As Propriedades Coligativas

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PROPRIEDADES COLIGATIVAS: DETERMINAÇÃO DO GRAU DE DISSOCIAÇÃO IÔNICA PELA EBULIOMETRIA

Aroaldo Franca (UNIFACS, [e-mail]), Elen Kailane (UNIFACS, [e-mail]), Ellen Susan (UNIFACS, [e-mail]), Rejane França (UNIFACS, [e-mail]), Gabriela Pina (UNIFACS, [e-mail])

Orientador: Cléber Cechinel

Palavras-chaves: propriedades coligativas, dissociação iônica, temperatura[pic 2]

Resumo

As propriedades que dependem da razão entre o número de moléculas de soluto e de solvente, e não da identidade química do soluto, são chamadas de propriedades coligativas (ATKINS, 2012). Com o objetivo de calcular o grau de dissociação iônica (α) pela ebuliometria e observar na prática os efeitos da adição de solutos não voláteis em um solvente, fez-se experimentos em laboratório com supervisão do orientador e observou-se um α = 94,38%, além de concluir que a adição de solutos não voláteis altera o ponto de ebulição e de congelamento dos solventes.  

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Ebuliometria é a propriedade coligativa que estuda a elevação da temperatura de ebulição do solvente, quando este compõe uma solução com um soluto não-volátil. Associado a isso, ao dissolver-se um soluto iônico em água, seus íons se dissociam, formando ânions e cátions, porém, isso acontece em apenas em determinado grau, pois, uma parte das moléculas continua se comportando como se os íons não estivessem totalmente separados uns dos outros. O fator de Vant’t Hoff possibilita a obtenção do grau de dissociação desse soluto iônico.

De acordo com Brown, 2005, um soluto não volátil é capaz de elevar a temperatura de ebulição de um solvente ou abaixar o ponto de congelamento de um solvente assim como abaixa a pressão de vapor, que está associada com a passagem de uma solvente do estado líquido para o gasoso e vice-versa, ou seja, é a medida da volatilidade do solvente. O abaixamento dessa pressão de vapor indica necessidade de menor quantidade de energia (calor), para que aconteça a ebulição.

As propriedades citadas, nas quais a adição de um soluto não volátil altera o comportamento das soluções diante das temperaturas necessárias para se ebulir ou congelar as mesmas são chamadas de propriedades coligativas. Através destas, objetiva-se calcular o grau de dissociação iônica pela ebuliometria, assim como observar na prática os efeitos da adição de solutos não voláteis (moleculares e iônicos) em um solvente.

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Parte I – Dissociação iônica pela ebuliometria

Materiais e Reagentes: béquer, tubo de ensaio, termômetro, óleo, água destilada, KNO3, suporte universal, tripé, tela de amianto, Bico de Bunsen, garra, pipeta graduada.

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Parte II – Efeito da adição de sólido iônico e molecular na temperatura

Materiais e Reagentes: gelo moído, béquer, termômetro, KNO3, C12H22O11, placa de aquecimento, pipeta graduada, balança.

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Parte III – Redução da pressão de vapor

Materiais e Reagentes: béquer, placa de aquecimento, água destilada, seringa.

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Parte I – Dissociação iônica pela ebuliometria

Ao medir a temperatura do solvente puro, observou-se 99ºC assim que o mesmo começou a ebulir. Após adição do soluto (KNO3) mediu-se a temperatura de 101,5ºC no instante em que a solução entrou em ebulição. Esses resultados confirmam que a adição de um soluto não volátil ao solvente aumenta seu ponto de ebulição.

É possível encontrar o grau de dissociação do soluto através do fator de Van’t Hoff, expresso pela fórmula: i = 1 + α (q - 1), na qual i representa o fator de Van’t Hoff, α o grau de dissociação e q o número de íons dissociados. Por definição temos que:

 ΔTe = Te’ – Te = Ke W i     e também que  W .[pic 11]

Onde ΔTe é o efeito ebuiométrico, Te é a temperatura de ebulição do solvente puro, Te’ é a temperatura de ebulição do solvente na solução, Ke é a constante ebuliométrica do solvente, i é o fator de Van’t Hoff, m1 é a massa do soluto, m2 a massa do solvente e M1 é a massa molecular do solvente.

Os dados experimentais foram os seguintes:

Te	Te’	m1	m2	Ke
99 ºC	101,5ºC	5,001 g	20 g	0,52ºC

A massa atômica do KNO3 = 101,1 g. Assim:

 Te’ – Te = Ke .  . i   [pic 13][pic 12]

i = (Te’ – Te) .      →    i = (101,5 - 99) .      →         i = 1,94[pic 14][pic 15]

A partir da dissociação do KNO3, temos que q = 1 + 1 → q = 2

  KNO3 (s)                  K+(aq) + NO3-(aq)[pic 16][pic 17]

Assim: i = 1 + α (q - 1)   →  α =   →  α =   →  α = 0,9438[pic 18][pic 19]

Assim, multiplicando α por 100, encontramos o grau de dissociação do KNO3 em porcentagem, expresso por   α = 94,38%   , indicando bons resultados, já que um sal não se dissocia completamente e nesse experimento observou-se um grau bem próximo da totalidade de dissociação.[pic 20]