PROFESSOR

PAULO CESAR

PORTAL DE ESTUDOS EM QUÍMICA
 

DICAS PARA O SUCESSO NO VESTIBULAR: AULA ASSISTIDA É AULA ESTUDADA - MANTER O EQUILÍBRIO EMOCIONAL E O CONDICIONAMENTO FÍSICO - FIXAR O APRENDIZADO TEÓRICO ATRAVÉS DA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS.

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Propriedades Coligativas

 

PROPRIEDADES COLIGATIVAS

Aditivo do radiador: evita o congelamento e a ebulição da água que refrigera o motor do carro.

ÍNDICE

bulletEfeitos Coligativos
bulletPressão Máxima de Vapor
bulletTonoscopia
bulletEbulioscopia
bulletCrioscopia
bulletLei de Raoult
bulletOsmose
bulletPressão Osmótica (Osmoscopia)
bullet Classificação de uma solução quanto a natureza do soluto
bulletSaiba Mais

 

 

EFEITOS COLIGATIVOS

A água pura à pressão de 1 atm possui ponto de fusão de 0oC e ponto de ebulição de 100oC.

Água Pura

No entanto, quando adicionamos um soluto não volátil à água, o soluto modifica as propriedades físicas da água. Agora a água congela abaixo de 0oC e ferve acima de 100oC. Estas alterações das propriedades físicas da água devido à adição do soluto são denominados de efeitos coligativos.

Adição de um soluto não volátil à água

Para cada propriedade física que modifica temos uma propriedade coligativa que estuda este efeito:

EFEITO COLIGATIVO PROPRIEDADE COLIGATIVA
Diminuição da pressão de vapor Tonoscopia
Aumento do Ponto de Ebulição Ebulioscopia
Diminuição do Ponto de Congelamento Crioscopia
Aumento da Pressão Osmótica Osmoscopia

Os efeitos coligativos dependem somente do número de partículas do soluto dissolvidas. Quanto maior for o número de partículas do soluto dissolvidas, maiores serão os efeitos coligativos.

 

Pressão Máxima de Vapor

1. Definição

Vamos imaginar um cilindro munido de um êmbolo totalmente apoiado em um líquido puro contido no seu interior.

Se elevarmos o êmbolo, criaremos um espaço vazio, e o líquido começará a vaporizar-se.

I) Inicialmente temos evaporação, pois ainda não existem moléculas no estado de vapor;

II) A velocidade de evaporação é maior que a velocidade de condensação;

III) Após algum tempo, a velocidade de condensação iguala-se à velocidade de evaporação e o sistema atinge um equilíbrio dinâmico: a cada unidade de tempo, o número de moléculas que passam para o estado gasoso é igual ao nº de moléculas que retornam para a fase líquida;

Em resumo, no início, a velocidade com que o líquido passa a vapor é alta e a velocidade com que o vapor volta ao líquido é baixa. No decorrer do processo, a velocidade com que o líquido passa a vapor vai diminuindo, e aumenta a velocidade com que o vapor volta ao líquido. Quando temos a impressão de que o processo parou, o que ocorreu realmente foi um equilíbrio, isto é, as duas velocidades se igualaram.

Nesta situação, dizemos que foi atingida a pressão máxima de vapor do líquido.

2. Fatores que Influenciam

A pressão máxima de vapor depende de alguns fatores:

2.1. Natureza do Líquido

Líquidos mais voláteis como éter, acetona etc. evaporam-se mais intensamente, o que acarreta uma pressão de vapor maior.

O gráfico abaixo mostra a variação da pressão de vapor de alguns líquidos em função da temperatura.

O gráfico mostra que quanto maior a pressão de vapor de um líquido, ou melhor, quanto mais volátil ele for, mais rapidamente entrará em ebulição.

2.2. Temperatura

Aumentando a temperatura, qualquer líquido irá evaporar mais intensamente, acarretando maior pressão de vapor.

Observe a variação de pressão máxima de vapor da água em função da temperatura e o respectivo gráfico:

Observação – A passagem de uma substância da fase líquida para a fase gasosa pode ocorrer de duas formas:

I. Evaporação

Consiste em uma vaporização relativamente lenta, em que as moléculas mais velozes vencem as forças de atração intermoleculares e passam para o estado gasoso.

