12.10: Depressão do Ponto de Solidificação e Elevação do Ponto de Ebulição

Elevação do Ponto de Ebulição

O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura à qual a sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica ambiente. Uma vez que a pressão de vapor de uma solução é reduzida devido à presença de solutos não voláteis, é de esperar que o ponto de ebulição da solução seja subsequentemente aumentado. A pressão de vapor aumenta com a temperatura e, por isso, uma solução requer uma temperatura superior à do solvente puro para atingir uma determinada pressão de vapor, incluindo uma equivalente à da atmosfera circundante. O aumento do ponto de ebulição observado quando um soluto não volátil é dissolvido em um solvente, ΔT_b, é chamado de elevação do ponto de ebulição e é diretamente proporcional à concentração molal de espécies de soluto:

onde K_b é a constante de elevação do ponto de ebulição, ou a constante ebulioscópica e m é a concentração molal (molalidade) de todas as espécies de soluto. As constantes de elevação do ponto de ebulição são propriedades características que dependem da identidade do solvente.

Depressão do Ponto de Solidificação

As soluções congelam a temperaturas mais baixas do que os líquidos puros. Este fenómeno é explorado em esquemas de “descongelamento” que utilizam sal, cloreto de cálcio, ou ureia para derreter gelo em estradas e passeios, e na utilização de etilenoglicol como “anticongelante” em radiadores de automóveis. A água do mar congela a uma temperatura mais baixa do que a água doce e, por isso, os oceanos Árctico e Antárctico permanecem descongelados mesmo a temperaturas inferiores a 0 °C (tal como os fluidos corporais dos peixes e outros animais marinhos de sangue frio que vivem nestes oceanos).

A diminuição do ponto de solidifcação de uma solução diluída em relação ao solvente puro, ΔT_f, é denominada depressão do ponto de solidifcação e é diretamente proporcional à concentração molal do soluto

onde m é a concentração molal do soluto e K_f é chamada de constante de depressão do ponto de solidifcação (ou constante crioscópica). Tal como para as constantes de elevação do ponto de ebulição, estas são propriedades características cujos valores dependem da identidade química do solvente.

Determinação das Massas Molares

A pressão osmótica e as alterações no ponto de solidificação, no ponto de ebulição, e na pressão de vapor são diretamente proporcionais ao número de espécies de solutos presentes em uma determinada quantidade de solução. Por conseguinte, a medição de uma destas propriedades para uma solução preparada com uma massa conhecida de soluto permite a determinação da massa molar do soluto.

Por exemplo, uma solução de 4,00 g de um não eletrólito dissolvido em 55,0 g de benzeno pode congelar a 2,32 °C. Assumindo o comportamento ideal da solução, qual é a massa molar deste composto?

Para resolver este problema, calcula-se, em primeiro lugar, a alteração do ponto de solidificação entre o ponto de solidificação observado e o ponto de solidificação do benzeno puro:

Em seguida, a concentração molal é determinada a partir de K_f, a constante de depressão do ponto de solidificação para o benzeno, e ΔT_f:

Em seguida, o número de moles do composto na solução é encontrado a partir da concentração molal e da massa de solvente que foi utilizada para a solução.

E, por fim, determina-se a massa molar a partir da massa do soluto e do número de moles dessa massa.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 11.4: Colligative Properties.

A temperatura a que a pressão de vapor de um líquido iguala a pressão atmosférica é conhecida como o seu ponto de ebulição. Logo, se acrescentamos um soluto não volátil ele baixa o vapor pressão de um solvente, uma solução requer uma temperatura mais elevada para aumentar a sua pressão de vapor a um ponto que seja igual a a pressão atmosférica. Assim, o ponto de fervura de uma solução é maior do que isso de um solvente puro.

Estas mudanças em lata de vaporização podem ser examinadas numa gama de temperaturas e pressões utilizando um diagrama de fases. Uma solução tem um vapor mais baixo de pressão do que o solvente puro a todas as temperaturas. Assim, a curva de vaporização da solução ficaria abaixo do solvente.

A 1 pressão atmosférica, a curva corresponde a uma temperatura mais alta do que o ponto de ebulição do solvente puro. O aumento do ponto de fervura da solução comparado ao do solvente puro é conhecido como elevação do ponto de ebulição. O ponto de ebulição de uma solução é uma propriedade coligativa.

A medida que a temperatura aumenta, ou ΔTb, é diretamente proporcional à concentração de soluto e pode ser calculada através da multiplicação da molaridade do soluto e a ebulição molar constante de elevação de pontos. O ponto de ebulição constante de elevação tem as unidades de graus Celsius por molaridade, e é diferente para cada solvente. Para a água, a constante é de 0, 512 graus Celsius por mol.

Assim, uma solução aquosa de 2, 00 mols elevará o ponto de ebulição da água de 1, 02 graus Celsius para 101, 02 graus Celsius. A adição de um soluto não volátil também reduz o ponto de congelamento da solução comparado ao de um solvente puro. No ponto triplo, as pressões de vapor do sólido, líquido, e no estado gasoso são iguais.

Porque um soluto não volátil baixa a pressão de vapor da solução, e toda a curva de congelamento, que se estende para cima a partir do ponto triplo, muda de tal forma que a solução congela a uma temperatura mais baixa. Esta diminuição na temperatura de congelamento de uma solução comparada ao de um solvente puro é conhecido como pressão pontual de congelamento. Tal como o ponto de ebulição, o ponto de congelamento de uma solução é também uma propriedade coligativa.

A diminuição da temperatura ou ΔTf é diretamente proporcional à concentração de soluto e pode ser calculada multiplicando a molaridade do soluto e da constante de depressão molar do ponto de congelamento A constante de depressão do ponto de congelamento também depende do solvente e tem as unidades graus Celsius por mol. Para a água, constante é de 1, 86 C por mol. Assim, uma de solução de glicol de 0, 5 mol irá baixar o ponto de congelamento da água em 0, 93 graus Celsius, para 0, 93 graus Celsius negativos.