PRESSÃO DE VAPOR (Pv) Em qualquer temperatura, as moléculas de qualquer líquido estão sempre em movimento. Algumas com velocidade (diferentes) maiores que as outras e por isso conseguem escapar do liquído, passando para a atmosfera. É o que acontece, por exemplo, com a roupa secando no varal ou uma poça d´água que vai desaparecendo.
A velocidade de evaporação do líquido é igual à velocidade de condensação de seus vapores. Dizemos, então que há um equilíbrio dinâmico entre o líquido e seus vapores. Os vapores do líquido chegaram ao estado de vapores saturados e que foi alcançada a pressão máxima de vapor do líquido. Pressão máxima de vapor (Pv) é a pressão exercida por seus vapores quando estes estão em equilíbrio dinâmico com o líquido. Pode-se dizer também que é a pressão exercida pelas moléculas do solvente líquido contra a a sua superfície para passar para o estado de vapor. Quanto maior a Pv mais volátil é o líquido. Ou seja, quanto mais pressão o líquido faz contra a sua superfície, mais este líquido passará para o estado de vapor, evapora mais rápido.
Alguns fatores influenciam na pressão de vapor, como:
- temperatura
- natureza do líquido Temperatura Quando se aquece um líquido, a quantidade de vapor tende a aumentar conforme o tempo, o que fará com que a pressão de vapor também aumente.
O aumento da temperatura ocasiona a agitação das moléculas. O líquido evapora mais intensamente e causa maior pressão de vapor. Veja o caso da água pura: Quanto maior Pv , mais volátil (mais evapora) Natureza do líquido Considere um frasco que contém água e outro contendo álcool, ambos no estado líquido e com mesmo volume e temperatura. Nos dois frascos há um manômetro para medir a pressão de vapor das substâncias.
Após algum tempo, a pressão indicada pelo álcool foi maior do que a pressão indicada para a água, porque no frasco do álcool houve a formação de uma quantidade maior de vapores, já que o álcool é uma substância mais volátil.
Conclui-se que a pressão de vapor de uma substância depende apenas de sua natureza química e não da quantidade.
Líquidos mais voláteis que a água, como éter comum, álcool etílico e acetona evaporam mais intensamente e possuem maior pressão de vapor. Quanto menor a temperatura, mais evapora, maior Pv TONOSCOPIA A tonoscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona o abaixamento da pressão de vapor de um líquido, quando a ele se adiciona um soluto não-volátil. Se adicionarmos um soluto não-volátil em solvente, ocorre a diminuição da pressão de vapor e consequentemente, demora mais tempo para evaporar.
A pressão de vapor de um solvente puro sempre será maior do que a pressão de vapor de uma solução.
Com a adição das partículas do soluto intensificam-se as forças atrativas moleculares e diminui a pressão de vapor do solvente. Exemplo de pressão de vapor da água pura e em solução:
Água pura (25°C) = Pv=23,76mmHg
Solução 1mol/L de glicose (25°C) = Pv=23,34mmHg
Solução 1mol/L de sacarose (25°C) = Pv=23,34mmHg
Quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, menor será a sua pressão de vapor. Ebulição dos Líquidos Puros O fenômeno físico onde uma substância passa do estado líquido para gasoso é a vaporização. Há três tipos de vaporização:
- evaporação
- ebulição
- calefação A evaporação acontece na superfície do líquido. É uma vaporização mais lenta, mais calma.
A ebulição acontece no interior do líquido. É uma vaporização mais turbulenta, com formação de bolhas.
A calefação é uma passagem muito rápida do estado líquido para vapor. Quase que instantânea. Quando a pressão de vapor é igual a pressão atmosférica o líquido entra em ebulição. 
Onde:
Pv ou Po = pressão de vapor
Patm = pressão atmosférica (pressão externa local) Se a pressão de vapor aumenta, o ponto de ebulição (P.E.) também aumenta. Ponto de Ebulição e Pressão Atmosférica A pressão atmosférica varia de acordo com a altitude. Com o aumento da altitude, diminui a pressão atmosférica, diminuindo o ponto de ebulição, causando a diminuição da pressão de vapor.
Locais onde tem menos pressão atmosférica, a água ferve mais rápido. As moléculas escapam do líquido com mais facilidade.
Em lugares de grande altitude, as substâncias entram em ebulição a temperaturas mais baixas que ao nível do mar. Isto explica a dificuldade de cozinhar alimentos, como ovos e arroz e preparar bebidas quentes, como café e chá em locais que estão ao nível do mar. Veja a tabela comparativa entre cidades de diferentes altitudes e seus pontos de ebulição:
Cidade / Local | Altitude em relação ao nível do mar (m) | P.E. aproximado da água (°C) |
Rio de Janeiro | 0 | 100 |
São Paulo | 750 | 97 |
Campos do Jordão | 1.628 | 95 |
Cidade do México | 2.240 | 92 |
La Paz | 3.636 | 88 |
Monte Everest | 8.848 | 70 |
Quanto maior a altitude, menor o P.E., menor a Patm, menor a Pv.
