ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR

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O conceito de propriedades coligativas

Existem quatro propriedades das soluções que dependem da quantidade de partículas de soluto dissolvidas em uma certa quantidade de solvente, mas não da natureza dessas partículas dissolvidas.

Elas são conhecidas como propriedades coligativas, palavra que vem do latim co, que indica a participação simultânea, e ligare, que significa unir, ligar.

A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução, mas não depende da natureza dessas partículas.

Tais fenômenos podem ser explicados pelas interações que ocorrem entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam a passagem do solvente para o estado de vapor, assim como o seu congelamento.

As quatro propriedades coligativas, que estudaremos a partir desse ponto, são o abaixamento da pressão de vapor, o aumento da temperatura de ebulição, o abaixamento da temperatura de solidificação e a tendência de o solvente atravessar determinadas membranas de permeabilidade seletiva.

ABAIXAMENTO DA PRESSÃO DE VAPOR O efeito tonoscópico

Anteriormente foi estudado o comportamento do vapor de um solvente quando nele é dissolvido um soluto não-eletrólito e não-volátil.

A presença desse soluto provoca um abaixamento da pressão de vapor do solvente, o que é conhecido como efeito tonoscópico.

Nas soluções (A) e (B) mostradas abaixo, a quantidade de glicose e de sacarose, em mols, dissolvida em uma igual quantidade de água é a mesma. Isso revela que o abaixamento de pressão de vapor provocado pela presença do soluto depende da concentração de partículas de soluto e não da natureza desse soluto.

O gráfico abaixo mostra a curva de pressão de vapor para a água pura e para as soluções (A) e (B).

Tonoscopia ou tonometria é o estudo da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil.

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Fonte: Química no cotidiano: volume 2

Veja este outro exemplo:

Fonte: Química volume único

A pressão de vapor da solução deve-se exclusivamente à quantidade de solvente na fase de vapor.

A tabela a seguir, apresenta os valores aproximados da pressão máxima de vapor do solvente em soluções que foram preparadas dissolvendo-se 1 mol de soluto em 1,0 L de água.

Observe a relação existente entre o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (∆P) e o número de mol de partículas do soluto presente na solução.

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Podemos concluir que:

O abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor das soluções mencionadas pode ser representado em um gráfico que relaciona os valores das pressões máximas de vapor do solvente puro e das soluções em função da temperatura.

Visão microscópica do efeito tonoscópico

Vamos imaginar a superfície da água líquida pura em equilíbrio com vapor de água. Ao mesmo tempo que moléculas evaporam da fase líquida, outras que estão na fase vapor condensam-se, ou seja, retornam à fase líquida. Como há equilíbrio entre as fases (a extensão de cada uma delas permanece constante) isso indica que a velocidade de evaporação é igual à velocidade de condensação.

No caso da solução, a presença de algumas moléculas de soluto na superfície da solução não atrapalha o retorno das moléculas (condensação), mas dificulta a evaporação, pois na solução há menos moléculas de solvente na superfície, ou seja, menos moléculas aptas a passar para a fase vapor. Assim, é como se a presença do soluto “atrapalhasse” a vaporização do líquido, o que acarreta a redução da sua pressão de vapor e o torna menos volátil. Veja a imagem abaixo:

Quanto maior for o número de partículas (nº de mol) do soluto não-volátil na solução, maior será o abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (∆P).

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Quanto maior a concentração de soluto, menor a fração em mols do solvente e, portanto, menor a pressão de vapor do solvente na solução. Desde há muito tempo, os habitantes das regiões áridas perceberam que os lagos de água salgada têm menor tendência para secar que os lagos de água doce. Isso se deve ao efeito tonoscópico produzido pelos sais dissolvidos na água, que são solutos eletrólitos e não-voláteis. Na foto abaixo, um lago de água salgada em região desértica.

EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA

Ebulioscopia ou ebuliometria é o estudo da elevação da temperatura de ebulição do solvente em uma solução.

O aumento (variação) da temperatura de ebulição (ΔtE) pode ser justificado pela diminuição da pressão máxima de vapor, que se deve à presença das partículas do soluto. Para que ocorra a ebulição da solução, é necessário que ela seja aquecida até que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica.

