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CENTRO TECNOLÓGICO OSWALDO CRUZ

TECNOLOGIA DE POLÍMEROS

APOSTILA DE FÍSICO QUÍMICA II – TEÓRICA

Professoras: Telma Nagano de Moura e

Flavia Gerjoi Bezerra

Índice

CAPÍTULO I

Capítulo I...........................................................................................................................2

Sistemas Dispersos ............................................................................................................4

Classificação de soluções...................................................................................................5

De acordo com a natureza do soluto ................................................................................................ 5

De acordo com a proporção entre soluto e solvente: ....................................................................... 6

De acordo com o estado físico:......................................................................................................... 7

Fatores que influenciam a solubilidade .............................................................................7

Solubilidade e temperatura .............................................................................................................. 8

Solubilidade e pressão...................................................................................................................... 9

Pressão máxima de vapor ...............................................................................................10

Pressão de vapor e mudança de estado: ........................................................................................ 11

Lei de Raoult .................................................................................................................................. 12

Definição: ........................................................................................................................13

Medidas de concentração .............................................................................................................. 14

Fator de VAN’T HOFF:..................................................................................................................... 16

Tonoscopia......................................................................................................................17

Ebulioscopia ....................................................................................................................21

Apresentação

Esta apostila foi elaborada com o objetivo de melhorar a compreensão sobre Físico-Química e sanar as principais dificuldades e/ou dúvidas encontradas pelos estudantes, de graduação, na área de polímeros, na utilização de várias equações associadas ao assunto.

CAPÍTULO 1 – SOLUÇÕES

Definição: Em Química, solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas dispersas é menor que 1 nanômetro (10 Angstrons) e dispersão é qualquer disseminação de uma substância ao longo de todo o volume de outra substância.

SISTEMAS DISPERSOS

Uma dispersão é formada pela combinação de um dispersante com um disperso (disseminado). De acordo com o tamanho das partículas dispersas, as dispersões se classificam em:

* Solução: quando as partículas dispersas têm até 1 nm de diâmetro. Não é possivel ver as partículas dissolvidas nem com microscopia eletrônica, e a separação das substâncias (disperso e dispersante) é feita através da destilação. Ex.: água + sal.

* Colóide (ou dispersão coloidal): quando as partículas dispersas têm entre 1 nm e 100 nm de diâmetro. São misturas que, a olho nú, aparentam ser homogêneas, mas na realidade não são. Realizando uma centrifugação, é possivel separar o disperso do dispersante. O primeiro vai para o fundo do recipiente. Ex.: sangue humano, fumaça, gelatina.

Uma imagem de microscópio eletrônico de varredura da circulação normal do sangue humano. Pode-se notar a presença distinta de glóbulos brancos, glóbulos vermelhos e das plaquetas.

* Suspensão: quando as partículas dispersas têm mais de 100 nm de diâmetro. É possivel ver as partículas a olho nu. Geralmente usa-se a decantação ou filtração para separar as substâncias. Ex.: água + areia, água + terra, ar + poeira.

A classificação das dispersões, quanto ao tamanho das partículas dispersas, não é efetuada de forma arbitrária, mas está intimamente relacionada ao comportamento físico-químico das mesmas. As propriedades ópticas, a cinética das partículas, os fenômenos de superfície, tais como adsorção e/ou formação de camadas elétricas na interface dispersante-disperso, a permeabilidade através de membranas e a velocidade de sedimentação, quando sujeitas a ação de efeitos centrífugos, são exemplos de condições relacionadas ao tamanho das partículas dispersas; e a diversidade de comportamento está nitidamente relacionada aos limites apresentados acima para o diâmetro das mesmas.

CLASSIFICAÇÃO DE SOLUÇÕES

DE ACORDO COM A NATUREZA DO SOLUTO

Soluções moleculares: as partículas dispersas são moleculares. Essas soluções não conduzem eletricidade.

