Propriedades coligativas

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 de 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 de 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 desprezível. A depressão do ponto de congelamento é coligativa para a maioria dos solutos, visto que poucos solutos se dissolvem apreciavelmente em solventes sólidos.

Elevação do ponto de ebulição (ebullioscopia) Editar

O ponto de ebulição de um líquido a uma dada pressão externa é a temperatura (T b {\ displaystyle T _ {\ rm {b}}}) na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão externa. O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a uma pressão igual a 1 atm.

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 . Verifica-se que

Δ T b = T b (solução) – T b (purosolvente) = i ⋅ K b ⋅ m {\ displaystyle \ Delta T _ {\ rm {b}} = T _ {\ rm {b }} (solução) -T _ {\ rm {b}} (puro \ solvente) = i \ cdot K_ {b} \ cdot m}

Aqui i é o fator van “t Hoff como acima, Kb é o ebullioscópico constante 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 de líquido e reduz a taxa de evaporação. Para compensar isso e voltar a atingir o equilíbrio, o ponto de ebulição ocorre a uma temperatura mais elevada.

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

μ A (T b) = μ A ⋆ (T b) + RT ln ⁡ x A = μ A ⋆ (g , 1 atm) {\ displaystyle \ mu _ {A} (T_ {b}) = \ mu _ {A} ^ {\ star} (T_ {b}) + RT \ ln x_ {A} \ = \ mu _ {A} ^ {\ star} (g, 1atm)},

Depressão do ponto de congelamento (crioscopia) Editar

O ponto de congelamento (T f {\ displaystyle T _ {\ rm {f}}}) de um solvente puro é diminuída pela adição de um soluto que é insolúvel no solvente sólido, e a medição dessa diferença é chamada de crioscopia. Verifica-se que

Δ T f = T f (solução) – T f (purosolvente) = – i ⋅ K f ⋅ m {\ displaystyle \ Delta T _ {\ rm {f}} = T _ {\ rm { f}} (solução) -T _ {\ rm {f}} (puro \ solvente) = – i \ cdot K_ {f} \ cdot m} (Também pode ser escrito como Δ T f = T f (puro solvente) – T f (solução) = i ⋅ K f ⋅ m {\ displaystyle \ Delta T _ {\ rm {f}} = T _ {\ rm {f}} (puro \ solvente) -T _ {\ rm {f}} (solução) = i \ cdot K_ {f} \ cdot m})

Aqui Kf é a constante crioscópica (igual a 1,86 ° C kg / mol para o ponto de congelamento da água), i é o fator 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 a 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 são e iguais também. A igualdade de potenciais químicos permite a avaliação da constante crioscópica como K f = RMT f 2 / Δ H fus {\ displaystyle K_ {f} = RMT_ {f} ^ {2} / \ Delta H _ {\ mathrm {fus}} }, onde ΔHfus é a entalpia molar de fusão do solvente.