PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Propriedades coligativas das soluções são propriedades que surgem pela presença de um soluto e dependem única e exclusivamente do número de partículas que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto. Isso significa dizer que a quantidade, e não a qualidade (e.g. tamanho, estrutura molecular ou massa), das partículas que estão dispersas na solução é que irá influenciar na intensidade das propriedades (ou efeitos) coligativas.^[1]

• Tonoscopia: abaixamento da pressão máxima de vapor.
• Ebulioscopia: elevação da temperatura de ebulição.
• Crioscopia: abaixamento da temperatura de fusão.
• Osmoscopia: pressão osmótica.

Os três primeiros foram estudados por Raoult, enquanto que o último foi estudado por Van't Hoff.
Todas as propriedades coligativas surgem da redução do potencial químico do líquido solvente como resultado da presença do soluto. A redução do potencial químico do solvente implica aumento da temperatura em que ocorrerá o equilíbrio líquido-vapor (o ponto de ebulição é aumentado) e diminui a temperatura em que ocorre o equilíbrio sólido-líquido (o ponto de fusão é diminuído).
A origem molecular da diminuição do potencial químico não está na energia de interação entre o soluto e as partículas do solvente, porque a diminuição também ocorre em soluções ideais (as quais tem entalpia de mistura igual a zero).
A entropia do líquido reflete a desordem de suas moléculas e a pressão de vapor reflete a tendência da solução em aumentar sua entropia, o que pode ser conseguido se o líquido vaporizar para formar um gás mais desordenado. Quando o soluto está presente, ele contribui para aumentar a entropia da solução e a tendência dela em formar gás é diminuída. Assim o ponto de ebulição é aumentado.
Da mesma forma, o aumento da desordem da solução pela adição do soluto contribui para que ela permaneça em seu estado sólido e não funda, diminuindo o ponto de fusão.

Pressão de vapor

A relação entre o abaixamento da pressão de vapor e concentração é dada pela lei de Raoult, a qual estabelece que:

A pressão de vapor de uma solução ideal é dependente da pressão de vapor de cada componente química e a fração molar do componente presenta na solução. (Para detalhes, ver o artigo sobre lei de Raoult.)

Ponto de ebulição e ponto de fusão

Tanto a elevação do ponto de ebulição e o abaixamento do ponto de fusão são proporcionais ao abaixamento da pressão de vapor em uma solução diluida

Elevação do ponto de ebulição

Ponto de ebulição_total = Ponto de ebulição_solvente + ΔT_b

onde

ΔT_b = molalidade * K_b * i, (K_b = constante ebulioscópica, a qual é 0,51°C kg/mol para o ponto de ebulição da água; i = fator de Van't Hoff)

Desde que o ponto de ebulição é alcançar no estabelecimento de equilíbrio entre fases líquida e gasosa, isto é, o número de moléculas entrando de um sistema iguala-se ao número de moléculas de vapor deixando o sistema, então uma adição de soluto iria causar obstáculo à algumas das moléculas deixando o sistema porque recobririam a superfície. Para compensar isto e re-obter o equilíbrio, o ponto de ebulição é alcançado em temeperatura mais alta. Alternativamente, medições para solutos inonizados podem levar a uma estimativa da porcentagem de ionização ocorrendo.estando o ponto colelado .

Abaixamento do ponto de fusão

Ponto de fusão_solução = Ponto de fusão_solvente - ΔT_f
onde :ΔT_f = molalidade * K_f * i, (K_f = constante crioscópica, a qual é -1,86°C kg/mol para o ponto de fusão da água, este é muito preciso; i = fator de Van't Hoff)

 Pressão osmótica

Duas leis governam a pressão osmótica de soluções diluidas e foram descobertas pelo botânico alemão W. F. P. Pfeffer e pelo químico neerlandês J. H. van’t Hoff:

1. A pressão osmótica de uma solução diluida a temperatura constante é diretamente proporcional a sua concentração.
2. A pressão osmótica de uma solução é diretamente proporcional a sua temperatura absoluta.

Estas são análogas à lei de Boyle e lei de Charles para gases. Similarmente, a lei dos gases ideais combinada, PV = nRT, tem uma análoga para soluções ideais:

πV = nRTi

onde: π = pressão osmótica; V é o volume; T é a temperatura absoluta; n é o número de moles de soluto; R = 8,3145 J K-1 mol-1, a constante dos gases molar; i = fator de Van't Hoff.