Partículas de açúcar dispersas em água, as moléculas de água circundam as partículas de açúcar. Estas partículas não pode ser “vistas” nem por microscópios atômicos.

Soluções iônicas: as partículas dispersas são íons. Essas soluções conduzem eletricidade.

As partículas de sódio (Na+) e cloro (Cl-) são circundadas pelas moléculas de água. Estas partículas não pode ser “vistas” nem por microscópios atômicos.

DE ACORDO COM A PROPORÇÃO ENTRE SOLUTO E SOLVENTE:

Soluções diluídas: ocorre quando é dissolvido pouco soluto no solvente.

Soluções concentradas: ocorre quando é dissolvido muito soluto no solvente.

A = solução menos concentrada

B = solução concentrada

C = solução mais concentrada

DE ACORDO COM O ESTADO FÍSICO:

Soluções sólidas: ouro 18K, bronze, latão, etc.

Soluções líquidas: soro fisiológico, água mineral, etc.

Soluções gasosas: ar atmosférico filtrado, qualquer mistura gasosa, etc.

Liga de Al-Mg-Fe-Si vista em microscópio eletrônico sob luz polarizada.

FATORES QUE INFLUENCIAM A SOLUBILIDADE

A solubilidade de uma substancia em outra depende da natureza do solvente e do soluto, bem como da temperatura e para os gases, da pressão.

A facilidade com que uma dissolução ocorre depende de três forças interativas: (1) as forças entre as partículas do soluto anterior a dissolução (força soluto-soluto), (2) as forças entre as moléculas do solvente antes da dissolução (força solvente-solvente) e (3) as forças que são formadas entre as partículas de soluto e solvente durante o processo de dissolução (forças solvente-soluto).

Para se analisar as interações citadas anteriormente, devemos levar em conta a polaridade dos solventes e solutos, bem como as interações intermoleculares do tipo ligações de hidrogênio e ligações de Van der Waals.

Tipo de ligação de Van der Waals

Ligação de hidrogênio

Tipo de ligação de Van der Waals

SOLUBILIDADE E TEMPERATURA

Se o processo de dissolução é endotérmico, um equilíbrio de solubilidade pode ser escrito como:

Calor + soluto + solvente = solução (ΔH > 0)

Ou se for exotérmico:

Soluto + solvente = solução + calor (ΔH < 0)

De acordo com o principio de Le Chatelier, podemos alterar este equilíbrio pela mudança de temperatura. Na maioria dos sólidos solúveis em água, o coeficiente de solubilidade aumenta com o aumento da temperatura.

A seguir é demonstrada a variação da solubilidade, em água, de algumas espécies com o aumento da temperatura.

SOLUBILIDADE E PRESSÃO

A solubilidade de sólidos e líquidos em solventes líquidos é praticamente independente da pressão. Porem para gases podemos notar que o aumento da pressão favorece a formação da solução. Segundo a Lei de Henry, a solubilidade de um gás dissolvido em um líquido é proporcional à pressão parcial do gás acima do líquido.

Sendo seu enunciado:

X = KP

Onde ,

X = fração molar de equilíbrio do gás em solução, P = pressão parcial na fase gasosa e K é a constante de proporcionalidade.

PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR

A pressão de vapor é a pressão que os vapores de uma substância exercem a uma determinada temperatura em um equilíbrio entre as fases líquido-vapor.

Se colocarmos um copo com clorofórmio no interior de uma campânula de vidro, observaremos que o nível do líquido abaixará gradativamente, estabilizando-se após certo tempo:

No início, a velocidade de evaporação é maior que a de condensação. Por isso, a quantidade de clorofórmio líquido diminui, o que vale dizer, o nível do líquido abaixa.

Mas depois de algum tempo, o interior da campânula fica saturado de vapor e, com isso, a velocidade de evaporação torna-se igual à de condensação, isto é, o número de moléculas que escapam do líquido iguala-se ao número de moléculas que volta para a massa líquida.

