de pressão de vapor é, água, etanol, metanol e sulfeto de carbono. 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:


Fatos experimentais A água pura, a 30°C, apresenta pressão de vapor 4,2 kPa. E, a 40°C, apresenta pressão de vapor 7,4 kPa. Verifica-se experimentalmente que, se dissolvermos na água um soluto não-eletrólito e não-volátil (isto é, um soluto que permaneça sob a forma de moléculas—não sofrendo, portanto, dissociação iônica nem ionização — e que não tenha tendência a vaporizar), a pressão de vapor da água passa a ser menor do que se a água estivesse pura. Veja os seguintes dados experimentais na figura abaixo.

. Fonte: Química no cotidiano – volume 2

Uma solução (A) foi elaborada dissolvendo 5 mol de glicose (C6H12O6) em 95 mol de água. A 30°C, verifica-se que a pressão de vapor dessa solução é 4,0 kPa. Como o soluto glicose é não-volátil, a pressão de vapor medida é a pressão de vapor do solvente (água), pois a água é o único componente dessa solução que evapora. Então, podemos dizer, de maneira alternativa, que a



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pressão de vapor do solvente água, nessa solução, é 4,0 kPa. A 40°C, verifica-se que a pressão de vapor da água, nessa mesma solução, é 7,0 kPa. Uma solução (B) foi elaborada com 5 mol de sacarose (C12H22O11) em 95 mol de água. A 30°C verifica-se que a pressão de vapor da água nessa solução é 4,0 kPa e, a 40°C, é 7,0 kPa. Exercício resolvido Observe o diagrama de fases do dióxido de carbono, abaixo. Considere uma amostra de dióxido de carbono a 1 atm de pressão e temperatura de –50 ºC e descreva o que se observa quando, mantendo a temperatura constante, a pressão é aumentada lentamente até 10 atm.


Resolução Observando o gráfico, temos:


A –50 ºC e 1 atm, o dióxido de carbono encontra-se no estado gasoso. Mantendo-se a temperatura constante e elevando-se a pressão, temos que: • ao redor de 5 atm, ele passa para o estado líquido; • ao redor de 7 atm, ele passa para o estado sólido. Portanto, a –50 ºC e 10 atm ele está no estado sólido.



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Referências Bibliográficas

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto.

Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na

abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010.

SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.2,

São Paulo, 2010.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.

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