A evaporação depende da superfície de contato entre o líquido e fase gasosa: quanto maior for a superfície de contato, mais intensa será a evaporação.

II. Ebulição

É uma vaporização turbulenta, na qual a passagem da fase líquida para a gasosa pode ocorrer em qualquer ponto da fase líquida, e não apenas na superfície. Esse tipo de vaporização apresenta como característica a formação de bolhas, isto é, porções de vapor cercadas por uma película de líquido.

As bolhas só podem existir se a pressão de seu vapor for igual ou maior que a pressão externa – a pressão atmosférica mais a pressão da massa líquida, que comumente é desprezível.

Um líquido entra em ebulição quando a sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica.

Pvapor = Patm

Exemplo – O gráfico abaixo mostra a variação da pressão de vapor da água em função da temperatura.

Ao nível do mar, onde a pressão atmosférica é de 760 mmHg, a água ferve a 100 °C. Isto quer dizer que a 100 °C a pressão da água é igual a 760 mmHg. Observando-se o gráfico acima, verifica-se que a temperaturas diferentes o líquido também pode ferver, bastando, para isso, que se altere a pressão externa que atua sobre ele.

Assim, no alto de uma montanha, onde a pressão atmosférica é menor que 1 atm, a água ferve abaixo de 100 °C, enquanto em uma panela de pressão, onde a pressão é superior a 1 atm, a água ferve acima de 1000C.

A temperatura na qual o líquido ferve, sob pressão de 1 atm, é chamada de temperatura de ebulição normal ou ponto de ebulição normal.

Desta forma, o ponto de ebulição normal da água é de 100°C.

Exemplo – No pico Everest, a água ferve em torno de 70 °C; numa panela de pressão, ela ferve em torno de 110°C.

 

 

3. Diagrama de Fases da Água

Se representarmos em um mesmo gráfico a variação da temperatura de ebulição e a variação de temperatura de solidificação da água em função de sua pressão de vapor, obteremos o seguinte.

No ponto onde a pressão é igual a 4,579 mmHg, a temperatura é igual a 0,01 °C e a curva de ebulição coincide com a curva de solidificação da água. Isso significa que nessa pressão e temperatura temos o equilíbrio:

água sólida água líquida água vapor

Esse ponto (4,579 X 0,01) é chamado de ponto triplo da água. Abaixo de 4,579 mmHg, a água passa diretamente da fase sólida à fase de vapor, ou seja, ocorre a sublimação.

Se acrescentarmos ao gráfico acima a variação da temperatura em pressão abaixo de 4,579 mmHg, obteremos a curva de sublimação.

O gráfico anterior é conhecido como diagrama de fase da água. Nele, observamos que:

No ponto triplo coexistem as 3 fases de equilíbrio:

água sólida água líquida água vapor

Na curva de sublimação coexistem as fases sólida e  vapor:

água sólida água vapor

Na curva de solidificação coexistem as fases sólida e líquida:

água sólida água líquida

Na curva de ebulição coexistem as fases líquida e vapor:

água líquida água vapor

Em toda região à direita das curvas de ebulição e de sublimação existe somente a fase vapor d’água.

Em toda região entre as curvas de solidificação e de ebulição existe somente a fase líquida da água.

 

Tonoscopia

É o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor de um líquido, que é ocasionado pela dissolução de um soluto não-volátil.

A pressão de vapor da solução formada por um soluto (não-volátil) em solvente é menor que a do solvente puro, pois a interação entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente diminuem as saídas destas últimas. Portanto, quanto maior o número de partículas do soluto em solução, maior o abaixamento da pressão máxima de vapor e menor a pressão de vapor do solvente.

Esquematicamente, podemos representar:

Efeito Tonoscópico

A experiência mostra que a dissolução de uma substância não-volátil num solvente provoca o abaixamento de sua pressão de vapor, isto é, a cada temperatura, a solução possui menor pressão de vapor que o solvente puro.

O diagrama mostra o abaixamento da pressão de vapor da solução em relação ao solvente puro, sendo:

p2: pressão de vapor do solvente puro;

p = pressão de vapor da solução;

Δp = p2 – p = abaixamento absoluto da pressão de vapor;

= abaixamento relativo da pressão de vapor.