Por esse motivo, o nível do líquido se estabiliza.

Nestas condições, ocorre um equilíbrio dinâmico: O equilíbrio estabelecido entre a fase de vapor e a fase líquida é a condição em que o número de moléculas que escapam para a fase de vapor é igual ao número de moléculas que se condensam no intervalo de tempo considerado.

Líquido 21 VV Vapor

Pois bem, o vapor do clorofórmio, agora saturado, passa a exercer uma pressão que se denomina pressão máxima de vapor do clorofórmio.

Pressão máxima de vapor é a pressão exercida pelo vapor saturado, isto é, quando o interior da campânula está saturado de vapor de um determinado líquido.

Assim termodinamicamente falando teremos: A(l) = A(g)

Logo: “Quanto mais volátil for a substância, maior será a sua pressão de vapor.”

A pressão de vapor de um líquido é constante em uma dada temperatura e não depende das quantidades de líquidos e de vapores presentes:

Se t = constante Pvapor = constante

Entretanto, a pressão de vapor cresce quando a temperatura se eleva:

Maior temperatura Maior pressão de vapor

PRESSÃO DE VAPOR E MUDANÇA DE ESTADO:

Um líquido entra em ebulição à temperatura em que a sua pressão de vapor iguala-se à pressão exterior. Assim, a 100°C a água tem pressão de vapor igual a 1 atm. Portanto, sob 1 atm a água entra em ebulição a 100°C.

As mudanças das substâncias segundo sua pressão e temperatura podem ser melhor visualizadas em diagramas, conhecidos como diagramas de fases. Os diagramas de fases (também chamados de diagrama de equilíbrio) relacionam temperatura, composição química e quantidade das fases em equilíbrio. Um diagrama de fases é um “mapa” que mostra quais fases são as mais estáveis nas diferentes composições, temperaturas e pressões. Os mais simples, representam apenas substâncias puras. A seguir demonstra-se o diagrama de fases da água.

LEI DE RAOULT

Como já dito a pressão de vapor é uma medida direta da tendência das moléculas escapar de uma fase líquida para a fase de gás e depende em parte de quanto de aumento na desordem pode ser conseguido fazendo assim. A evaporação de moléculas do solvente do líquido conduz sempre a um grande aumento na desordem por causa do maior volume ocupado pelas moléculas no estado gasoso. Mas se o solvente líquido "estiver inicialmente diluído" com o soluto, o aumento na desordem na incorporação à fase gasosa será menor.

Haverá menor tendência para que as moléculas do solvente incorporem-se à fase gasosa, e assim podemos dizer que houve a diminuição pressão do vapor da solução com o aumento da concentração do soluto. Se nós adicionarmos uma quantidade de soluto não volátil na proporção de 50% de moléculas do solvente e 50% de moléculas de soluto, a tendência de escape do solvente, e assim como sua pressão do vapor estará reduzida a 50%. Esta relação linear entre a concentração da fração molar do solvente e de sua pressão do vapor é expressa pela lei de Raoult (1886): P = P0 * X em que P0 é a pressão do vapor do solvente puro e X é sua fração molar na solução. (da definição de fração molar, você deve compreender que (Xsolvent = 1 − Xsoluto.).

Em outras palavras: “Numa solução ideal, o abaixamento da pressão máxima de vapor (Δp) em relação à pressão máxima de vapor do solvente puro (p2) é igual à fração em quantidade de matéria do soluto (X1).

∆ = =

onde o índice 2 refere-se ao solvente e o índice 1 ao soluto.

CAPITULO II – PROPRIEDADES COLIGATIVAS

DEFINIÇÃO:

Chamam-se propriedades coligativas das soluções as propriedades que dependem exclusivamente do número de partículas dispersas na solução; tais propriedades não dependem da natureza dessas partículas.

