Aula de Dayanne Rolim
Introdução
Falar de propriedades coligativas é remeter ao comportamento de soluções. Estas são quaisquer propriedades que dependam somente do número de partículas de soluto dissolvidas em um determinado solvente, e nunca da natureza do solvente (polar, levemente polar, apolar, etc.)
As quatro propriedades coligativas mais estudadas são:
• tonoscopia, que é o abaixamento da pressão máxima de vapor
• ebulioscopia, que é o aumento da temperatura de ebulição
• crioscopia, que é o abaixamento da temperatura de início de solidificação
• osmoscopia, relacionada ao fenômeno de passagem de solvente através de uma membrana semipermeável
Para estudar essas propriedades, compara-se o comportamento da solução em determinadas condições com o comportamento do solvente puro, nas mesmas condições.
Vale lembrar que, para se tratar de uma propriedade coligativa, o material dissolvido (soluto) é, necessariamente, não-volátil. Ou seja, ele é incapaz de evaporar.
Exemplos de soluções formadas com solutos não-voláteis:
– água + sacarose
– água + cloreto de sódio
– água + fosfato de potássio
Exemplos de soluções formadas com solutos voláteis (às quais não se atribuem propriedades coligativas):
– acetona + tetracloreto de carbono
– álcool etílico + água
– benzeno + octano
Visto que as propriedades coligativas dependem somente do número de partículas de soluto em solução, é interessante aprendermos a calcular o número dessas partículas (o que pode parecer intuitivamente simples, mas apenas o fator de van’t Hoff pode fornecer o resultado desse cálculo sem erros.)
Fator de [correção de] Van’t Hoff (i)
Em soluções iônicas, a dissociação do soluto precisa ser levada em consideração para calcular o número total de partículas em solução.
Temos, a exemplo, uma solução de $$NaCl$$. Como este sal se dissocia em $$Na^+$$ e $$Cl^-$$, formando duas partículas, a intensidade do efeito coligativo deve ser propriamente multiplicado por $$2$$, para fornecer um valor compatível com a realidade.
Sabemos que isso é verdadeiro pois o grau de dissociação $$\alpha$$ $$ (\dfrac{numero \, de \,particulas \,dissociadas}{numero \,de \,particulas \,dissolvidas})$$ para o $$NaCl$$ é igual a $$100$$%.
Vale relembrar que, em compostos iônicos, aceita-se, teoricamente, que $$\alpha$$ seja $$100$$%. No entanto, em certos experimentos, pode-se encontrar o valor de $$\alpha$$ menor que $$100$$%. Este fato é explicado da seguinte maneira: a solução não se encontra suficientemente diluída para que o efeito coligativo perceba a separação de íons (cátions e ânions). Nesse caso, o $$\alpha$$ é chamado de grau de dissociação aparente.
Numa solução iônica, o número de partículas de soluto existentes em solução depende:
– do número de íons presente em cada fórmula mínima do composto
– do grau de dissociação ou ionização a desse composto a determinada temperatura*
*Sabemos, por meio do estudo de equilíbrios iônicos, que o $$\alpha$$ é dependente da temperatura.
Vamos levar em conta, agora, o ácido sulfúrico ($$H_2SO_4$$). A 18°C, este ácido forte apresenta $$\alpha$$ $$= 0,61$$. Sua reação de ionização é representada por:
1 $$H_2SO_{4(l)} +$$ 2 $$H_2O_{(l)} \Rightarrow $$ 2 $$H_3O^+ _{(aq)} $$ + 1 $$SO_{4(aq)}^{2-} $$
1 mol de moléculas de ácido $$ \Rightarrow $$ 3 mols de íons (se $$\alpha$$ $$= 100$$%)
Como, na realidade, $$\alpha$$ $$= 0,61$$, concluímos que, de cada $$100$$ moléculas de ácido sulfúrico que entram em contato com a água, apenas $$61$$ moléculas ionizam, enquanto $$39$$ permanecem na sua forma molecular.