 

Ebulioscopia

É o estudo da elevação da temperatura de ebulição de um líquido, por meio da adição de um soluto não volátil.

A diminuição da pressão máxima de vapor do solvente, devido à adição de um soluto, leva inevitavelmente ao aumento da temperatura de ebulição.

Quanto maior a concentração do soluto, maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente e maior a temperatura de ebulição do mesmo.

Dte = Elevação da temperatura de ebulição

Onde temos:

te2 = temperatura de ebulição do solvente puro;

te = temperatura de ebulição do solvente na solução.

Exemplos:

– Solução Glicose 1 M:

Dte = 100,52 – 100

Dte = 0,52 °C

– Solução Glicose 2 M:

Dte = 101,04 – 100

Dte = 1,04 °C

 

Crioscopia

Efeito Crioscopico do sal no Ponto de Solidificação da água: à direita água pura com Ponto de Solidificação de 0oC e a esquerda água e sal com Ponto de Solidificação de -18oC.

É o estudo do abaixamento da temperatura de congelação de um líquido, por meio da adição de um soluto.

A diminuição da pressão de vapor do solvente, devido à adição de um soluto, leva à diminuição da temperatura de congelamento.

Quanto maior a concentração do soluto, maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente e menor a temperatura de congelamento do mesmo.

Dtc = Abaixamento da temperatura de congelamento

Onde temos:

tc2 = temperatura de congelamento do solvente puro;

tc = temperatura de congelamento do solvente na solução.

Exemplos:

– Solução Glicose 1 M:

Dtc = 0 – (– 1,86)

Dtc = 1,86 °C

– Solução Glicose 2 M:

Dtc = 0 – (–3,72)

Dtc = 3,72 °C

Graficamente, podemos representar os efeitos ebulioscópico e crioscópico.

Onde:

tc = temperatura de solidificação do líquido na solução;

= temperatura de solidificação do líquido puro;

ΔtC= efeito crioscópico;

te = temperatura de ebulição do líquido na solução;

= temperatura de ebulição do líquido puro;

ΔtE= efeito ebulioscópico;

No ponto A ocorre a solidificação do líquido puro;

No ponto A' ocorre a solidificação do líquido na solução;

No ponto B ocorre a ebulição do líquido puro;

No ponto B' ocorre a ebulição do líquido na solução.

 

LEI DE RAOULT

Em 1878 o químico francês François-Marie Raoult (1830-1901) afirma que o efeito coligativo de um soluto não volátil molecular em um solvente é diretamente proporcional à molalidade da solução:

Efeito Coligativo = K . W

onde:

K = constante de proporcionalidade

Portanto para os efeitos coligativos teremos:

Tonoscopia

 

Onde: KT=Constante tonoscópica molal (Msolvente/1000)

Ebulioscopia

Onde: Ke=Constante ebulioscópia molal (Msolvelte/1000)

Crioscopia

Onde: Kc=Constante crioscópica molal (Msolvente/1000)

 

 

Você sabia que...

Quem congela primeiro: água quente ou água fria?

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Trata-se do seguinte: colocando-se no congelador dois copos iguais cheios de água, um a temperatura ambiente (30°C) e outro saído da chaleira (70°C), qual congelará primeiro? Surpreendemente, a água que inicia mais quente congela primeiro

Bom, na verdade a água quente não congela mais rapidamente que a água fria, é claro. Mas se você ferve água e depois deixa que ela resfrie até a temperatura ambiente, ela congelará mais rapidamente que uma outra quantidade de água que não tenha sido aquecida antes. Estranho?

Não, e vamos ver o porquê. Quando você aquece a água, ela perde parte do ar dissolvido nela, que sai em forma de bolhas, e o ar é um mau condutor térmico. Assim, o ar presente na água dificulta as trocas de calor com o meio e dificulta a perda de calor que a água precisa sofrer para que aconteça o congelamento

Por essa mesma razão, o gelo formado por água previamente fervida tem densidade maior do que aquele que se obtém com água que não passou por esse processo. Em países muito frios, o que não é o caso do Brasil, os canos de água quente tendem a arrebentar antes do que os de água fria, pois congelam primeiro

 

Osmose

Osmose é a passagem de um solvente para o interior de uma solução feita desse mesmo solvente, através de uma membrana semipermeável (MSP). A osmose também é uma propriedade coligativa da solução, pois depende do número de partículas dissolvidas.