Crioscopia ou criometria é o estudo da diminuição da temperatura de congelamento de um solvente em uma solução.

A adição de um soluto não-volátil a um solvente provoca um abaixamento na temperatura de congelamento (ΔtC) desse solvente, o que pode ser explicado pelo fato de as partículas do soluto dificultarem a cristalização do solvente. Esses dois efeitos coligativos — ebulioscopia e crioscopia — podem ser visualizados no gráfico abaixo, que mostra as

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temperaturas de fusão e ebulição, ao nível do mar, da água pura e de uma solução aquosa 1 mol/L de uréia.

Pela observação do gráfico, podemos concluir que a temperatura de fusão (congelamento) da solução é igual a –1,86 ºC e a sua temperatura de ebulição é de 100,52 ºC. Assim, para soluções que contenham 1 mol de partículas por litro de água, temos ΔtC = 1,86 ºC e ΔtE = = 0,52 ºC.

Generalizando, temos:

Quanto maior o número de partículas (nº de mol) do soluto não-volátil na solução: • maior a elevação da temperatura de ebulição do solvente (maior ΔtE);

• maior o abaixamento da temperatura de congelamento do solvente (maior ΔtC).

Em foco...

O PORQUÊ DA ADIÇÃO DE SAL (NaCl(s)) À NEVE!

Como sabemos, a adição de NaCl à água reduz o seu ponto de congelamento (efeito crioscópico). A presença de 23,3% de NaCl(s) na água pode reduzir o seu ponto de congelamento a -21,1°C, formando entre ambos uma mistura eutética. Se sal sólido for adicionado ao gelo acima dessa temperatura, parte deste se fundirá e ocorrerá a dissolução do sal adicionado. Se mais sal for adicionado, o gelo continuará a se fundir. Essa é uma prática às vezes usada para remover o gelo das ruas das cidades em países em que neva no inverno.

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Em (A) nos países frios, durante o inverno, sal às vezes é jogado sobre a neve acumulada nas ruas e calçadas.

Em (B) a colocação de um aditivo especial nos radiadores dos automóveis eleva o ponto de ebulição da água e também abaixa o seu ponto de congelamento. O ultimo efeito é particularmente útil nos países de clima frio. PRESSÃO OSMÓTICA

Membranas semipermeáveis

Os cientistas descobriram que alguns materiais naturais têm uma interessante propriedade. Eles permitem que determinadas substâncias os atravessem, mas outras não. Como a palavra permeável significa “que deixa passar” e a palavra impermeável significa “que não deixa passar”, tais materiais foram denominados materiais semipermeáveis, pois são seletivos quanto às substâncias que os atravessam.

A membrana que reveste as células é um exemplo de material que apresenta seletividade sobre certas moléculas de substâncias que a atravessam. As moléculas de água, algumas outras moléculas pequenas e alguns íons hidratados podem atravessar a membrana celular. Isso permite que substâncias necessárias ao funcionamento da célula entrem nela. Também permite que substâncias tóxicas produzidas por ela sejam eliminadas para o meio externo. Moléculas muito grandes não atravessam os orifícios da membrana celular, o que é importantíssimo para evitar que as células percam

as proteínas e outras substâncias vitais para o seu funcionamento saudável. De modo bem simplista, podemos considerar que a

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nos materiais semipermeáveis. Esses orifícios, de dimensões microscópicas, permitem que partículas menores que eles os atravessem, mas partículas maiores não.

A bexiga de porco, o papel celofane e as paredes de células de organismos são denominados membranas semipermeáveis. Recebem esse nome porque permitem a passagem de moléculas do solvente, mas não do soluto. Esse fenômeno é denominado osmose.

Osmose

A figura (A), abaixo, ilustra a situação inicial de uma experiência na qual uma solução aquosa de glicose está separada de água pura por meio de uma membrana semipermeável que só permite a passagem da água, mas não de solutos nela dissolvidos.

Após algum tempo, verifica-se que o nível da água é mais alto na parte do sistema em que está a solução, como ilustrado em (B). Esse resultado ilustra uma generalização feita pelos cientistas após muitas observações. Quando uma membrana que permite apenas a passagem do solvente separa água pura de uma solução aquosa, ocorre um fluxo efetivo de água através da membrana em direção à solução.

