Crioscopia

 

Um importante capítulo da química e facilmente relacionável ao nosso cotidiano é aquele que aborda o que se denomina de Propriedades Coligativas, ou seja, as alterações nas propriedades físicas de solventes pela adição de solutos de natureza não iônica e não volátil, constituindo-se assim uma solução verdadeira.

São quatro as propriedades coligativas abordadas na maioria dos livros didáticos de química: a tonoscopia, a crioscopia, a ebulioscopia e a osmose (juntamente com a osmose reversa). Este texto tem finalidade de apresentar e esclarecer algumas propriedades da CRIOSCOPIA.

Como definição, a crioscopia ou o abaixamento crioscópico  representa a redução do ponto de congelamento de uma solução pela adição de um soluto de natureza não iônica e não volátil. Nesse processo, torna-se possível medir a massa molar do soluto adicionado, desde que se conheça a constante crioscópica do solvente, ou vice-versa.

Assim como ocorre às demais propriedades coligativas, não causa diferença no abaixamento do ponto de congelamento de uma solução (crioscopia) a natureza do soluto adicionado, mas apenas sua quantidade em mols ou partículas. Dessa forma, por exemplo, uma solução de concentração a 1 mol/L de glicose (C₆H₁₂O₆) apresentará mesmo efeito crioscópico de qualquer solução de diferente soluto (não iônico), quando esta segunda solução estiver em mesma concentração da primeira.

A interpretação e o estudo físico-químico da crioscopia são realizados a partir das fundamentações da Lei de Raoult, que estabelece que a diferença existente entre a temperatura de solidificação de um solvente puro e a temperatura de início de congelamento desse solvente quando constituinte de uma solução é diretamente proporcional à concentração molar do soluto na solução. Dessa forma, a variação crioscópica (Δc) é aumentada à medida que aumenta a concentração da solução.

Alguns efeitos podem ser observados da crioscopia em nosso dia a dia, tais como:

• A temperatura de congelamento da água poluída é mais baixa do que o da água pura, pois nela estão presentes substâncias que a tornam uma solução, reduzindo assim o seu ponto de congelamento.
• A água do mar (salgada) apresenta um ponto de congelamento inferior à água doce, dessa forma, são necessárias temperaturas muito inferiores para congelar uma amostra de água salgada do que aquelas necessárias para congelar uma amostra de água doce.
• Um iceberg é composto por água doce, uma vez que a temperatura não é baixa o suficiente para congelar a água salgada.
• Se utiliza sal (geralmente cloreto de sódio) para reduzir a temperatura de congelamento da água a assim fundi-la em avenidas cobertas de gelo, procedimento esse comum em cidades nas quais o inverno é muito intenso.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/crioscopia/

Propriedades Coligativas #2

Pressão Máxima de Vapor (PMV)

PMV é a pressão exercida pelo vapor quando está em equilíbrio dinâmico com o liquido correspondente.
A PMV depende da temperatura e da natureza do líquido. Observa-se experimentalmente que, numa mesma temperatura, cada líquido apresenta sua pressão de vapor, pois esta está relacionada com a volatilidade do líquido.
Vejamos alguns exemplos no gráfico abaixo:





Ponto de ebulição  é a temperatura na qual a PMV iguala a pressão atmosférica. Quanto maior a PMV na temperatura ambiente, menor o P.E.
amos então estudar cada um dos efeitos coligativos.

Tonometria ou tonoscopia ou abaixamento da PMV do solvente
Tonoscopia é o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente, provocado pela dissolução de um soluto não-volátil.
p = PMV do solvente puro.
p’ = PMV do solvente na solução.
p > p’
O abaixamento da PMV é: ∆p = p – p’
∆p depende da temperatura.
Abaixamento Relativo da PMV do Solvente:
∆p/p = p – p’/p
∆p/p independe da temperatura.
Cálculo do ∆p/p = K_t . W (Lei de Raoult) e Fator de Vant’Hoff (i):
Para soluções moleculares, temos:
∆p/p = K_t . W
onde Kt (K_t = Massa Molar_solvente/1000) é a constante tonométrica e característica de cada solvente e W ( W = n₁/m_solvente(kg)) é a molalidade da solução.
Para soluções iônicas, temos:
∆p/p = K_t . W . i
onde i é a relação:
i = 1 + α(q – 1)
onde:
α = grau de ionização (0 ≤ α ≤ 1).
q = número de íons por fórmula de soluto:
Exemplo → NaCl_(s) → 1Na⁺ + 1Cl^- q = 2
Na₂SO_4(s) → 2Na⁺ + 1SO₄^2- q = 3

Crioscopia ou Criometria ou Abaixamento do Ponto de Congelação do Solvente
A criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de solidificação de um solvente, provocado pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante.
t_c = temperatura de congelação do solvente puro.
t’_c = temperatura de congelação do solvente na solução.
t_c > t’_c
O abaixamento será: ∆t_c = t_c – t’_c
Cálculo de ∆t_c (Lei de Raoult):
Para soluções moleculares, temos:
∆t_c = K_c . W
sendo K_c = R .T²/100 . L , onde:
R = constante = 1,98 cal/mol. K;
L = calor latente de fusão do solvente (cal/g);
T = ponto de fusão do solvente em Kelvin.
Para soluções iônicas, temos:
∆t_c = K_c . W . i
sendo i = 1 + α(q – 1).

Ebuiliometria ou Ebulioscopia ou Elevação do Ponto de Ebulição do Solvente
Ebulioscopia é o estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante.
t_e = temperatura do P.E. do solvente puro.
t’_e = temperatura do P.E. do solvente na solução.
t’_e > t_e
A elevação será: ∆t_e = t’_e – t_e
Cálculo de ∆t_e (Lei de Raoult)
Para soluções moleculares, temos:
∆t_e = K_e . W
sendo K_e = K_c
Para soluções iônicas, temos:
∆t_e = K_e . W . i
sendo i = 1 + α(q – 1).

Osmose e Pressão Osmótica
Osmose é passagem de um solvente para o interior de uma solução feita desse mesmo solvente, através de uma membrana semipermeável. A osmose é também uma propriedade coligativa das soluções, pois depende do número de partículas dissolvidas
Tipos de membranas:
Permeáveis: são aquelas que permitem a passagem tanto do solvente como do soluto.
Semipermeáveis: são aquelas que permitem apenas a passagem do solvente.
Impermeáveis: são aquelas que não permitem a passagem de soluto e solvente.
O fluxo de solvente ocorre da solução mais diluída para a solução mais concentrada
Pressão Osmótica
Pressão osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução, a determinada temperatura, para impedir a passagem do solvente através da membrana. A pressão osmótica é representada pela letra grega π (Pi).
π = pressão osmótica.
M = concentração em mol/L.
Para soluções moleculares, temos:
π = M.R.T
Para soluções iônicas, temos:
π = M.R.T.i
As soluções que apresentam mesma pressão osmótica denominam-se isotônicas. Em caso contrário, anisotônicas; a de maior pressão osmótica hipertônica; e a de menor pressão osmótica, hipotônica.
Exemplo: a água do mar é hipertônica em relação à água potável.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/propriedades-coligativas/