Nota:

A membrana semipermeável (MSP), que pode ser feita de bexiga de animal ou celofane, é seletiva, ou seja, deixa passar o solvente, mas não deixa passar o soluto.

Observa-se que o nível do solvente diminui após um certo tempo, enquanto o nível da solução aumenta.

Exemplo:

Dadas duas soluções, A e B, inicialmente 0,1 M e 0,2 M, separadas por uma membrana semipermeável.

Verifica-se que as soluções A e B mudam de concentração após a osmose.

 

Pressão Osmótica (Osmoscopia)

Pressão osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução para impedir a passagem do solvente através da membrana semipermeável. A pressão osmótica é representada pela letra grega p. Essa pressão é equivalente à pressão exercida pelo solvente na passagem através da membrana.

Osmoscopia é a medida da pressão osmótica, que pode ser medida por aparelhos chamados osmômetros.

Soluções isotônicas são soluções de mesma pressão osmótica. Uma solução será hipotônica em relação à outra, quando tiver menor pressão osmótica; e será hipertônica quando tiver maior pressão osmótica.

Exemplo:

Uma solução 0,4 molar de um certo soluto será hipertônica em relação a uma solução 0,1 molar do mesmo soluto, no mesmo solvente e à mesma temperatura.

 

Leis de Van’t Hoff para a Osmose

1a) A pressão osmótica é diretamente proporcional à temperatura absoluta da solução:

2a) A pressão osmótica é diretamente proporcional à concentração molar da solução:

Juntando-se as duas leis pela proporcionalidade mútua, obtém-se:

Sabendo-se que

logo a equação (I) fica:

Onde:

k – constante universal dos gases perfeitos (R);

ou

p = Pressão osmótica da solução (atm ou mmHg);

V = Volume da solução (litros);

n = Quantidade em mols do soluto;

T = Temperatura absoluta da solução (kelvin).

 

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O Processo de Dessalinização

As usinas de dessalinização em Abu Dhabi também produzem eletricidade. (Foto: www.power-technology.com)

As usinas de dessalinização em Abu Dhabi também produzem eletricidade

Dessalinizadores funcionam segundo o princípio de osmose reversa. Esse fenômeno, conhecido dos cientistas desde o fim do século passado, passou a ser aplicado em processos industriais na década de 60. desde a década de 80, o emprego de membranas semipermeáveis sintéticas em aplicações industriais passou a se difundir, ampliando o campo de aplicação deste processo. Isto resulta em contínuas reduções de custo, não só pela maior escala de produção permitida como também pelo crescente conhecimento tecnológico adquirido. Nos anos recentes, os avanços científicos no campo de indústria de microchips e da biotecnologia provocaram uma demanda por água de elevada pureza. Por outro lado, a consciência de preservação do meio ambiente da sociedade implica também tratamentos de rejeitos industriais mais sofisticados e de maior eficiência. Nestes campos a osmose reversa tem se desenvolvido bastante. A escassez de água potável em muitas regiões do planeta também determina uma demanda por processos de dessalinização seguros e econômicos. Assim, o processo de dessalinização por osmose reversa tem se difundido, seus custos vêm decrescendo e sendo colocados até ao alcance do indivíduo, viabilizando muitos projetos antes impensáveis.

 

Membrana Semipermeável

Membranas semipermeáveis são membranas existentes na natureza que têm a capacidade de deixar passar somente um líquido (a água), ou solvente, mas não deixam passar sais nela dissolvidos. Na verdade, o que se verifica é uma propriedade seletiva, isto é, o solvente água passa de um lado para o outro da membrana com muito mais facilidade do que os solutos (sais) existentes.

As paredes das células dos seres vivos são membranas semipermeáveis naturais, regulando a passagem de sais e nutrientes para dentro da célula ou para fora dela.

