Calcule a pressão osmótica, em 20° C, de cada uma das seguintes soluções. Suponha dissociação completa dos solutos iônicos. (a) 0,050 mol/L de C12H22O11(aq). (b) 0,0010 mol/L de NaCl(aq). (c) Uma solução saturada, em água, de AgCN, de solubilidade 23 μ g /100 g de água.

Passo 1

(b)Aqui tem que tomar cuidado: NaCl, como você deve saber, é sal, logo é soluto iônico. Quando dissolvido em água, se dissocia completamente em íons Na+ e Cl-. Então, você precisa considerar Na+ e Cl- como dois solutos diferentes, que tiveram origem de um único soluto: a “molécula” de NaCl.

Mais importante ainda é entender pela estequiometria da dissociação do NaCl, que se formam quantidades iguais de Na+ e Cl-. Assim:

1NaCl → 1 Na+ + 1 Cl-

E, sendo isso verdade, também vale que:

0,0010 NaCl → 0,0010 Na+ + 0,0010 Cl-

Passo 2

Ok, mas qual a relevância disso?

A relevância está no fato de que você precisa considerar a molaridade total, de todos os solutos da solução, pra poder usar a fórmula π = n V ∙ R ∙ T . Se a molaridade de Na+ e Cl- são iguais, e valem 0,0010 mol/L, na fórmula, a molaridade total é a soma de 0,0010 mol/L de um com 0,0010 mol/L de outro, resultando em uma molaridade total n V = 0,0020   m o l / L .

Vamos, nem é tão complicado assim de entender!

Passo 3

Agora é jogar os valores que temos na fórmula:

π = 0,0020 ∙ 62,4 ∙ 293

∴ π ≅ 36,57   T o r r

Resposta

(b) ∴ π ≅ 36,57   T o r r

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