10- Se você dissolver quantidades equimolares de NaCl e
em água, o
diminui o ponto de congelamento da água cerca de 1,5 vezes mais que o NaCl . Por quê?
Passo 1
O enunciado dá o seguinte: ao dissolver quantidades equimolares de NaCl e
em água, observa-se que o
diminui o ponto de congelamento da água cerca de
vezes mais que o NaCl. A pergunta é: por quê?
Informações relevantes fornecidas:
Informações relevantes fornecidas:
- As concentrações são equimolares (mesma quantidade de mols por quilograma de solvente, ou seja, mesma molalidade).
- Observação experimental: depressão do ponto de congelamento com razão aproximada
entre e NaCl.
Passo 2
Conceito chave: depressão do ponto de congelamento como propriedade coligativa. Vou explicar isso com calma.
Propriedades coligativas são efeitos que dependem do número de partículas dissolvidas no solvente, e não da identidade química das partículas. Uma fórmula simples e muito usada para a depressão do ponto de congelamento é:
Propriedades coligativas são efeitos que dependem do número de partículas dissolvidas no solvente, e não da identidade química das partículas. Uma fórmula simples e muito usada para a depressão do ponto de congelamento é:
Explicando cada símbolo:
-
é a diminuição do ponto de congelamento do solvente (em kelvin ou graus Celsius, aqui só importa a diferença). -
é o fator de van 't Hoff, que conta o número efetivo de partículas produzidas por cada unidade de soluto dissolvido. -
é a constante crioscópica do solvente (para a água, é um número fixo conhecido). -
é a molalidade da solução, definida como mols de soluto por quilograma de solvente. Molalidade é a concentração apropriada para efeitos coligativos porque não depende da temperatura.
Passo 3
Definição prática de molalidade e “equimolar” no enunciado.
- Se a solução de NaCl e a de
são equimolares, isso significa que . Ou seja, estamos comparando soluções com a mesma .
Dado queé proporcional a quando e são iguais, a razão das depressões entre os dois sais reduz-se à razão dos respectivos fatores .
Passo 4
Calcular o fator de van 't Hoff
para cada sal (no caso ideal de dissociação completa).
- Dissociação teórica do NaCl em água:
cada fórmula gera
íons, então idealmente
.
- Dissociação teórica do
em água:
cada fórmula gera
íons, então idealmente
.
Passo 5
Relação entre as depressões de ponto de congelamento para soluções equimolares.
Com e
iguais:
Com
Portanto, na aproximação ideal (dissociação completa e comportamento ideal),
causa
vezes mais depressão do ponto de congelamento que NaCl simplesmente porque produz
partículas por fórmula em solução, contra
partículas do NaCl.
Passo 6
Observações sobre desvios do ideal (pra não te assustar na prova):
- Na prática, em soluções não infinitamente diluídas, interações íon-íon (como emparelhamento iônico) e força iônica fazem com que o
efetivo seja um pouco menor que o valor inteiro esperado. Ou seja, pode-se medir razões ligeiramente diferentes de . - Ainda assim, a explicação física central permanece: é a diferença no número de partículas dissolvidas por fórmula de soluto que explica a diferença na depressão do ponto de congelamento.
Passo 7
Exemplo numérico rápido e intuitivo para fixar: suponha molalidade
(1 mol por kg de água) e
fixo.
- Para NaCl:
. - Para
: .
Razão:. Fácil de lembrar: conte as partículas.
Resposta
Porque a depressão do ponto de congelamento é uma propriedade coligativa e é proporcional ao número de partículas em solução
. O NaCl se dissocia em
íons (
) enquanto o
se dissocia em
íons (
), logo
.