A fórmula de propriedades coligativas varia conforme o efeito estudado, mas todas relacionam uma alteração física do solvente à quantidade de partículas de soluto na solução. Os principais cálculos são os de tonoscopia, ebulioscopia, crioscopia e osmose. Para aplicá-los corretamente, é indispensável identificar se o soluto é molecular ou se se dissocia em íons.
O que são propriedades coligativas
Propriedades coligativas são alterações observadas em um solvente quando se dissolve nele uma substância não volátil. Elas não dependem principalmente da natureza química do soluto, como sua cor ou seu cheiro, mas do número de partículas dispersas em certa quantidade de solvente. O termo “coligativa” remete justamente à ideia de conjunto ou quantidade de partículas.
Considere duas soluções aquosas com a mesma concentração: uma de glicose e outra de cloreto de sódio. A glicose permanece como molécula na água, enquanto o cloreto de sódio forma íons Na+ e Cl−. Por produzir mais partículas, a solução de sal tende a apresentar efeito coligativo maior, desde que as condições sejam equivalentes.
Os quatro efeitos mais abordados no ensino médio são:
- tonoscopia: redução da pressão de vapor do solvente;
- ebulioscopia: elevação da temperatura de ebulição;
- crioscopia: diminuição da temperatura de congelamento;
- osmose: passagem de solvente através de uma membrana semipermeável e a pressão associada a esse processo.
Em exercícios introdutórios, as fórmulas costumam considerar soluções diluídas e comportamento ideal. Na prática, sobretudo em soluções concentradas, podem existir desvios em relação aos valores previstos.
Quantidade de partículas e fator i
O fator de van’t Hoff, representado por i, corrige a quantidade de partículas quando o soluto se ioniza ou se dissocia. Para um não eletrólito, como sacarose ou ureia, geralmente i = 1. Para um eletrólito que se dissocia completamente, i corresponde ao número de íons produzidos por unidade de fórmula.
| Soluto em água | Representação simplificada | Valor ideal de i |
|---|---|---|
| Glicose, C6H12O6 | C6H12O6 → C6H12O6 | 1 |
| Cloreto de sódio, NaCl | NaCl → Na+ + Cl− | 2 |
| Cloreto de cálcio, CaCl2 | CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl− | 3 |
| Sulfato de alumínio, Al2(SO4)3 | 2 Al3+ + 3 SO4 2− | 5 |
O valor de i é idealizado porque, em solução real, íons de cargas opostas podem interagir. Quando o enunciado fornece grau de ionização ou dissociação, usa-se a expressão i = 1 + α(q − 1), em que α é o grau de dissociação e q é o número de íons que seriam formados em dissociação total.
Também é importante distinguir molaridade de molalidade. A molaridade, M, é dada em mol de soluto por litro de solução. A molalidade, m, é dada em mol de soluto por quilograma de solvente. Ebulioscopia e crioscopia empregam habitualmente a molalidade; osmose usa a molaridade. Essa diferença evita erros frequentes.
Tonoscopia: diminuição da pressão de vapor
A pressão de vapor corresponde à pressão exercida pelo vapor quando ele está em equilíbrio com seu líquido, em recipiente fechado e a determinada temperatura. Ao adicionar um soluto não volátil, parte da superfície antes ocupada por moléculas de solvente passa a ser ocupada por partículas do soluto. Assim, menos moléculas do solvente escapam para a fase gasosa.
Para soluções ideais, aplica-se a lei de Raoult: P = Xsolvente · P0. Nessa expressão, P é a pressão de vapor da solução, Xsolvente é a fração molar do solvente e P0 é a pressão de vapor do solvente puro. Como Xsolvente é menor que 1, a pressão da solução será inferior à do solvente puro.
A diminuição relativa da pressão de vapor pode ser escrita como ΔP/P0 = Xsoluto. Quando há dissociação, uma forma útil é ΔP/P0 = i · Xsoluto, em situações simplificadas. Aqui, ΔP é igual a P0 − P. Para soluções muito diluídas, a fração molar do soluto pode ser aproximada pela razão entre a quantidade de matéria do soluto e a do solvente, desde que a aproximação seja indicada ou compatível com o exercício.
Atenção: tonoscopia reduz a pressão de vapor. Essa redução ajuda a explicar por que a solução precisa atingir temperatura maior para ferver.
Ebulioscopia e elevação do ponto de ebulição
Um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor se iguala à pressão externa. Como o soluto não volátil diminui a pressão de vapor, é necessário fornecer mais energia térmica para que essa igualdade seja alcançada. Por isso, o ponto de ebulição da solução é maior que o do solvente puro.
