Conceito de propriedades coligativas das soluções
As propriedades coligativas são as propriedades de soluções diluídas que dependem apenas do número de partículas de um soluto não volátil e não de sua natureza química. O papel decisivo é desempenhado pelo número de partículas na solução, e não por suas características individuais. As propriedades coligativas incluem o abaixamento da pressão de vapor saturado do solvente sobre a solução, a elevação do ponto de ebulição, o abaixamento do ponto de congelação e a pressão osmótica.
A base teórica de todas as regularidades quantitativas é o princípio de Le Chatelier: ao adicionar um soluto, o equilíbrio entre as fases líquida e gasosa do solvente é deslocado, o que leva à alteração das constantes físicas da solução.
Primeira lei de Raoult
A pressão de vapor saturado do solvente sobre a solução de um soluto não volátil é sempre menor do que sobre o solvente puro à mesma temperatura. A explicação baseia-se no equilíbrio dinâmico evaporação ⇌ condensação. Quando um soluto não volátil é adicionado ao solvente, parte das moléculas do solvente é ligada pelo processo de solvatação e sai do equilíbrio. De acordo com o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio desloca-se para o lado da fase líquida — a condensação prevalece, portanto a pressão de vapor diminui.
Quantitativamente, o abaixamento da pressão de vapor é proporcional à fração molar do soluto. É justamente a fração molar que é utilizada na primeira formulação da lei de Raoult.
Segunda lei de Raoult: ebulição e congelação
A segunda lei descreve a alteração das temperaturas de mudança de fase:
- Elevação da temperatura de ebulição da solução em comparação com o solvente puro: ΔTeb = i · E · m.
- Abaixamento da temperatura de congelação da solução: ΔTcong = i · K · m.
Aqui, m é a concentração molal (mol de soluto por 1 kg de solvente). A molalidade é utilizada porque não depende da temperatura, ao contrário da molaridade, que varia devido à expansão térmica da solução.
E é a constante ebulioscópica, e K é a constante crioscópica. Estas são características tabulares do solvente: para a água, o cicloexano, o naftaleno e o benzeno, elas são conhecidas e dependem apenas da natureza do solvente.
Fator isotônico de van 't Hoff
O fator isotônico i leva em conta a dissociação do soluto e indica, de fato, em quantas partículas a unidade fórmula se divide na solução.
- Para não eletrólitos (glicose, sacarose, ureia, aminoácidos), i = 1.
- Para eletrólitos fortes, i é igual ao número de íons em que a unidade fórmula se dissocia: NaCl → 2 (Na⁺ + Cl⁻), K₂SO₄ → 3 (2K⁺ + SO₄²⁻), AlCl₃ → 4.
- Para eletrólitos fracos, i assume um valor fracionário e depende do grau de dissociação.
Quanto maior o i, mais acentuados são os efeitos coligativos para uma mesma molalidade.
Terceira lei: pressão osmótica (lei de van 't Hoff)
Ao separar duas soluções de concentrações diferentes por uma membrana semipermeável, o solvente passa espontaneamente para a solução mais concentrada. A pressão que deve ser aplicada para interromper essa transferência é chamada de pressão osmótica.
Fórmula de van 't Hoff: π = i · C · R · T, onde C é a concentração molar (esta é a única lei coligativa que utiliza a molaridade), R é a constante universal dos gases, e T é a temperatura absoluta em kelvins. A osmose está na base do turgor das células vegetais, da função renal e da terapia infusional.
Exemplos práticos
- Salgar a água para o macarrão: o sal eleva o ponto de ebulição, por isso é mais racional salgar a água já após a fervura, para não gastar energia extra com o aquecimento.
- Jogar sal sobre o gelo nas ruas: a solução salina congela a uma temperatura consideravelmente mais baixa do que a água pura, fazendo com que o gelo derreta mesmo a temperaturas ambientes negativas.
- Seiva das plantas no inverno: a alta concentração de açúcares na seiva celular das árvores diminui a temperatura de congelação, protegendo os tecidos contra danos causados pelo gelo durante as geadas.
Pontos-chave
- As propriedades coligativas dependem apenas do número de partículas do soluto, e não de sua natureza.
- Primeira lei de Raoult: a pressão de vapor do solvente sobre a solução é menor do que sobre o solvente puro; utiliza-se a fração molar.
- A segunda lei de Raoult relaciona o ΔT de ebulição e congelação com a molalidade por meio das constantes E e K.
- A molalidade é preferível à molaridade, pois não depende da temperatura.
- O fator isotônico i reflete a dissociação: para não eletrólitos i = 1; para eletrólitos fortes, é igual ao número de íons.
- A lei de van 't Hoff descreve a pressão osmótica: π = i·C·R·T, sendo a única lei com concentração molar.
- O princípio de Le Chatelier está na base de todas as regularidades coligativas.
- Ilustrações cotidianas: sal nas estradas, fervura de água com sal, resistência ao congelamento da seiva das plantas.