Propriedades Collative (com Fórmulas)
A propriedade coligativa é qualquer propriedade de uma substância que dependa ou varie de acordo com o número de partículas nele presentes (na forma de moléculas ou átomos), sem depender da natureza dessas partículas.
Em outras palavras, estas também podem ser explicadas como propriedades de soluções que dependem da relação entre o número de partículas de soluto e o número de partículas de solvente. Este conceito foi introduzido no ano de 1891 pelo químico alemão Wilhelm Ostwald, que classificou as propriedades do soluto em três categorias.
Essas categorias proclamavam que as propriedades coligativas dependiam apenas da concentração e temperatura do soluto e não da natureza de suas partículas.
Além disso, as propriedades aditivas, como massa, dependiam da composição do soluto, e as propriedades constitucionais dependiam mais da estrutura molecular do soluto.
Propriedades Collative
As propriedades coligativas são estudadas principalmente para soluções diluídas (devido ao seu comportamento quase ideal) e são as seguintes:
Diminuição da pressão de vapor
Pode-se dizer que a pressão de vapor de um líquido é a pressão de equilíbrio das moléculas de vapor com as quais esse líquido está em contato.
Além disso, a relação dessas pressões é explicada pela lei de Raoult, que afirma que a pressão parcial de um componente é igual ao produto da fração molar do componente pela pressão de vapor do componente em seu estado puro:
P A = X A. Pº A
Nesta expressão:
P A = Pressão de vapor parcial do componente A na mistura.
X A = fração molar do componente A.
Pº A = pressão de vapor do componente puro A.
No caso da diminuição da pressão de vapor de um solvente, isso ocorre quando um soluto não volátil é adicionado para formar uma solução. Como é conhecido e por definição, uma substância não volátil não tem tendência a evaporar.
Por esta razão, quanto mais deste soluto é adicionado ao solvente volátil, menor a pressão de vapor e menos solvente pode escapar para o estado gasoso.
Assim, quando o solvente é evaporado naturalmente ou forçosamente, uma quantidade de solvente sem evaporação permanecerá eventualmente junto com o soluto não volátil.
Esse fenômeno pode ser melhor explicado pelo conceito de entropia: quando as moléculas transitam da fase líquida para a fase gasosa, a entropia do sistema aumenta.
Isso significa que a entropia dessa fase gasosa sempre será maior que a do estado líquido, porque as moléculas de gás ocupam um volume maior.
Então, se a entropia do estado líquido é aumentada pela diluição, mesmo que ela esteja ligada a um soluto, a diferença entre os dois sistemas diminui. Portanto, a diminuição da entropia também diminui a pressão de vapor.
Aumento de temperatura de ebulição
O ponto de ebulição é aquela temperatura em que há equilíbrio entre as fases líquida e gasosa. Neste ponto, o número de moléculas de gás que passa a um estado líquido (condensação) é igual ao número de moléculas de líquido que evaporam para o gás.
A agregação de um soluto faz com que a concentração de moléculas líquidas seja diluída, fazendo com que a taxa de evaporação diminua. Isso gera uma modificação do ponto de ebulição, para compensar a mudança na concentração do solvente.
Em outras palavras mais simples, a temperatura de ebulição em uma solução é maior do que a do solvente em seu estado puro. Isso é expresso por uma expressão matemática que é mostrada abaixo:
ΔT b = i. K b . m
Na referida expressão:
ΔT b = T b (solução) - T b (solvente) = Variação da temperatura de ebulição.
i = Factor van't Hoff.
K b = constante de ebulição do solvente (0, 512 ºC / molal para água).
m = Molidade (mol / kg).
Redução da temperatura de congelamento
A temperatura de congelamento de um solvente puro diminuirá quando você adicionar uma quantidade de soluto, pois é afetado pelo mesmo fenômeno que diminui a pressão de vapor.
Isso acontece porque, diminuindo a pressão de vapor do solvente pela diluição de um soluto, será necessária uma temperatura mais baixa para congelá-lo.
A natureza do processo de congelamento também pode ser levada em consideração para explicar este fenômeno: para um líquido congelar, ele deve atingir um estado ordenado no qual ele acaba formando cristais.
Se houver impurezas dentro do líquido na forma de solutos, o líquido será menos ordenado. Por esta razão, a solução terá maiores dificuldades para congelar do que um solvente sem impurezas.
Essa redução é expressa como:
ΔT f = -i. K f . m
Na expressão anterior:
ΔTf = Tf (solução) - Tf (solvente) = Variação da temperatura de congelamento.
i = Factor van't Hoff.
K f = Constante de congelação do solvente (1, 86 ºC kg / mol para a água).
m = Molidade (mol / kg).
Pressão osmótica
O processo conhecido como osmose é a tendência de um solvente passar através de uma membrana semipermeável de uma solução para outra (ou de um solvente puro para uma solução).
Esta membrana representa uma barreira através da qual algumas substâncias podem passar e outras não, como no caso das membranas semipermeáveis nas paredes celulares das células animais e vegetais.
A pressão osmótica é então definida como a pressão mínima que deve ser aplicada a uma solução para interromper a passagem de seu solvente puro através de uma membrana semipermeável.
É também conhecida como a medida da tendência de uma solução para receber o solvente puro pelo efeito da osmose. Essa propriedade é coligativa, pois depende da concentração de soluto na solução, que é expressa como uma expressão matemática:
Π V = n. R. T, ou também π = M. R. T
Nestas expressões:
n = Número de moles de partículas na solução.
R = Constante universal de gás (8, 314472 J, K-1, mol-1).
T = temperatura em Kelvin.
M = Molaridade