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O fluxo efetivo de solvente através de uma membrana permeável apenas ao solvente é denominado osmose, citado anteriormente. Verifica-se que esse fluxo ocorre espontaneamente do meio menos concentrado para o meio mais concentrado.

As figuras abaixo ilustram a ocorrência da osmose em uma aparelhagem ligeiramente diferente daquela apresentada nas figuras (A) e (B) A figura (C) ilustra o sistema inicial e a figura (D), o sistema após algum tempo.

A figura abaixo mostra um experimento clássico no qual ocorre osmose. O funil contendo uma solução aquosa de glicose é selado com uma membrana semipermeável e introduzido num béquer contendo água. Com o passar do tempo, a água flui para a solução, e o nível desta sobe na haste do funil, até que a pressão exercida pela coluna (π) impeça a entrada de mais solvente.

Para impedir a diluição da solução, seria necessário aplicar sobre ela uma pressão externa denominada pressão osmótica da solução (π).

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Pressão osmótica (π) é a pressão externa que deve ser aplicada a uma solução para evitar sua diluição (osmose).

A pressão osmótica pode atingir valores muito elevados, mesmo quando se trabalha com soluções que apresentam pequenas diferenças de concentração. Esse fato é muito importante para o funcionamento de nosso organismo.

A pressão osmótica normal do sangue é de aproximadamente 7,4 atm quando comparada com a da água pura. Os glóbulos vermelhos (hemácias) do sangue, assim como todas as células vivas do organismo, são afetados por diferenças de pressão osmótica. Veja o aspecto dessas células em soluções com diferentes concentrações:

Fonte: Química - volume único

Osmose reversa

Consideremos que a pressão osmótica da solução nas imagens abaixo seja π e que a pressão externa aplicada seja P.

Na figura (G), a pressão aplicada é menor que a pressão osmótica. Essa pressão é insuficiente para impedir que a osmose ocorra. (Ela prossegue, contudo, mais lentamente, em decorrência da pressão aplicada.)

Na figura (H) estamos diante da situação que define a pressão osmótica. A pressão aplicada é exatamente a necessária para impedir a osmose.

Na figura (I), como a pressão aplicada é superior à pressão osmótica, ela força o fluxo de solvente a ocorrer preferencialmente no sentido oposto ao espontâneo. Esse fluxo, denominado osmose reversa, não é espontâneo. Ele só ocorre porque a pressão aplicada é suficientemente alta. A

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osmose reversa tem como importante aplicação a obtenção de água pura a partir da água do mar.

Fonte: Química - volume único

Visão microscópica da osmose

Microscopicamente, podemos interpretar a osmose como a passagem de água por meio de orifícios existentes na membrana. Esses orifícios são suficientemente pequenos para permitir a passagem de água mas não dos íons que carregam consigo uma camada de hidratação, ou seja, uma camada de moléculas de água ao seu redor.

O fluxo de água ocorre pela membrana nos dois sentidos. Porém a ocorrência da osmose indica que o fluxo é mais intenso no sentido do meio menos concentrado para o mais concentrado. Assim, há um fluxo efetivo de água num dos sentidos, denominado osmose. A figura (E) esquematiza a osmose em nível microscópico.

Em foco...

O CLORETO DE SÓDIO E A OSMOSE

Qual deve ser a concentração adequada de soluto no soro que é administrado em pacientes?

Por que o sal ajuda a conservar a carne-seca?

De que modo pode-se obter água pura a partir da água do mar empregando o conceito de osmose?

As respostas a essas perguntas — ligadas à saúde, à alimentação e à subsistência do ser humano — relacionam- se ao conceito de osmose.

O sangue é formado por elementos celulares (glóbulos brancos, glóbulos vermelhos e plaquetas) e por uma solução aquosa de vários

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componentes, que é o soro sanguíneo. O soro sanguíneo apresenta uma pressão osmótica bem definida, que é a mesma pressão osmótica do líquido presente no interior das células sanguíneas.

Um glóbulo vermelho, por exemplo, se for colocado em uma solução de pressão osmótica maior que ele, denominado meio hipertônico, perderá água por osmose e murchará. Se for colocado em um meio com pressão osmótica menor, um meio hipotônico, ganhará água por osmose e inchará até estourar. Só em um meio com uma pressão osmótica igual àquela de seu interior, um meio isotônico, um glóbulo vermelho não corre o risco de murchar ou de estourar.