EBULIOSCOPIA A ebulioscopia é uma propriedade coligativa que ocasiona a elevação da temperatura de um líquido quando a ele se adiciona um soluto não-volátil e não-iônico.
A temperatura em que se inicia a ebulição do solvente em uma solução de soluto não-volátil é sempre maior que o ponto de ebulição do solvente puro (sob mesma pressão).
Isso acontece porque a água, por exemplo, só entrará em ebulição novamente se receber energia suficiente para que sua pressão de vapor volte a se igualar à pressão externa (atmosférica), o que irá acontecer numa temperatura superior a 100°C.
Exemplo:
Água pura: P.E. = 100°C
Água com açúcar: P.E. maior que 100°C Veja a tabela comapartiva a seguir com diferentes soluções de sacarose em água e o P.E.:
Quantidade de matéria de sacarose (por Kg de água) |
P.E. Água Pura a 1atm |
P.E. água na solução a 1atm |
0,01 | 100 | 100,01 |
0,2 | 100 | 100,10 |
0,8 | 100 | 100,42 |
Observe que quanto mais partículas dissolvidas há na solução, maior é a temperatura de ebulição. Quanto maior a quantidade de partículas em uma solução, maior será o seu P.E. Diagrama de Fases e o Ponto Triplo A transformação de cada estado físico possui um nome. Obseve: 
Existe um gráfico que representa as curvas de variação da temperatura de ebulição e da variação da temperatura de solidificação de uma substância qualquer em função da pressão de vapor. Essas curvas coincidem num ponto específico de cada substância. As curvas de variação das temperaturas de ebulição e de solidificação da água em função da pressão de vapor coincidem no ponto em que a pressão é igual a 4,579mmHg e a tempertura é 0,0098°C.
Esta coordenada representa o Ponto Triplo da água e o equilíbrio das fases. Isto quer dizer que a substância pode ser encontrada, neste ponto exato da curva, nos três estados físicos ao mesmo tempo: sólido, líquido e gasoso. Equilíbrio das fases:
Diagrama de Fases é o nome do gráfico que contém simultaneamente as curvas da variação das temperaturas de ebulição, solidificação e de sublimação de determinada substância química em função da pressão de vapor. Toda substância possui seu diagrama de fases, com seu ponto triplo (T) e suas curvas. Em um diagrama de fases podemos verificar que:
- no ponto triplo coexistem as três fases do equilíbrio;
- na curva de solidificação coexistem a fase sólida e a fase líquida;
- na curva de sublimação coexistem a fase sólida e a fase vapor;
- na curva de ebulição coexistem a fase líquida e a fase vapor. Ainda em relação ao diagrama de fases:
- toda região à esquerda das curvas de solidificação e de sublimação existe somente a fase sólida;
- toda região entre as curvas de solidificação e de ebulição existe somente a fase líquida;
- toda região à direita das curvas de ebulição e de sublimação existem somente a fase de vapor. O diagrama de fases explica muitos fenômenos que acontecem no nosso cotidiano. A patinação no gelo é um exemplo. O deslizamento dos patins no gelo é facilitado porque ao encostá-lo no gelo, ele exerce uma presão e o gelo derrete momentaneamente, ficando líquido. Quando acaba a pressão, volta a ser gelo.
O uso do gás carbônico (CO2) para a conservação de sorvetes também é um exemplo da utilidade do diagrama de fases. À pressão de 1atm, ele passa diretamente de sólido para gasoso a 78°C abaixo de zero. Por isso é usado como gelo-seco. Ele não se transorma em líquido, passa direto para a fase gasosa em temperatura ambiente. 
Substâncias simples que sofrem fenômenos como a alotropia também possuem seu diagrama de fases. É o caso do carbono, que possui os alótropos com diferentes formas geométrica, o carbono grafite e o carbono diamante. Hoje sabe-se que é possível trasformar grafite em diamante de acordo com estudos realizados sobre o diagrama de fases do carbono. O grafite pode ser transformado em diamante catalisado por crômio a uma temperatura de 2000°C e pressão de 100mil atm (equivalente à pressão no subsolo a uma profundidade de 33Km). Este processo pode ser feito em laboratórios especializados (até mesmo no Brasil) e leva cerca de 5 minutos. Carbono grafite Carbono Diamante Ponto de Congelamento Para que uma substância passe da fase líquida para a sólida, as suas moléculas precisam perder energia cinética (energia do movimento). Então, deve haver a diminuição da temperatura. Lembre-se que a temperatura está ligada ao agitamento das moléculas. Entre as substâncias com mesmo tipo de ligação intermolecular, o ponto de solidificação será mais baixo naquela que possuir menor massa molar. Isto porque quanto menor a massa molar da substância, maior é a mobilidade das suas moléculas (energia cinética).
Veja alguns Pontos de Solidificação:
Substância | PS (°C) | Massa Molar (g/mol) |
n-pentano | -129,7 | 72 |
n-hexano | -95 | 86 |
propanona | -94 | 58 |
ácido acético | 16,6 | 60 |
Em moléculas de diferentes ligações intermoleculares, o ponto de solidificação será mais baixo nas substância que tiverem a ligação mais fraca. Por isso o ácido acético tem PS mais alto que as demais substâncias apresentadas. Possui ligações intermoleculares do tipo pontes de hidrogênio, que é a mais forte das ligações.
