Enunciado

Química - Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente - 5ª Edição - Peter Atkins, Loretta Jones e Leroy Laverman- Ed: 5º - Capítulo 9.1 - Ex. 71b

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 /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 . 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 .