Estime a elevaçĩo do ponto de ebuliçio e os pontos de ebuliçio sormais de soluçio saturada de LiF, em 100 .{ }^{\circ} \mathrm{C}, (a solubilidade de LiF é 230 . \mathrm{mg} / 100. g de água, a 100 .{ }^{\circ} \mathrm{C} ). Imagine que os compostos iônicos sofrem dissociação completa.

Passo 1

O enunciado pede para estimar a elevação do ponto de ebulição \Delta T_b e o ponto de ebulição normal da solução saturada de LiF em água a 100\,^\circ\mathrm{C}. O conteúdo envolvido é o efeito de entrossoluto não volátil na elevação ebuliométrica, usando a fórmula
\Delta T_b = i \, K_b \, m
em que i é o fator de van ’t Hoff, K_b é a constante ebuliométrica da água 0{,}512\,\mathrm{K\cdot kg/mol} e m é a molalidade da solução.

Passo 2

Convertemos a solubilidade de LiF em molalidade. A solubilidade dada é 230\,\mathrm{mg} de LiF em 100\,\mathrm{g} de água, ou seja 0{,}230\,\mathrm{g} em 0{,}100\,\mathrm{kg} de água. A massa molar de LiF é
M(\mathrm{LiF}) = 6{,}94 + 19{,}00 = 25{,}94\,\mathrm{g/mol}.
Logo o número de mols dissolvidos é
n = \frac{0{,}230}{25{,}94} = 0{,}00887\;\mathrm{mol}.
A molalidade é
m = \frac{n}{\text{kg de solvente}} = \frac{0{,}00887}{0{,}100} = 0{,}0887\;\mathrm{mol/kg}.

Passo 3

Como o LiF dissocia-se completamente em \mathrm{Li^+} e \mathrm{F^-}, temos i=2. Substituindo em \Delta T_b = i\,K_b\,m:
\Delta T_b = 2 \times 0{,}512\,\frac{\mathrm{K\cdot kg}}{\mathrm{mol}} \times 0{,}0887\,\mathrm{mol/kg} = 0{,}0908\,\mathrm{K}\approx 0{,}091\,\mathrm{K}.

Passo 4

O ponto de ebulição normal da água pura é 100{,}00\,^\circ\mathrm{C}. A elevação de 0{,}091\,\mathrm{K} faz com que o novo ponto de ebulição da solução seja
T_b = 100{,}00 + 0{,}091 = 100{,}091\,^\circ\mathrm{C}\approx 100{,}09\,^\circ\mathrm{C}.

Resposta

\displaystyle \Delta T_b \approx 0{,}091\,\mathrm{K}
Ponto de ebulição da solução: T_b\approx100{,}09\,^\circ\mathrm{C}.

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