CRIOSCOPIA É uma propriedade coligativa que ocasiona a diminuição na temperatura de congelamento do solvente. É provocado pela adição de um soluto não-volátil em um solvente. Esta relacionado com o ponto de solidificação (PS) das substâncias.
Esta propriedade pode ser chamada também de criometria. 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. Quanto maior o número de partículas dissolvidas em uma solução, menor será o seu ponto de congelamento. Em países onde o inverno é muito rigoroso, adiciona-se sal nas estradas para provocar a diminuição da temperatura de congelamento da água, evitando que se forme gelo. Esta propriedade também explica porque grande parte da água do mar não congela a 0°C. A imensa quantidade de sal dissolvida nos mares e oceanos faz com que o seu ponto de congelamento diminua.
Nos carros, é comum adicionar um anticongelante nos radiadores, o etilenoglicol. Esta substância em solução com a água diminui a temperatura de congelamento para -37°C. OSMOMETRIA A Osmose estuda a passagem espontânea de solvente de uma solução mais diluída para outra mais concentrada através de uma membrana semipermeável. A palavra osmose vem grego osmós, que significa impulso.
A Osmometria estuda a medição da pressão osmótica das soluções.
As soluções devem ser do mesmo soluto, afim de igualar concentração. Para impedir que o solvente passa para a solução mais concentrada, é adicionada uma pressão sobre a solução concentrada. Para a realização da osmose exitem três tipos de membranas:
- permeáveis
- impermeáveis
- semipermeáveis As membranas permeáveis deixam passar solvente e soluto.
É usado, por exemplo, um pano de algodão fino. As membranas impermeáveis não deixam passar solvente e nem soluto.
As membranas semipermeáveis tem ação seletiva quanto ao tipo de substância que pode atravessá-la. Deixam-se atravessar por algumas substâncias, mas por outras não. Permite a passagem do solvente e impede a passagem do soluto.
São exemplos de manbranas semipermeáveis:
- papel vegetal
- papel pergaminho
- tripa de animal (as que envolvem lingüiça e salsicha)
- bexiga de animal
- película de acetato de celulose – papel celofane
- membrana celular
- membrana de porcela que contém ferrocianeto cúprico Cu2[Fe(CN)6] Pressão Osmótica  é a pressão que se deve aplicar à solução para não deixar o solvente atravessar a membrana semipermeável. É a pressão que é preciso exercer sobre um sistema para impedir que a osmose ocorra naturalmente. Para o cálculo da pressão osmótica, usa-se a seguinte expressão: Para as soluções iônicas: Onde:
 As soluções podem ser classificadas quanto às suas pressões osmóticas.
Sendo duas soluções A e B com mesma temperatura: 
Hipertônica, isotônica e hipotônica refere-se à solução A em relação à solução B.Exemplo de cálculo de pressão osmótica:
Calcular a pressão osmótica de uma solução de sacarose (C12H22O11), sendo que foram dissolvidas 34,2g desse soluto em 0,5L de solvente a 27°C.
Dado: MM = 342g/mol Em primeiro lugar, deve-se calcular o número de mol em 34,2g de sacarose. Em seguida, encontrar o valor de 27°C em Kelvin, somando 273 ou 273,15. E por último, aplicar a fórmula sem o fator de correção de Van´t Hoff porque a sacarose é um composto molecular e não iônico. O efeito coligativo iônico é maior do que o efeito coligativo molecular. A pressão osmótica é muito importante e explica uma série de fenômenos que ocorrem.
O fato das verduras murcharem após serem temperadas com sal acontece porque o sal retira a água das células das verduras.
As frutas secas, como a ameixa-preta, incham quando colocadas em água.
Ajuda na conservação dos alimentos, por exemplo, a carne salgada e frutas cozidas em calda muito doce impedindo que não se estraguem com facilidade.
Os peixes tem metabolismos diferentes de acordo com o tipo de água em que vivem. O corpo do peixe é formado por muita água e outras substâncias dissolvidas nela. Como na água salgada possui mais sais do que na água doce, um peixe de água salgada não poderia viver em água doce e vice-versa. Causaria um desequilíbrio entre a presão osmótica interna do organismo do peixe e a pressão osmótica externa da água. Em casos de desidratação, onde há muita perda de água, é necessário repor ao organismo soro fisiológico, composto de água fervida, uma colher de sal de cozinha e duas colheres de açúcar, para reequilibrar a pressão osmótica do organismo. Resumo das Propriedades Coligativas
PROPRIEDADE COLIGATIVA | CAUSA |
Tonoscopia | Diminuição da pressão de vapor do solvente |
Ebulioscopia | Aumento da temperatura de ebulição |
Crioscopia | Diminuição da temperatura de congelamento |
Osmometria | Aumento da pressão osmótica |
| 
1 mol de partículas = número de Avogadro = 6,02.1023 partículas
) da substância que está dissolvida.
grau de dissociação (%)
:
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