Total de partículas em solução $$= 39$$ $$H_2SO_{4(l)}$$ $$+ 122$$ $$H_3O_{(aq)}^{+}$$ $$+ 61$$ $$SO_{4(aq)}^{2-}$$ $$= 222$$ mols de partículas
Por volta de 1882, o cientista holandês Jacobus Henricus van’t Hoff desenvolveu uma forma simples de calcular o número de partículas em solução, relacionando a e o número de íons presentes no composto iônico.
A fórmula para o fator de correção de van’t Hoff é
$$i = 1 + \alpha \cdot ( q – 1)$$
A correção necessária, neste caso, é:
$$i =$$ $$\dfrac{Efeito \, coligativo \,observado}{Efeito \, coligativo \,calculado}$$
Para demonstrá-la, tomemos como exemplo a dissociação de um composto iônico $$A_xB_y$$.
$$A_xB_y$$ $$\Rightarrow$$ $$xA^{y+} + yB^{x-}$$
início $$ (n) (0) (0) $$
variação $$(-\alpha \cdot n)$$ $$(+x \cdot \alpha n)$$ $$(+y \cdot \alpha n)$$
equilíbrio $$(n – \alpha n)$$ $$(x \cdot \alpha n)$$ $$(y \cdot \alpha n)$$
tal que $$i = \frac {(n – \alpha n)+ (x \cdot \alpha n) + (y \cdot \alpha n)}{n}$$
$$\Rightarrow i = 1 + \alpha \cdot [(x+y) – 1]$$
Mas seja $$(x+y) = q =$$ número de partículas em solução
Então, $$i = 1 + \alpha \cdot ( q – 1)$$
$$c.q.d.$$
Para soluções moleculares, o número de partículas de soluto existentes na solução é igual ao número de moléculas que foram dissolvidas no solvente $$ \Rightarrow q = 1$$.
Logo, $$i = 1 + \alpha \cdot ( q – 1)$$ $$ \Rightarrow i = 1$$
Por exemplo, se dissolvermos $$180g$$ de glicose ($$MM = 180 \frac {g}{mol}$$) na água, iremos obter uma solução aquosa de glicose contendo $$1 mol$$ de moléculas de glicose.
1 $$C_6H_{12}O_{6(s)} \Rightarrow$$ 1 $$C_6H{12}O_{6(aq)}$$
$$6,02 \cdot 10^{23}$$ moléculas —– $$6,02 \cdot 10^{23}$$ moléculas
Conclusão: nas mesmas condições experimentais, o efeito coligativo das soluções iônicas é sempre maior que o das soluções moleculares.
Molalidade
Por fim, para iniciar o estudo de cada propriedade coligativa específica, vamos aprender como calcular a expressão de concentração utilizada na medição destes efeitos.
A molalidade $$(\omega)$$ é a unidade de concentração utilizada para este estudo por dois motivos:
- é a única expressão que relaciona quantidade de soluto dissolvido em determinada massa de solvente (e não de solução);
- não varia com a temperatura, já que está relacionada à massa de solvente, em vez de volume (lembre-se que o volume de um líquido varia sutilmente com mudanças de temperatura);
A molalidade $$(\omega)$$ indica a quantidade de matéria de soluto ($$n_1$$, em $$mol$$) que se encontra dissolvida em 1 quilograma de solvente ($$m_2$$, em $$kg$$).
Assim, escrevemos $$(\omega)$$ $$= \frac{n1(mol)}{m2(kg)}$$
Por análise dimensional, podemos relacionar a fórmula acima com as massas molares dos compostos, tal que
$$n_1 = \frac{m1}{M1} \Rightarrow \omega = \frac{m1(g)}{M1(g/mol) . m2 (kg)}$$
Caso a massa do solvente seja dada em gramas, é só acrescentar mais um fator de conversão, dividindo o termo $$m_2$$ por $$1000$$ (g → kg):
$$ \omega$$ $$= \frac {m1}{M1 . m2/1000} \Rightarrow \omega = \frac {m1 . 1000}{M1 . m2}$$
Agora podemos ir ao estudo das propriedades coligativas.