Lei de Raoult, Osmose e Fator de Correção de Van’t Hoff


Em uma solução diluída, de qualquer soluto não volátil e molecular, a elevação da temperatura é diretamente proporcional a molalidade da solução.
Ate = Ke . W
Ke = constante ebuliométrica
W = molalidade

Assim, podemos determinar como realmente a temperatura de congelamento diminui, com a adição de um soluto não-volátil e molecular.

Lei de Raoult

Na prática do dia-a-dia, podemos observar o fenômeno criométrico em algumas ocasiões. Nas fábricas de sorvetes, adicionam sal comum, à água muito abaixo de 0°C, sem que ela venha a solidificar. Em locais muito frios, no inverno, são colocados anticongelantes na água dos radiadores dos automóveis, para evitar o congelamento da água, aumentando o volume e estragando o automóvel. Geralmente são utilizados 1,2 dihidroxietano (Etilenoglicol) para a função de aditivo.

Ate = Kc . W
Kc: constante crioscópica
Kc = R-Lf
1000-Lf
Lf: calor latente de fusão do solvente puro. (cal/g)

Exemplo: água
temperatura de congelação: 0°C = 273K(a l atm)
calor latente de fusão: 80 cal/g

solução 1 solução 2
(mais diluída) (mais concentrada)

Quando as soluções têm concentrações diferentes, a pressão de vapor da solução diluída é maior, e a corrente osmótica se manifesta da solução diluída para a solução concentrada. As velocidades de difusão serão iguais quando as soluções atingirem a mesma concentração.

Antes de entrarmos no estudo para o cálculo direto da pressão osmótica de uma solução, vamos relembrar de certos conceitos já analisados na Biologia, os quais servem de base para o nosso trabalho a ser realizado no campo da Química.

Osmose é a passagem do solvente de uma solução mais diluída para uma solução mais concentrada, por meio de uma membrana semipermeável. É o que acontece quando adicionamos hemácias em água pura. As hemácias absorvem a água aumentando o seu volume gradativamente até não mais suportar, ocorrendo a hemólise (estouro). Se as hemácias tivessem sido colocadas em um meio salino concentrado, perderiam água para a solução, “murchando” por um todo. Por isso, quando o paciente hospitalizado necessita administrar “soro fisiológico”, o soro tem que se apresentar isotônico (mesma concentração) em relação ao sangue humano, para que a água entre e saia das hemácias com a mesma facilidade, não alterando as propriedades e características do sangue. Esta concentração gira em torno de 0,9% NaCI ou 0,15 M.

A membrana semipermeável é uma membrana seletiva, que permite apenas a passagem do solvente, impedindo a passagem do soluto. Bexiga de porco, tripa de carneiro, papel pergaminho, celofane, paredes de células de organismos vivos, dentre outros, são exemplos de membrana semipermeável (MSP). O caráter seletivo da membrana não se apresenta com uma garantia segura, pois na descoberta de sua função, associava-se este efeito a dimensão de seus poros, imaginando-se que as partículas dos solventes eram bem menores que as do soluto, conseguindo atravessá-la. Atualmente sabe-se que a pressão de vapor do solvente é sempre superior à pressão de vapor da solução.

Quando os dois sistemas estão separados apenas por uma membrana, ocorre um desequilíbrio no conjunto, o que resulta em um movimento espontâneo do sistema no sentido de se igualarem as pressões de vapor. Dessa forma é que se cria a corrente osmótica. Do ponto de vista da solução, tem-se a endosmose para a água entrando na solução e a exosmose para a água saindo da solução.

Pressão osmótica (n) de uma solução, a determinada temperatura, é a pressão que deve ser aplicada à solução para impedir o estabelecimento da corrente osmótica, quando esta solução se encontra separada do solvente puro por uma membrana semipermeável.

Em 1885, analisando dados experimentais sobre a pressão osmótica, Van’t Hoff notou uma grande semelhança entre os comportamentos de uma solução e de um gás ideal e, por esse motivo, propôs a determinação da pressão osmótica (n) através da equação dos gases ideais:
PV = n . R . T
71= H. R.T v
ti = M . R . T
R: Constante Universal dos gases perfeitos
M: Molaridade da solução (Mol/L)
T: Temperatura absoluta (K)

Todos os efeitos coligativos observados até agora se referem as soluções moleculares, as quais não tinham capacidade de liberar os íons em meio aquoso. Os estudiosos da época já haviam percebidos que as soluções iônicas apresentavam efeitos coligativos maiores. Qual a explicação desse fato?

Exemplo: A. Calcule o fator de correção (i) de uma solução de CaCI2, estando 70% dissociada.
Resolução: Uma solução de CaCI2 apresenta a seguinte dissociação. Dissolvendo 0,1 mol de sal e supondo a dissociação total em Na+ e Ch, temos:
6,02 . IO22 íons Na+ 6,02 . IO22 íons Cl-
12,04 . IO22 íons totais
A solução iônica sofre um efeito coligativo 2,4 vezes maior que a respectiva solução molecular.
1 kg de água
Quando se adiciona C12H220U em água esta por ser molecular e não liberar os íons na solução, apresentará uma quantidade menor de partículas em relação a solução de NaCI. Com isto, Van’t Hoff propôs a criação de um fator de correção (i), que ficou conhecido como FATOR DE CORREÇÃO DE VANT HOFF.
Para o cálculo dos efeitos coligativos de soluções iônicas, basta apenas multiplicar pelo fator de correção de Van’t Hoff.