1. Propriedades Coligativas:
Tonoscopia e Ebulioscopia
Deliana Lenilson
Francelaine Márcia
Glaucia Slyne

2. Propriedades Coligativas
De forma geral:
São propriedades que se somam pela presença de
um ou mais solutos e dependem única e
exclusivamente do número de partículas
(moléculas ou íons) que estão dispersas na
solução, não dependendo da natureza do soluto.

3. Propriedades Coligativas
Continuando...
Isso significa dizer que a quantidade, e não a
qualidade (tamanho, estrutura molecular ou
massa), das partículas que estão juntas na solução
é que irá influenciar na formação das
propriedades (ou efeitos) coligativas.

4. Propriedades Coligativas
Essas propriedades estão relacionadas com a
pressão máxima de vapor das soluções. São elas:
 Tonoscopia;
 Ebulioscopia;
 Crioscopia;
 Osmose.

5. Pressão Máxima de Vapor
Uma das propriedades físicas com a qual mais
comumente convivemos e muito fácil de perceber
é a volatilidade de diferentes substâncias.
Um exemplo é a água e o éter, onde o éter é mais
volátil que a água.

6. Pressão Máxima de Vapor (Pv)

7. Pressão Máxima de Vapor (Pv)
Resultado:

8. Pressão Máxima de Vapor
Líquidos diferentes, numa mesma temperatura,
apresentam diferentes pressões máximas de vapor,
as quais dependem da intensidade das forças
intermoleculares da substância no estado líquido.
Já para a maioria dos sólidos a pressão máxima de
vapor é desprezível.

9. Pressão Máxima de Vapor
No entanto, a naftalina, mesmo sendo um sólido,
apresenta uma considerável pressão máxima de
vapor.
Devido à sua volatilidade, a naftalina é
muito usada em banheiros para dissimular
odores desagradáveis. Essa aplicação, no
entanto, é desaconselhável, pois a inalação
dos vapores de naftalina está associada a
certos tipos de câncer.

10. Pressão Máxima de Vapor
Quando um líquido é aquecido, a energia cinética
média das suas moléculas aumenta, o que facilita
a passagem para o estado de vapor. Como
consequência disso, há um aumento do número de
moléculas no estado de vapor, isto é, ocorre um
aumento da pressão máxima de vapor da
substância.

11. Pressão Máxima de Vapor
É comum colocar-se gelo em
mictórios de banheiros masculinos
localizados em restaurantes. O gelo
diminui a temperatura da urina e,
dessa forma, reduz a volatilidade
das substâncias que exalam cheiro
desagradável.

12. Pressão Máxima de Vapor e a
Temperatura de Ebulição
Quando um líquido é aquecido em recipiente
aberto, no seu interior formam-se bolhas
constituídas do vapor do líquido. Para que essas
bolhas escapem do líquido, é necessário que sua
pressão seja, no mínimo, igual à pressão
atmosférica.

13. Pressão Máxima de Vapor e a
Temperatura de Ebulição
Um líquido ferve (entra
em ebulição) à
temperatura na qual a
pressão máxima de vapor
se iguala à pressão
exercida sobre sua
superfície, ou seja, à
pressão atmosférica.

14. Introduzindo a Tonoscopia e
Ebulioscopia
A intensidade com que as propriedades
coligativas ocorrem depende unicamente da
quantidade de partículas presentes na solução,
mas não depende da natureza dessas partículas.

15. Introduzindo a Tonoscopia e
Ebulioscopia
Tais fenômenos podem ser explicados pelas
interações que ocorrem entre as partículas do
soluto e as moléculas do solvente. Essas
interações dificultam a passagem do solvente
para o estado de vapor, assim como o seu
congelamento.

16. Introduzindo a Tonoscopia e
Ebulioscopia
Em uma solução aquosa de NaCl (b), a quantidade de
moléculas de água que passa para o estado de vapor é
menor que na água pura (a), a uma mesma temperatura.

17. Solutos Moleculares
 Solutos moleculares como a glicose e sacarose, de
mesma concentração em mol/L, apresentam a mesma
pressão osmótica.
 Solutos iônicos como NaCl ou CaCl2, embora tenham
a mesma concentração em mol/L, apresentam pressão
osmótica diferentes, devido números de partículas
produzidas. Como o NaCl se dissolve em água,
gerando íons Na+ e Cl-, 1 mol/L de NaCl produz na
verdade 2 mol/L de partículas.

18. Solução Molecular e Iônica
Solução é formada pela união de 2 ou mais
substâncias. Em uma solução sempre teremos
soluto e solvente, sendo:
• Soluto: o que será dissolvido ou estiver em
menor quantidade.
• Solvente: o que irá dissolver ou estiver em maior
quantidade.

19. Solução Molecular e Iônica
Dependendo do soluto adicionado poderemos
formar soluções Eletrolíticas ou não
Eletrolíticas, sendo:
• Eletrolítica: a que conduz corrente elétrica.
• Não eletrolítica: a que não conduz corrente
elétrica.

20. Soluto Iônico
Soluto iônico é todo soluto que, quando em meio
aquoso, se dissocia formando íons. É o caso,
deforma mais geral, dos sais (porém, nem todos são
solúveis em água). Por exemplo:
• O cloreto de sódio, NaCl, ao ser misturado à água,
se dissocia em:
+ -
NaCl  Na e Cl soluto iônico
+2 -
CaCl2  Ca + 2Cl soluto iônico

21. Soluto Iônico
O açúcar que usamos em casa, sacarose,
C12H22O11, quando misturada à água, permanece
com a mesma estrutura, não rompe a ligação
molecular:
C12H22O11  C12H22O11 soluto molecular

22. Tonoscopia ou Tonometria
Tonoscopia ou tonometria é o estudo da
diminuição da pressão máxima de vapor de um
solvente, provocada pela adição de um soluto
não-volátil.
A pressão de vapor da solução deve-se
exclusivamente à quantidade de solvente na fase de
vapor.

