Por que soluções salinas demoram mais a ferver e congelam abaixo de \mathbf{0}^{\circ} \mathrm{C} ?

Passo 1

O enunciado pergunta por que uma solução salina (isto é, água com sal dissolvido) demora mais a ferver e só congela abaixo de 0^\circ\mathrm{C}. Para responder, precisamos recorrer às propriedades coligativas de soluções: diminuição da pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição e depressão do ponto de congelamento.

Passo 2

Quando dissolvemos um soluto não volátil (como o cloreto de sódio) em água, a pressão de vapor da solução cai em relação à do solvente puro. Pela lei de Raoult:
p_{\text{solução}} \;=\; x_{\text{solvente}}\;p_{\text{solvente puro}},çã
em que x_{\text{solvente}}<1. Logo p_{\text{solução}}<p_{\text{puro}}çã.

Passo 3

A ebulição ocorre quando a pressão de vapor iguala a pressão externa (atmosférica). Como p_{\text{solução}}çã é menor, é preciso aumentar a temperatura até que
p_{\text{solução}}(T_b)\;=\;p_{\text{atm}},çã
o que exige T_b maior do que 100^\circ\mathrm{C}. Por isso a solução ferve mais tarde (ou “demora mais” a ferver).

Passo 4

O congelamento se dá quando o potencial químico do líquido iguala o do sólido puro. A presença do soluto diminui o potencial químico (e, na prática, a tendência de formar cristais de gelo), de modo que é necessário resfriar abaixo de 0^\circ\mathrm{C} para atingir o equilíbrio sólido–líquido. Quantitativamente, a depressão crioscópica é
\Delta T_f \;=\; K_f\,m
em que m é a molalidade da solução e K_f a constante crioscópica da água.

Resposta

Como o sal abaixa a pressão de vapor da água, é preciso mais calor (temperatura mais alta) para atingir o ponto de ebulição, e maior resfriamento (temperatura mais baixa) para congelar.

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