Os cientistas descobriram que existem membranas sintéticas que exibem a mesma propriedade. Talvez a mais comum delas seja o acetato de celulose, aquele papel transparente que costuma envolver os maços de cigarro. Com uma folha de acetato de celulose pode-se efetuar uma experiência de osmose, fenômeno descrito a seguir.

 

Osmose

Osmose é uma palavra adicionada aos nossos dicionários desde o final do século passado. A palavra vem do grego (osmós) e significa “impulso”. Popularmente, os estudantes caracterizam a tentativa de “aprender por osmose” como a prática de andar com um livro debaixo do braço. A brincadeira conceitua bem o fenômeno: o conhecimento (a essência) seria absorvido, ficando as páginas do livro.

A osmose natural ocorre quando duas soluções salinas de concentrações diferentes encontram-se separadas por uma membrana semipermeável. Neste caso, a água (solvente) da solução menos concentrada tenderá a passar para o lado da solução de maior salinidade. Com isto, esta solução mais concentrada, ao receber mais solvente, se dilui, num processo impulsionado por uma grandeza chamada “pressão osmótica”, até que as duas soluções atinjam concentrações iguais.

Para melhor entender o fenômeno, recorre-se ao pequeno aparato exibido abaixo: um vaso dividido ao meio por uma membrana semipermeável.

A água do lado direito do vaso tende a passar para o lado esquerdo, aumentando o nível da solução; a diferença de altura h corresponde à pressão osmótica.

 

Osmose Reversa

A osmose reversa ocorre quando se aplica uma pressão no lado da solução mais salina ou concentrada, revertendo-se a tendência natural. Neste caso, a água da solução salina passa para o lado da água pura, ficando retidos os íons dos sais nela dissolvidos.

A pressão a ser aplicada equivale a uma pressão maior do que a pressão osmótica característica da solução.

 

Dessalinizadores

Ver imagem em tamanho grandeSão equipamentos destinados a produzir água potável a partir de água do mar ou salobra, empregando o processo de osmose reversa e membranas osmóticas sintéticas. As condições de trabalho de um dessalinizador são bastante severas, pois aliam um elemento altamente corrosivo (íon cloreto) a altas pressões (5 600 a 16 800 atm).

 

Classificação de uma Solução quanto à Natureza do Soluto

– Uma solução é a mistura homogênea de um soluto em um solvente;

– em uma solução molecular, todas as partículas dissolvidas são moléculas; o soluto não sofre ionização. Exemplo: solução aquosa de açúcar comum, sacarose, C12H22O11;

– em uma solução iônica, há íons em solução; as partículas dissolvidas são íons provenientes da dissolução de um sólido iônico ou da ionização de uma substância molecular. Exemplos: solução aquosa de sal de cozinha (NaCl); solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4);

  A  água  e  o  açúcar                  A  água  e  o  sal  de
formam uma solução                   cozinha formam uma
   molecular :  não  há                   solução  iônica :  há
  íons em solução.                      íons em solução

Como as propriedades coligativas dependem apenas do número de partículas de soluto, e não de sua natureza, temos que, numa solução iônica, os efeitos coligativos são mais intensos que na solução molecular de mesma concentração.

Soluções Iônicas

São aquelas que possuem íons como partículas do soluto. Observe que uma solução iônica não tem necessariamente apenas íons dissolvidos. Uma solução iônica pode apresentar também moléculas dissolvidas.

Sendo assim, o número de partículas de soluto existentes na solução vai depender:

– do número de íons presentes em cada fórmula do composto;

– do grau de dissociação ou ionização (a) desse composto a uma dada temperatura.

Exemplo

Considere o ácido sulfúrico, H2SO4(aq), com grau de ionização a = 61% ou 0,61 a 18°C.

A ionização de uma molécula de H2SO4 é dada pela equação:

Se considerarmos 100 moléculas de H2SO4, nas condições descritas, temos:

Isto significa que cada 100 moléculas de H2SO4 dissolvidas em água dão origem a 222 partículas em solução.

O cientista holandês Jakobus Henricus Van’t Hoff, por volta de 1882, percebeu que o número de partículas, em solução iônica, poderia ser calculado  pelo produto do número de partículas dissolvidas por um certo fator i que, em sua homenagem, é conhecido como fator de correção de Van’t Hoff.

