Propriedades coligativas - Colligative properties

${\ displaystyle p _ {\ rm {i}} ^ {\ star}}$

${\ displaystyle x _ {\ rm {i}}}$

Para uma solução com um solvente (A) e um soluto não volátil (B), e${\ displaystyle p _ {\ rm {B}} ^ {\ star} = 0}$${\ displaystyle p = p _ {\ rm {A}} ^ {\ star} x _ {\ rm {A}}}$

A redução da pressão de vapor em relação ao solvente puro é proporcional à fração molar do soluto. ${\ displaystyle \ Delta p = p _ {\ rm {A}} ^ {\ star} -p = p _ {\ rm {A}} ^ {\ star} (1-x _ {\ rm {A}}) = p_ {\ rm {A}} ^ {\ star} x _ {\ rm {B}}}$

Se o soluto se dissociar em solução, então o número de moles de soluto é aumentado pelo fator van 't Hoff , que representa o número verdadeiro de partículas de soluto para cada unidade de fórmula. Por exemplo, o

${\ displaystyle i}$

${\ displaystyle \ Delta p = p _ {\ rm {A}} ^ {\ star} x _ {\ rm {B}}}$

${\ displaystyle x _ {\ rm {B}}}$

Ponto de ebulição e ponto de congelamento

A adição de soluto para formar uma solução estabiliza o solvente na fase líquida e reduz o potencial químico do solvente, de modo que as moléculas do solvente têm menos tendência de se mover para as fases gasosa ou sólida. Como resultado, as soluções líquidas ligeiramente acima do ponto de ebulição do solvente a uma determinada pressão tornam-se estáveis, o que significa que o ponto de ebulição aumenta. Da mesma forma, as soluções líquidas ligeiramente abaixo do ponto de congelamento do solvente tornam-se estáveis, o que significa que o ponto de congelamento diminui. Tanto a elevação do ponto de ebulição quanto a depressão do ponto de congelamento são proporcionais à redução da pressão do vapor em uma solução diluída.

Essas propriedades são coligativas em sistemas onde o soluto está essencialmente confinado à fase líquida. A elevação do ponto de ebulição (como redução da pressão de vapor) é coligativa para solutos não voláteis onde a presença do soluto na fase gasosa é insignificante. A depressão do ponto de congelamento é coligativa para a maioria dos solutos, uma vez que muito poucos solutos se dissolvem apreciavelmente em solventes sólidos.

Elevação do ponto de ebulição (ebullioscopia)

O ponto de

${\ displaystyle T _ {\ rm {b}}}$

O ponto de ebulição de um solvente puro é aumentado pela adição de um soluto não volátil, e a elevação pode ser medida por ebulioscopia . É encontrado que

${\ displaystyle \ Delta T _ {\ rm {b}} = T _ {\ rm {b, {\ text {solução}}}} - T _ {\ rm {b, {\ text {solvente puro}}}} = i \ cdot K_ {b} \ cdot m}$

Aqui, i é o fator de van 't Hoff como acima, K _b é a constante ebulioscópica do solvente (igual a 0,512 ° C kg / mol para água) e m é a molalidade da solução.

O ponto de ebulição é a temperatura na qual há equilíbrio entre as fases líquida e gasosa. No ponto de ebulição, o número de moléculas de gás que condensam em líquido é igual ao número de moléculas de líquido que evaporam em gás. Adicionar um soluto dilui a concentração das moléculas do líquido e reduz a taxa de evaporação. Para compensar isso e voltar a atingir o equilíbrio, o ponto de ebulição ocorre em uma temperatura mais alta.

Se a solução for considerada uma solução ideal , K _b pode ser avaliado a partir da condição termodinâmica para o equilíbrio líquido-vapor. No ponto de ebulição, o potencial químico μ _A do solvente na fase de solução é igual ao potencial químico na fase de vapor puro acima da solução.