Nas soluções, observamos quatro propriedades coligativas:

- Abaixamento da pressão máxima de vapor, estudado na TONOMETRIA ou TONOSCOPIA.

- Elevação da temperatura de ebulição, estudada na EBULIOMETRIA ou EBULIOSCOPIA.

- Abaixamento da temperatura de congelamento estudado na CRIOMETRIA ou CRIOSCOPIA.

- Pressão osmótica, estudada na OSMOMETRIA.

As mudanças no comportamento do solvente são genericamente denominadas propriedades coligativas. Elas não dependem da natureza do soluto e sim do número de partículas do soluto. Ou seja, as propriedades coligativas dependem apenas do número de partículas do soluto.

Isto significa que soluções de soluto-não volátil (NaCl, sacarose, etc.) que possuam o mesmo número de partículas, devem apresentar:

- mesma pressão de vapor, mesmo ponto de ebulição, mesmo ponto de congelamento.

Todas as propriedades coligativas resultam do abaixamento do potencial químico do solvente na presença de um soluto.

Antes de iniciar o estudo de cada uma dessas propriedades, é necessário aprender a calcular o número de partículas de soluto que estão dissolvidas em solução

MEDIDAS DE CONCENTRAÇÃO

Concentração é a razão entre a quantidade de matéria de soluto, dispersa em uma quantidade de matéria de solvente. Esta pode ser expressa por várias maneiras.

Se for expressa por relação de massa em massa teremos: Título e Porcentagem em peso; Se for em número de mols teremos a Fração molar; Se for em mais de uma unidade teremos:

- Molalidade = a relação entre o número de moles do soluto (n1) e a massa do solvente (m2), em quilogramas (kg);

- Concentração comum = a relação entre a massa do soluto, em gramas e o volume da solução, em litros.

- Molaridade = a relação entre o número de moles do soluto e o volume da solução, em litros.

- Normalidade = a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução, em litros.

No caso de propriedades coligativas os cálculos de concentração estão focados na concentração de partículas existente em solução.

Para soluções moleculares, temos que a concentração da solução é igual a concentração de partículas em solução.

Exercício resolvido1: Calcular o número total de partículas de sacarose (C12H22O11) em 1L de solução concentração igual a 2 mol/L.

Resolução:

Em cada litro de solução há 2 mols de sacarose dissolvidos. Logo:

1mol (C12H22O11) ----- 6,02 . 10²³ moléculas (partículas)

2mols ------------------- X

X = 12,04 . 10²³ moléculas (partículas) de sacarose dissolvidas em 1 L de solução.

Exercício resolvido 2: Determinar o número de partículas de glicose (C6H12O6) existente em 54g desse soluto.

Resolução:

1mol (C6H12O6) ----- 180 g ------ 6,02 . 10²³ moléculas (partículas)

54 g ------ X

X = 1,806 . 1023 moléculas (partículas) de glicose contidas nesta massa de soluto.

Exercícios propostos:

1) Calcular o número de partículas de sacarose (C12H22O11) em 250mL de solução de concentração igual a 5 mol/L. R: 7,525x1023 partículas

2) São dissolvidos 86,84g de sacarose (C12H22O11) em água. Qual o número de partículas dispersas na solução formada? R: 1,528x1023

Para a realização dos cálculos com solutos iônicos ou que sofrem ionização, é necessário levar em consideração, em várias situações, o grau de ionização ou dissociação (α) da substância que se encontra dissolvida.

Exercício resolvido 3: Calcular o numero de partículas dissolvidas em 1 L de uma solução de Al2(SO4)3, cujo grau de dissociação é igual a 60%.

Resolução:

1 Al2(SO4)3 → 2 Al+3 + 3 SO4-2

1mol 5 mols de íons

Em cada litro de solução há 1 mol de sulfato de alumínio dissolvido. Considerando que 1 mol de sulfato de alumínio apresenta 6,02x1023 partículas (íons) e que temos apenas 60% de um mol dissociado, ou seja, 0,6 mol foi dissociado e 0,4 mol não-dissociado.