Nº de partículas em solução = Nº de partículas dissolvidas . i

Observe no nosso exemplo:

222 = 100 · i onde:

Van’t Hoff demonstrou que o fator de correção (i) podia ser calculado pela relação:

Onde:

a = grau de ionização ou dissociação do composto;

q = no total de íons liberados na ionização de 1 molécula ou na dissociação de 1 agregado iônico.

 

Como vimos, o soluto iônico apresenta um número de partículas maior e, conseqüentemente, o efeito coligativo será mais acentuado.

Portanto, torna-se necessário, então, corrigir as equações, introduzindo um fator corretivo de Van't Hoff (i).

Então temos:

Efeito coligativo = K . W . i

onde:

i = 1 + α . (q - 1)

Deste modo, as fórmulas referentes ao efeitos coligativos para solutos iônicos são:

 

Tonoscopia

Ebulioscopia

Criscopia

Osmoscopia

Saiba Mais.....

Quem já não teve o "desprazer" de 

tomar um café requentado?

Realmente fica longe do sabor daquele café passado na hora mas, o que haverá de diferente entre os dois processos? O Portal de Estudos em Química traz as explicações desse fenômeno provando que a química é útil na explicação de situações do nosso dia a dia.

          O segredo é a forma como o café requentado é aquecido mas, esta forma de aquecer é que iremos revelar durante o transcorrer deste artigo. Por hora, vamos a uma revisão dos conceitos que envolvem este fenômeno. 

          Dentro do estudo das propriedades coligativas, ou seja, do estudo das propriedades resultantes da interação entre substâncias,  há uma sub área chamada de  ebuliometria, a qual estuda os pontos de ebulição das soluções, fazendo uma análise da interação entre as substâncias constituintes de uma solução e suas contribuições para a alteração do ponto de ebulição da mesma em relação aos pontos de ebulição das substâncias puras.

          Sabe-se que, sob a pressão de 1 atm (ao nível do mar, por exemplo), a água pura ferve a 100ºC mas, no entanto, com a dissolução de um sal, como por exemplo: o NaCl (cloreto de sódio), a solução  ferve a uma temperatura superior a 100°C. É esse fenômeno do aumento do ponto de ebulição que a ebuliometria estuda.

 

A ebulição de um líquido puro

          Na passagem de estado físico "líquido" para o estado "vapor", ocorre o fenômeno denominado vaporização, sendo que ele pode ocorrer de duas maneiras:

 

- por evaporação, onde o processo é lento e se faz na superfície do líquido.

- por ebulição que é uma vaporização turbulenta, com a formação de bolhas em todo o interior do líquido.

 

         Diz-se que um líquido encontra-se em ebulição quando a pressão de vapor das bolhas formadas no processo é igual ou superior à pressão externa, ou seja, em um recipiente aberto, a pressão externa será a pressão atmosférica e, quando a pressão das bolhas formadas for igual ou superior a atmosférica, ocorre o processo de ebulição do líquido. 

 

          Não é muito difícil notar que, na medida em que a pressão atmosférica for diminuindo, mais facilmente será alcançada a pressão de vapor da bolha necessária para a ebulição e menor será a temperatura de ebulição do líquido. Na tabela 1 podemos observar as temperaturas de ebulição da água (na escala ºC) com relação inversamente proporcional a altitude do local, sempre tomando como base o nível do mar. Perceba que quanto maior a altitude, menor a camada de ar e, por consequência, menor a pressão atmosférica exercida sobre o líquido, o que implica em um processo de ebulição a uma temperatura inferior a de um local com menor altitude.