${\ displaystyle \ mu _ {A} (T_ {b}) = \ mu _ {A} ^ {\ star} (T_ {b}) + RT \ ln x_ {A} \ = \ mu _ {A} ^ {\ star} (g, 1 \, \ mathrm {atm}),}$

onde os asteriscos indicam fases puras. Isso leva ao resultado , onde R é a

${\ displaystyle K_ {b} = RMT_ {b} ^ {2} / \ Delta H _ {\ mathrm {vap}}}$

Depressão do ponto de congelamento (crioscopia)

O ponto de congelamento ( ) de um solvente puro é diminuído pela adição de um soluto que é insolúvel no solvente sólido, e a medição dessa diferença é chamada de

${\ displaystyle T _ {\ rm {f}}}$

${\ displaystyle \ Delta T _ {\ rm {f}} = T _ {\ rm {f, {\ text {solução}}}} - T _ {\ rm {f, {\ text {solvente puro}}}} = - i \ cdot K_ {f} \ cdot m}$ (Também pode ser escrito como )${\ displaystyle \ Delta T _ {\ rm {f}} = T _ {\ rm {f, {\ text {solvente puro}}}} - T _ {\ rm {f, {\ text {solução}}}} = i \ cdot K_ {f} \ cdot m}$

Aqui, K _f é a constante crioscópica (igual a 1,86 ° C kg / mol para o ponto de congelamento da água), i é o fator de van 't Hoff e m a molalidade.

Na solução líquida, o solvente é diluído pela adição de um soluto, de modo que menos moléculas estão disponíveis para congelar. O restabelecimento do equilíbrio é alcançado em uma temperatura mais baixa na qual a taxa de congelamento torna-se igual à taxa de liquefação. No ponto de congelamento inferior, a pressão de vapor do líquido é igual à pressão de vapor do sólido correspondente, e os potenciais químicos das duas fases também são iguais. A igualdade de potenciais químicos permite a avaliação da constante crioscópica como , onde Δ

${\ displaystyle K_ {f} = RMT_ {f} ^ {2} / \ Delta H _ {\ mathrm {fus}}}$

Pressão osmótica

A pressão osmótica de uma solução é a diferença de pressão entre a solução e o solvente líquido puro quando os dois estão em equilíbrio através de uma membrana semipermeável , que permite a passagem de moléculas de solvente, mas não de partículas de soluto. Se as duas fases estiverem na mesma pressão inicial, há uma transferência líquida de solvente através da membrana para a solução conhecida como osmose . O processo para e o equilíbrio é alcançado quando a diferença de pressão é igual à pressão osmótica.

Duas leis que regem a pressão osmótica de uma solução diluída foram descobertas pelo botânico alemão WFP Pfeffer e pelo químico holandês JH van't Hoff :

1. A pressão osmótica de uma solução diluída em temperatura constante é diretamente proporcional à sua concentração.
2. A pressão osmótica de uma solução é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.

Estes são análogos a lei de Boyle e lei de Charles para gases. Da mesma forma, o combinado lei dos gases ideais , tem como analógico para soluções ideais , onde é a pressão osmótica;

${\ displaystyle PV = nRT}$

${\ displaystyle \ Pi V = nRTi}$

${\ displaystyle \ Pi}$

A pressão osmótica é então proporcional à concentração molar , uma vez que ${\ displaystyle c = n / V}$

${\ displaystyle \ Pi = {\ frac {nRTi} {V}} = cRTi}$

A pressão osmótica é proporcional à concentração de partículas de soluto ci e, portanto, é uma propriedade coligativa.

Tal como acontece com as outras propriedades coligativas, esta equação é uma consequência da igualdade dos potenciais químicos do solvente das duas fases em equilíbrio. Neste caso as fases são o solvente puro na pressão P e a solução na pressão total (P + π).

História

A palavra coligativa (latim: co, ligare) foi introduzida em 1891 por Wilhelm Ostwald . Ostwald classificou as propriedades do soluto em três categorias:

1. propriedades

Referências