Relatório 2 Físico-Química II

UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALFENAS – UNIFAL

INSTITUTO DE QUÍMICA

CRIOSCOPIA

 

 

 

Disciplina: Físico-química ll

Docente: Luciano Virtuoso

Discentes: Luana Caroline  de O. Lima          2015.2.07.011

                 Luiza Nara Alberti Contini      2015.2.07.034

email: [e-mail]

 

 

 

 

                                                   

                   

Alfenas – MG

Outubro/2017

Introdução:

Uma propriedade coligativa, refere-se propriedades físicas características de soluções diluídas cujos comportamentos são correlacionados e unidos pelo fato de dependerem do número de partículas de soluto presente em uma dada quantidade de determinado solvente. A crioscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona a diminuição na temperatura de congelamento do solvente provocado pela adição de um soluto não-volátil, sendo possível afirmar que quanto maior o número de partículas dissolvidas, menor será o seu ponto de congelamento. Esse fenômeno, é essencialmente entrópico, pouco afetado pela natureza química do soluto ou pela natureza das interações intermoleculares soluto-solvente, dependendo basicamente do número de partículas dissolvidas. Assim, ao adicionarmos um soluto, as suas partículas irão interagir no solvente de modo que a pressão de vapor do líquido irá abaixar, interrompendo a solidificação. Para que a solução volte a se solidificar é necessário diminuir ainda mais a temperatura. O ponto de solidificação vai diminuindo progressivamente porque primeiramente quem vai congelando é o líquido puro e a solução vai ficando cada vez mais concentrada. Ou seja, quando se compara um solvente puro e uma solução de soluto não-volátil, é possível afirmar que o ponto de congelamento da solução sempre será menor que o ponto de congelamento do solvente puro. A água do mar, é um exemplo de crioscopia, pois, mesmo estando abaixo de zero nas regiões mais frias, grande parte dessa água é líquida.  Isso acontece porque há uma grande quantidade de sais dissolvidos não havendo a solidificação da mesma, vale ressaltar que os icebergs e as camadas de gelo que se formam são feitos de água sem esses sais. No gráfico abaixo, podemos observar o efeito descrito anteriormente:

[pic 1]

Figura 1: Gráfico do abaixamento criocópico, segundo a pressão

de vapor e temperatura.

        Ou seja, analisando o gráfico, podemos notar que o ponto de fusão do solvente puro é maior do que os das soluções e que quando adicionamos mais soluto, tornamos o meio mais concentrado e o ponto de fusão diminui ainda mais, ilustrando desse modo, a crioscopia.

Analisando as propriedades crioscópicas, a nível de energia total, podemos afirmar que o potencial químico do solvente no estado líquido diminui na presença de um soluto (solução no estado líquido), de tal forma que o equilíbrio com a fase vapor (para solutos não-voláteis) ou com a fase sólida seja estabelecido em temperaturas diferentes, a uma dada pressão, ou a pressões diferentes a uma dada temperatura.

O abaixamento crioscópico (Tf) do solvente ocorre porque o seu potencial químico na solução é menor que o do líquido puro, enquanto que o da fase sólida (se ela for constituída somente do solvente puro) permanece o mesmo. Então, para restaurar o equilíbrio entre   bas duas fases (solução e sólido) do solvente, a temperatura deve ser diminuída. Quando essa temperatura for atingida teremos a igualdade entre os potenciais químicos das duas fases (solução e sólida) do solvente:

[pic 2]

[pic 3]

Ou seja,

[pic 4]

Derivando-se em relação à temperatura, teremos:

[pic 5]

Esta relação agora pode ser integrada entre a temperatura inicial de referência, correspondente à solidificação do solvente puro  e a temperatura de congelamento do solvente na solução (, levando em conta também a propriedade de que dlnx= dx/x e supondo que a  permaneça constante no (pequeno) intervalo de temperatura entre  e T.[pic 6][pic 7][pic 8][pic 9]

[pic 10]

Esta relação de fato é idêntica à da solubilidade ideal, com a única diferença que estamos aqui considerando o equilíbrio sólido-líquido do solvente e não do soluto. As equações mencionadas podem ser simplificadas para que possa expressa o abaixamento crioscópico em função da molalidade em vez da fração molar. Primeiro, consideramos que, uma vez que o abaixamento é pequeno, T x   ≈ :[pic 11][pic 12]

[pic 13]

Uma propriedade dos logaritmos é:

[pic 14]

            E, portanto:

[pic 15]

Em condições de extrema diluição:

[pic 16]

Portanto, teremos (omitindo o subscrito (2) para a molalidade)

[pic 17]

Ou seja:

[pic 18]

Esta é a equação básica do cálculo do efeito crioscópico. Ela mostra que a diminuição da temperatura de congelamento depende de uma propriedade do solvente e da concentração do soluto, mas não da natureza. Essa constante é calculada a partir de parâmetros termodinâmicos.

Para sabermos como calcular a qual a variação do abaixamento crioscopico temos que pensar que, a presença de soluto em um liquido provoca a diminuição da temperatura de congelamento do líquido. A diferença entre a temperatura de congelamento do solvente puro  e a temperatura de congelamento da solução  é chamada de abaixamento crioscopico (∆:[pic 19][pic 20][pic 21]

∆[pic 22]

A nova temperatura de congelamento é dada pela temperatura em que o potencial químico do solvente na solução é igual ao potencial químico do solvente liquido, como dito anteriormente para a dedução da equação do efeito crioscópico. A temperatura pode ser calculada em função da fração molar do solvente puro e da entalpia de fusão:

[pic 23]

Em solução diluídas, pode-se mostrar (utilizando-se as propriedades matemáticas dos logaritmos) que:

[pic 24]

E, portanto:

[pic 25]

Esta equação mostra claramente que a diminuição de temperatura de fusão depende da fração molar do soluto. No entanto, para finalidades práticas, não utilizamos esta equação, mas sim, uma outra modificada, dela obtida. É possível mostrar que a diminuição da temperatura pode ser expressa, para soluções diluídas, como função simples, contendo um termo que depende apenas da natureza do solvente – a constante crioscopica – multiplicando a molalidade (m) da solução, isto é, o número de móis de soluto por quilograma de solução:[pic 26]