O primeiro passo será calcular o número de partículas dissociadas:

1 mol de Al2(SO4)3 -------------------5 x 6,02x1023

0,6 mol ---------------------------------- X

X=1,806x1024 partículas dissociadas

O segundo passo será calcular o número de partículas não-dissociadas:

1 mol de Al2(SO4)3 -------------------1 x 6,02x1023

0,4 mol ---------------------------------- Y

Y=2,408x1023 partículas não-dissociadas

O terceiro passo será calcular o número total de partículas, que será a soma de X e Y:

NT = X + Y → NT = 1,806x1024 + 2,408x1023 → NT = 2,0468x1024 partículas.


3) Calcular o número total de partículas existentes em um litro de uma solução1M de ácido nítrico (HNO3), considerando que o grau de ionização é 92%. R: 1,158x1024

4) Calcular o número total de partículas existentes em 315 g de ácido nítrico (HNO3) com = 92% R: 5,76x1024

5) Calcular o número total de partículas existentes em 588 g de ácido ortofosfórico (H3PO4) com = 40% R: 7,9464x1024

FATOR DE VAN’T HOFF:

Para facilitar o cálculo do número de partículas, será usado um fator i, conhecido como fator de Van’t Hoff. Logo, em uma solução iônica tem-se que o número total de partículas será: “o número de partículas livres em solução é igual ao número de partículas dissolvidas multiplicado pelo fator de Van’t Hoff”.

Segundo o cientista holandês, i=1+α(q-1) em que q é igual ao número total de íons que se encontram livres em solução; o α é o grau de dissociação ou ionização. Não podemos esquecer que os ácidos, mesmo sendo substâncias moleculares, sempre formarão soluções iônicas, devido ao efeito da ionização.

Exercício resolvido 4: Clacule o fator de Van’t Hoff para uma solução de sulfato de alumínio Al2(SO4)3 com α = 75%.

Resolução:

i=1+α(q-1) para a solução em questão, q = 5 e α = 0,75, portanto

i = 1 + 0,75(5 –1) → i = 4.


6) Calcule o fator de Van’t Hoff para as seguintes soluções:

a) nitrato de prata – AgNO3 – α=60% R:1,6

b) ácido sulfúrico – H2SO4 – α =60% R:2,2

c) ácido ortofosfórico– H3PO4 – α =27% R:1,81

d) hidróxido de cálcio – Ca(OH)2 – α =90% R:2,8

e) cloreto de sódio – NaCl – α =98% R:1,98

Exercício resolvido 5: Dissolvem-se 18,9g de ácido nítrico (HNO3) em água. Descobrir o número de partículas dispersas nessa solução, sabendo que o grau de ionização do referido ácido é de 92%

Resolução:

Onde: np = número de partículas; m = massa; M = massa molar


7) Considere uma solução que contém 32,8g de ácido sulfuroso (H2SO3) em água. Sabendo que o grau de ionização do referido ácido é de 30%, calcule o número de partículas dispersas nessa solução. R=3,8528x1023

8) Sabendo que o grau de ionização do hidróxido de sódio – NaOH – é de 91%, determine o número de partículas dispersas numa solução que contém 8g de NaOH dissolvidos em água. R=2,2996x1023

TONOSCOPIA

Abaixamento da pressão de vapor devido a presença de um soluto não volátil.

Tomando-se o equilíbrio heterogêneo entre o solvente, o soluto em solução e os vapores do solvente a 1 atm, onde o solvente é A e o soluto é B (não volátil) tem-se que, a presença de alguma fração de B = xB causa uma diminuição da pressão de vapor de A, conforme já descrito para a lei de Raoult: pa = xapa

*

Onde: pa* = pressão de vapor de um solvente puro, a uma dada temperatura. A adição de um soluto não-volátil provocará uma diminuição da pressão de vapor do solvente.Portanto, pa = pressão de vapor resultante.

