Propriedades coligativas III - Ebulioscopia

A ebulioscopia engloba o conceito de ebulição.

Propriedades coligativas

• I - Introdução
• II - Pressão máxima de vapor e tonoscopia
• III -  Ebulioscopia
• IV - Crioscopia
• V - Osmoscopia

Ebulição

   Quando a temperatura alcança o ponto cuja pressão de vapor é igual à pressão atmosférica, ocorre vaporização em todo o líquido, e não mais somente na superfície. Nessa temperatura, o vapor formado pode afastar a atmosfera e criar espaço para si. Assim, bolhas de vapor formam-se no líquido e sobem rapidamente até a superfície. 

   De acordo com o diagrama de fases, em pressões menores o líquido ferve a temperaturas menores e vice-versa. Isso explica porque líquidos aquecidos em lugares com altitude elevada fervem com mais facilidade, isto é, a uma temperatura menor.

Quando a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão atmosférica, o líquido entra em ebulição.

   Uma definição correta de ponto de ebulição de um líquido é a temperatura em que a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão atmosférica.

   Veja por exemplo alguns pontos de ebulição, tomando como referência a pressão atmosférica como 1 atm ou 760 mmHg:

   Veja que o éter e o álcool etílico entram em ebulição com maior facilidade que a água, já que são mais voláteis, ou seja, suas forças moleculares são mais fracas.

O ponto de ebulição de uma substância é diretamente proporcional às suas forças

intermoleculares e sua massa molar.

Ebulioscopia

   A ebulioscopia é uma propriedade coligativa que determina que:

O ponto de ebulição de uma solução cujo soluto não é volátil é maior do que o ponto de 

ebulição do solvente puro, sob mesma pressão.

   Representando graficamente: (o valor de referência da pressão é a pressão atmosférica local)

   Podemos relacionar o estudo prático da ebulioscopia com a Lei de Raoult, vista anteriormente, dessa forma:

Δe = kₑ × W  ou  t - t₂ = kₑ × W

t = ponto de ebulição do solvente em solução

t₂ = ponto de ebulição do solvente puro

kₑ = constante ebuliométrica

   Ou seja, a diferença entre os pontos de ebulição do solvente em solução e do soluto ou efeito tonoscópico é o produto entre a constante ebuliométrica e a concentração molal dessa solução. Perceba que quanto maior a concentração molal, maior a variação no ponto de ebulição.

   A constante ebuliométrica é dada por:

R = constante dos gases ideais = 2 cal × K⁻¹ × mol⁻¹

T = temperatura absoluta de ebulição do solvente puro, em Kelvin (K)

Lv = calor latente de vaporização em cal × g⁻¹

   Para soluções iônicas, devemos aplicar o fator de correção de van't Hoff:

Δe = kₑ × W × i  ou  t - t₂ = kₑ × W × i