A fórmula mais usada é ΔTe = Ke · m · i. O símbolo ΔTe representa a elevação ebuliométrica, isto é, a diferença entre a temperatura de ebulição da solução e a do solvente puro. Ke é a constante ebuliométrica do solvente, m é a molalidade e i é o fator de van’t Hoff.
Depois de calcular a variação, determina-se a temperatura final: Te(solução) = Te(puro) + ΔTe. Para a água sob pressão de 1 atm, a ebulição ocorre a 100 °C. Se uma solução aquosa apresentar ΔTe de 0,40 °C, sua temperatura de ebulição será 100,40 °C, nas mesmas condições de pressão.
Adicionar sal à água do cozimento, portanto, pode elevar o ponto de ebulição, mas em quantidades domésticas o aumento é pequeno. A explicação correta não é que o sal “aquece a água” por si só, e sim que ele altera a condição necessária para a ebulição.
Crioscopia e abaixamento do ponto de congelamento
A crioscopia descreve a redução do ponto de congelamento causada pela presença de soluto. Para organizar-se em uma estrutura sólida, como o gelo, as moléculas do solvente precisam estabelecer arranjos ordenados. As partículas do soluto dificultam essa organização, fazendo com que seja necessária uma temperatura menor para ocorrer a solidificação.
A relação matemática é ΔTc = Kc · m · i. Nela, ΔTc é o abaixamento crioscópico, Kc é a constante crioscópica do solvente, m representa a molalidade e i considera o número efetivo de partículas. Embora o cálculo de ΔTc resulte positivo, a temperatura final é obtida por subtração: Tc(solução) = Tc(puro) − ΔTc.
Se uma solução aquosa tiver abaixamento de 2 °C, por exemplo, seu congelamento ocorrerá a −2 °C sob a mesma pressão em que a água pura congela a 0 °C. O sal espalhado em vias muito frias atua com base nesse princípio: ao dissolver-se na água formada sobre o gelo, diminui sua temperatura de congelamento. Há, porém, limites de eficiência, pois cada sistema possui condições de concentração e temperatura próprias.
Osmose e pressão osmótica
Osmose é o fluxo espontâneo de solvente por uma membrana semipermeável, que permite a passagem do solvente, mas impede ou limita a passagem do soluto. Em uma comparação simples entre duas soluções, o solvente tende a se deslocar da região menos concentrada em partículas de soluto para a região mais concentrada, até que se estabeleça equilíbrio.
A pressão osmótica é a pressão externa mínima necessária para impedir esse fluxo. Em soluções diluídas, é calculada por π = i · M · R · T. O símbolo π representa a pressão osmótica; M é a molaridade; R é a constante universal dos gases; T é a temperatura absoluta, em kelvin; e i é o fator de van’t Hoff.
Se a pressão for expressa em atm e a concentração em mol/L, pode-se usar R = 0,082 L·atm·mol−1·K−1. A conversão de Celsius para kelvin é obrigatória: T(K) = T(°C) + 273. Uma solução com concentração maior possui, em geral, maior pressão osmótica, desde que a temperatura e o tipo de partículas sejam considerados.
O tema tem aplicações biológicas. Células em meio hipertônico, mais concentrado que seu interior, podem perder água. Em meio hipotônico, podem receber água. Por isso, soluções usadas em procedimentos de saúde precisam ter concentração cuidadosamente controlada; o estudo escolar do fenômeno não substitui orientações profissionais.
Como resolver e revisar
Antes de substituir números em uma fórmula, determine qual propriedade está sendo descrita. Palavras como “ferve”, “congela”, “pressão de vapor” e “membrana” costumam indicar, respectivamente, ebulioscopia, crioscopia, tonoscopia e osmose. Em seguida, confira as unidades e as constantes fornecidas pelo enunciado.
- Identifique o solvente, o soluto e o fenômeno coligativo solicitado.
- Calcule a quantidade de matéria do soluto, caso a massa tenha sido fornecida: n = massa/massa molar.
- Encontre a concentração pedida: molalidade para ebulioscopia e crioscopia; molaridade para osmose.
- Defina i a partir da dissociação do soluto ou do dado apresentado no problema.
- Aplique a fórmula e interprete o sinal: ebulição aumenta; congelamento diminui; pressão de vapor diminui.
Em síntese, propriedades coligativas medem o efeito da quantidade de partículas sobre o solvente. As fórmulas centrais são ΔTe = Ke·m·i, ΔTc = Kc·m·i e π = i·M·R·T; na tonoscopia, usa-se a relação entre pressão de vapor e fração molar. Revisar o significado de cada grandeza e o fator i é mais importante do que apenas memorizar as expressões.