23. Tonoscopia ou Tonometria
A pressão máxima de vapor da água a 30 ºC é igual
a 31,82 mm Hg. Soluções aquosas de solutos não-
voláteis apresentam pressões máximas de vapor
menores que a da água.

24. Tonoscopia ou Tonometria
Nota-se que existe uma relação entre o
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor
(ΔP) e o número de mol de partículas do soluto
presente na solução.

25. Tonoscopia ou Tonometria
Com isso, podemos concluir que:
Quanto maior for o número de partículas (nº de
mol) do soluto não-volátil na solução, maior será o
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor
(ΔP).

26. Aspectos Quantitativos:
Tonoscopia
No século XIX vários cientistas verificaram que a
adição de um soluto não-volátil a um dado solvente
provocava diminuição da pressão máxima de
vapor. Essa variação (ΔP) é denominada
abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor:
ΔP = P2 – P

27. Aspectos Quantitativos:
Tonoscopia
Por volta de 1887, o químico francês François Marie
Raoult estabeleceu uma relação entre o número de
partículas do soluto não-volátil e o abaixamento da
pressão máxima de vapor (ΔP). Essa relação,
conhecida como lei de Raoult, diz que:
O abaixamento absoluto da pressão máxima de
vapor (ΔP) é igual ao produto da pressão máxima de
vapor do solvente (P2) e da fração molar do soluto
(x1).

28. Aspectos Quantitativos:
Tonoscopia
Matematicamente, temos:
ΔP = x1P2 ou ΔP = x1
P2
em que x 1= n1__
n1 + n2
sendo essa relação denominada abaixamento
relativo da pressão máxima de vapor.

29. Aspectos Quantitativos:
Tonoscopia
Outra maneira de calcular o efeito tonoscópico é
relacionando-o à molalidade da solução:
ΔP = Kt . W
P2 em que,
Kt = constante tonoscópica
Kt = massa molecular do solvente
1 000
W(molalidade) = n1 = mol
m2 kg

30. Observações
1. A lei de Raoult é válida para soluções moleculares de
soluto não-volátil de concentrações inferiores a 1 mol
de soluto por litro de solução, ou seja, 1 molar.
2. Em soluções aquosas diluídas, a molalidade (W)
pode ser considerada igual à molaridade (m)
(concentração em mol/L). Assim, a lei de Raoult
também pode ser expressa por:
ΔP = Kt . m
P2

31. Observações
3. Essas relações matemáticas são válidas para soluções
moleculares em que o número de partículas presentes
na solução (moléculas) é igual ao número de partículas
dissolvidas (moléculas). Nas soluções iônicas, porém,
devido ao fenômeno da dissociação ou ionização, o
número de partículas presentes na solução (moléculas e
íons) é maior do que o número de partículas
dissolvidas, o que provoca um aumento no efeito
coligativo.

32. Observações
Por esse motivo, nas soluções iônicas devemos
introduzir um fator de correção. Esse fator é
representado pela letra i e foi proposto pela primeira
vez por Van’t Hoff, que deduziu uma expressão
matemática que relaciona o grau de dissociação (α) e o
número de íons produzidos por fórmula de soluto (q)
para a determinação do i:
i = 1 + α (q – 1)

33. Observações
Logo, para soluções iônicas, temos:
ΔP = x1 . i ΔP = Kt . m . i
P2 P2

34. Ebulioscopia ou Ebuliometria
Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da
elevação da temperatura de ebulição do
solvente em uma solução.
O aumento (variação) da temperatura de ebulição
(ΔtE) pode ser justificado pela diminuição da pressão
máxima de vapor, que se deve à presença das
partículas do soluto.

35. Ebulioscopia ou Ebuliometria
Continuando...
Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário
que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se
iguale à pressão atmosférica.
A formula usada para o Calculo é:
ΔtE = Te2 – Te
Onde:
Te2 = Temperatura de ebulição da solução
Te = Temperatura de ebulição do solvente

36. Ebulioscopia ou Ebuliometria
Essa propriedade foi estudada pelo cientista
francês François Marie Raoult (1830-1901) e seus
estudos o levaram à seguinte conclusão:
 Quando o ponto de ebulição de um líquido é
elevado pela presença de um soluto não volátil, o
novo valor é diretamente proporcional ao número
de mols da solução.

37. Ebulioscopia ou Ebuliometria
Essa relação entre o efeito ebulioscópico e a
concentração da solução, é mais conhecida como
Lei de Raoult.
Na química, a lei de Raoult
(pronuncia-se "Raul") é dedicada a
François-Marie Raoult (1830-1901) e
afirma que a pressão parcial de cada
componente em uma solução ideal é
dependente da pressão de vapor dos
componentes individuais e da fração
molar dos mesmos componentes.
Fonte: Wikipédia

38. Ebulioscopia ou Ebuliometria
Um exemplo de Ebulioscopia surge no preparo do
café: quando adicionamos açúcar na água que estava
prestes a entrar em ebulição.
Os cristais de açúcar antes
de serem dissolvidos pelo
aquecimento constituem
partículas que retardam o
ponto de ebulição da água,
ou seja, o líquido vai
demorar um pouco mais a
entrar em ebulição.

39. Referências
USBERCO, João. Química — volume único / João
Usberco, Edgard Salvador.— 5. ed. reform. — São
Paulo : Saraiva, 2002.
WIKIPEDIA. Lei de Raoult. Disponível em:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Raoult Acesso em:
07/11/2011.