Localidade

Altitude  em relação

ao nível do mar (m)

Temperatura aproximada de ebulição da água (ºC)

Rio de Janeiro

0

100

São Paulo

750

97

Campos do Jordão

1.628

95

Cidade do Méxido

2.240

92

La Paz

3.636

88

Monte Kilimanjaro

5.895

82

Monte Everest

8.848

70

Tabela 1 - Pontos de ebulição da água em diversas regiões da Terra

 

(O NAEQ já publicou um artigo sobre a diferença entre ebulição e evaporação, para conferir, clique aqui)

 

          Como vimos, a temperatura de ebulição está diretamente associada a uma propriedade das substâncias denominada pressão de vapor. Ao lado, temos as curvas de pressão de vapor de três substâncias. Percebemos várias associações e elas podem se resumir ao seguinte esquema:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Figura 1 - Pontos de ebulição a uma 

pressão constante de diferentes substâncias

          Veja na figura 1 que o composto mais volátil é o éter, com uma temperatura de ebulição de 35ºC, a qual é bem inferior a da água. A explicação disso nos reporta a uma análise das interações moleculares do composto, de maneira a relacionar a polaridade com as ligações intermoleculares. Este assunto foi amplamente discutido no artigo "Ponte de hidrogênio, força molecular intrigante!" mas, para uma análise simplificada do caso, a relação entre as magnitudes de energia envolvidas nas forças intermoleculares é mostrada na figura 2:

Figura 2 - Magnitude das interações intermoleculares

 

          Sabendo-se disso, podemos concluir que cada composto químico, na sua forma  pura, possui suas propriedades físicas bem definidas, de maneira a apresentar sempre o mesmo comportamento quando as suas variáveis de estado apresentarem um mesmo valor, como pressão e temperatura, por exemplo. 

 

A ebulição de uma solução

          O mesmo comportamento de um composto na forma pura não é observado quando estamos trabalhando com soluções, compostas por solutos não voláteis, como o café por exemplo. O pó de café seria o "soluto não volátil" e a água nosso "solvente". Desta maneira, a solução terá um ponto de ebulição diferente daquele encontrado para o solvente puro, ou seja, da água. Podemos ver na figura 3 a diferença entre o ponto de ebulição de uma solução e do solvente puro. 

 

 

Figura 3  - Ponto de ebulição de um líquido e de uma solução

          Segundo a Tonometria (parte das propriedades coligativas que estuda a evaporação dos líquidos e soluções líquidas) a pressão máxima de vapor da solução sempre será menor do que a do líquido puro, de tal modo que a curva da solução estará sempre abaixo da curva do solvente puro. Desse modo, a solução somente ferverá a uma temperatura  t superior à da ebulição do líquido puro, t0. Devido ao fato de emitir menos vapores, será necessário mais calor para ferver a solução. O efeito ebuliométrico pode ser expresso, como definição, dessa forma:

          A elevação da temperatura de ebulição da solução (/\te) é a diferença entre temperatura de início de ebulição da solução (t) e a temperatura de ebulição do líquido puro (t0) sob mesma pressão externa.

matematicamente: /\te= t - t0

 

   O leitor, ao analisar as informações acima, poderia se questionar nessa altura: 

- "Mas... o artigo não era sobre o café requentado?" O que ele tem a ver todos esse conceitos com o café ? Calma... o Portal de Estudos em Química não errou o título do artigo não, abaixo explicamos melhor essa história.

          O que viu-se nos parágrafos anteriores nada mais  é do que a explicação de porque o café, quando requentado de maneira inadequada, fica com aquele gosto ruim. Quando o café é feito, a água quente mistura-se com o pó de café formando uma solução, onde o café é o soluto não volátil e a água, o solvente, recordando o que vimos anteriormente. Vimos também que a solução formada pela água e o pó de café possui um ponto de ebulição diferente do ponto de ebulição da água e, como também vimos, segundo a lei da ebuliometria, o ponto de ebulição  da solução será sempre maior do que a do líquido puro.

Figura 4 - Café aquecido em "Banho Maria"

 

           Tendo o entendimento de todos os conceitos até aqui analisados, quando esquentamos o café já feito, deixando atingir o seu estágio de fervura, ocorre a degradação das substâncias existentes no café, fato esse que explica porque sentimos, através de nosso paladar, aquele gosto de queimado. Claro, a solução ferve a uma temperatura maior do que a da água.

          A solução para esse problema é utilizar o velho e bom "banho maria" (veja ilustração da figura 4), fazendo com que a solução não entre em ebulição e, por conseqüência, não degradando as substâncias responsáveis pelo aroma e sabor presentes no café.

 

 

 

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Este site foi atualizado em 24/01/11