Assim, ao administrar na circulação de um paciente grandes volumes de líquido, é necessário que esse líquido apresente a mesma pressão osmótica do plasma sanguíneo. O soro glicosado é uma solução aquosa 5% em massa de glicose, que é uma solução isotônica ao sangue. Não oferece, portanto, risco às células sanguíneas.

O soro fisiológico é uma solução aquosa de NaCl a 0,9% e também apresenta a mesma pressão osmótica do sangue. Seu uso consiste numa maneira de hidratar o paciente (repor água que foi perdida), sem risco de afetar as células sanguíneas.

A pressão osmótica do meio interno de um glóbulo vermelho é igual à do plasma sanguíneo. Na foto, glóbulo vermelho visto ao microscópio eletrônico sob ampliação aproximada de 8 mil vezes (imagem colorida por computador).

Na conservação da carne pela salga, produzindo a carne- seca (jabá, charque, carne-de-sol), o cloreto de sódio retira a água da carne, por osmose. Também retira água de microrganismos eventualmente presentes, impedindo seu crescimento e sua atividade. Assim, a carne é preservada por mais tempo. A salga do pescado (por exemplo, bacalhau seco) baseia-se no mesmo princípio.

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A salga é uma antiga técnica para conservar certos alimentos. Fonte: Química no cotidiano: volume 2

A pressão osmótica da água do mar é da ordem de 27 atm. Essa é a pressão que deve ser aplicada à água do mar — separada da água pura por uma membrana que deixe passar apenas o solvente—para impedir que ocorra a osmose. Se a pressão exercida for superior a 27 atm, o fluxo osmótico é invertido, e água pura pode ser obtida por osmose reversa.

Em algumas regiões desérticas já existem usinas nas quais água pura é obtida a partir da água do mar por meio da osmose reversa. A principal dificuldade envolvida nessa tecnologia diz respeito ao material da membrana semipermeável, já que ele deve resistir a altas pressões sem se romper.

A ideia da osmose reversa também é usada para a fabricação de equipamento de sobrevivência para náufragos, permitindo que obtenham água pura a partir da água do mar.

Para um náufrago sem água há muitos dias, a ideia de beber água do mar é uma tentação fatal. A água do mar não apresenta apenas cloreto de sódio, mas vários outros solutos, entre os quais sais de magnésio. Embora nosso intestino apresente mecanismos que permitam a absorção dos íons presentes nas comidas e nas bebidas, os íons magnésio (Mg2+) não são absorvidos com muita eficiência. Ao ingerir a água do mar, a concentração de íons magnésio dentro do intestino aumenta muito e, por osmose, água passa da circulação sanguínea para o interior do intestino, provocando diarréia. Assim, o náufrago não só deixa de saciar a sede, como também desidrata-se fatalmente por causa da diarréia. (Os íons de Mg2+ também explica por que existem laxantes baseados no hidróxido de magnésio — o leite de magnésia — e no sulfato de magnésio — o sal amargo ou sal de Epsom.)

Equipamentos portáteis baseados na osmose reversa permitem que um náufrago aplique pressão por meio de uma bomba manual, gerando pressão suficiente para produzir cerca de 4,5 L de água pura em cerca de uma hora. Já foi relatado o caso de um casal de náufragos que permaneceu

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66 dias no mar alimentando-se de peixe e obtendo água por meio de kits de sobrevivência baseados na osmose reversa.

Kit de sobrevivência que permite obter água pura a partir da água do mar por meio de osmose reversa.

Referências Bibliográficas

NÓBREGA, Olívio Salgado; SILVA, Eduardo Roberto; SILVA, Ruth Hashimoto. Química - Volume único. Ed. Ética, São Paulo, 2007.

PERUZZO, Francisco Miragaia; CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem do cotidiano. Ed. Moderna, v.2, São Paulo, 2010.

SANTOS, Wildson; MOL, Gerson. Química Cidadã. Ed. Nova Geração, v.2, São Paulo, 2010.

USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química – Volume único. Ed. Saraiva, São Paulo, 2013.