Teremos: aa

xpP

* , onde *

apP

é chamado de efeito tonoscópico, ou abaixamento relativo da pressão

de vapor do líquido e o P é chamado de abaixamento absoluto da pressão de vapor do líquido.

Esta figura ilustra o efeito tonoscópico:

OBS: como o soluto é não-volátil, a pressão de vapor medida se deve unicamente ao solvente.

Agora, utilizando-se os índices 1 e 2 para soluto e solvente respectivamente teremos que:

Numa solução ideal, o abaixamento da pressão máxima de vapor (Δp) em relação à pressão máxima de vapor do solvente puro (p2) é igual à fração em quantidade de matéria do soluto (X1).

Ou

12

XpP

Da Lei de Raoult podemos deduzir outras relações, como:

= − = . = . (1− ) (1 − ) =

= .

Da Molalidade (ω) podemos deduzir mais relações:

Lembrando que Molalidade indica a quantidade de matéria de soluto (n1) que se encontra dissolvida em 1 quilograma de solvente (m2).

= ( )

= = Numa solução bastante

diluída, n2 é muito maior que n1 portanto pode-se considerar: n1 + n2 ≈n2 então teremos:

= = . Aplicando-se um artifício matemático (multiplicar o

denominador e o numerador por 1000) temos:

= . . .

onde kt = e ω = . .

Sendo kt o quociente da massa molar do solvente e denominado por constante tonométrica molal do solvente.

Utilizando-se o fator de Van’t Hoff teremos:

ou

−= .

−= . .

Exercício resolvido 6: Em uma solução foram dissolvidos 150g de sacarose (M1=342 g/mol) em 750g de água. Sabe-se que a pressão de vapor da água pura no local onde se encontra a solução é igual a 190 mmHg. Calcular o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor, o abaixamento absoluto da pressão de vapor e a pressão máxima de vapor da solução.

Resolução:

Dos dados do problema temos que psolvente = 190 mmHg = p2 e que massa do soluto = 150 g = m1 e massa do solvente = 750g = m2. Bem como a Massa molar do soluto (sacarose) = 342g/mol = M1.

Primeiramente devemos calcular o fator de Van’t Hoff:

i=1+α(q-1) e como já vimos, para uma solução molecular temos α = 0 i = 1 = solução molecular.

O segundo passo será substituirmos os valores dados do problema na equação = . .

Sabendo que o abaixamento relativo da pressão de vapor é ∆

e que

ou

= . . .

i temos ∆ = . .

. .1 ∆ = 0,010526316 (adimencional)

O terceiro passo será calcular abaixamento absoluto da pressão de vapor e a pressão máxima de vapor da solução, para isso devemos saber que:

a pressão máxima de vapor da solução = p e que o abaixamento absoluto da pressão de vapor = Δp

então: ∆ = 0,0105 e p2 = 190 mmHg temos: Δp = 0,0105 x 190 → Δp = 1,995 mmHg.

Como Δp = p2 – p → 1,995 – 190 = p → p = 188,005 mmHg.


9) No preparo de uma solução são dissolvidos 15g de uréia (CON2H4) em 450g de água, numa determinada temperatura. Calcule a pressão de vapor da água na solução, nessa temperatura, considerando que a pressão de vapor da água pura seja igual a 23,54 mmHg. R=23,3 mmHg

10) Em três recipientes A, B e C, há volumes iguais de soluções de glicose (M1=180 g/mol), uréia (M1=60 g/mol) e sacarose (M1=342 g/mol), respectivamente. As massas de cada soluto, que foram dissolvidas, correspondem a 36g de glicose, 12g de uréia e 68,4g de sacarose. Baseado

nessas informações, em qual das soluções a pressão de vapor é maior? Justifique a resposta.R: as três soluções possuem a mesma pressão de vapor.

11) Calcule a pressão de vapor a 80O C de uma solução contendo 11,7g de cloreto de sódio em 360g de água. Admita um grau de dissociação igual a 100% para o NaCl e considere a pressão máxima de vapor da água a 80OC igual a 355,1 mmHg. R: 348,07mmHg

12) Calcule a pressão de vapor a 30O C de uma solução de cloreto de sódio, contendo 10g de NaCl e 250,0g de água. Admita o cloreto de sódio completamente dissociado (pressão máxima de vapor de água a 30O C = 31,8 mmHg). R=31,02 mmHg

13) A pressão de vapor do éter dietílico - C4H10O, a 20O C, é igual a 440mmHg, Dissolvem-se 23,35g de anilina - C6H7N, em 129,5 de éter dietílico. Calcule a pressão de vapor desta solução, a 20OC. R: 376,9mmHg

14) Uma certa quantidade de sacarose (C12H22O11) é dissolvida em 720g de água. Calcule a massa de sacarose nessa solução sabendo que, na temperatura considerada, o abaixamento relativo da pressão de vapor da água na solução é 0,002. R=27,36g

15) Determine o abaixamento relativo da pressão de vapor da água numa solução que contém 20g de glicose (C6H12O6) dissolvidos em 800g de água, em determinada temperatura. R=0,0025

16) Uma solução contendo 3,20g de K3Fe(CN)6 em 90g de água apresenta um efeito tonoscópico de 0,005. Determine o grau de dissociação do sal nessa solução. Dado: K3Fe(CN)6 → 3K+ + Fe(CN)6

-3 R: 52,3%

EBULIOSCOPIA

Equilíbrio heterogêneo: entre o solvente em solução e vapor do solvente a 1 atm, onde o solvente é A e o soluto é B (não volátil). O equilíbrio ocorre em alguma temperatura quando:

.

A presença de um soluto não volátil causa um aumento da temperatura de ebulição de T para T + T. Em outras palavras, quanto menor a pressão de vapor do líquido devido a presença de um soluto não

volátil, maior é o ponto de ebulição. E que a adição de um soluto não-volátil a um solvente puro diminui a pressão de vapor do solvente (efeito tonoscópico). Logo, a adição de um soluto não-volátil a um solvente puro aumenta o ponto de ebulição do sistema:

O diagrama mostra que, à pressão atmosférica (por exemplo, 1 atm), o ponto de ebulição (t) da solução é maior que o ponto de ebulição (t1) do solvente puro.

ΔtE é denominado aumento do ponto de ebulição do solvente ou efeito ebulioscópico. Utilizando-se os índices 1 e 2 para o soluto e para o solvente respectivamente teremos que a diferença entyre o ponto de ebulição do solvente numa solução, t, e o ponto de ebulição do solvente puro, t2, corresponde à elevação ebuloscópica, ΔtE ou apenas Δe, e é diretamente proporcional à concentração molal dessa solução.

ΔtE = t – t2 ou ΔtE = ke . ω ou t – t2 = ke . ω

= . .

os valores atribuídos a ke são calculados e tabelados.

Onde R = 0,082 atm . L/ K. mol e Lv = calor latente de vaporização em cal. g -1

Exemplos de alguns valores de ke

Solvente Ponto de ebulição/◦C Ke/◦C . molal -1

Água 100,0 0,52 Álcool etílico 78,4 1,22

Benzeno 80,1 2,53 Acido acético 118,1 2,93 Ciclo-hexano 80,74 2,79

Utilizando o fator de Van’t Hoff temos:

ou

Conclusão: O aumento da temperatura de ebulição provocado pela presença de um soluto não-volátil depende única e exclusivamente do número de partículas do soluto dissolvidas numa certa quantidade de solvente. Assim, quanto mais concentrada for a solução (maior número de partículas do soluto), maior será sua temperatura de ebulição.

− = . .1000 .

ΔtE = ke . ω . i t – t2 = ke . ω . i

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