Tonoscopia, Ebulioscopia e Crioscopia

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Teoria

Olar, tudo bom? 😊

Até agora já vimos váaarias coisas sobre soluções e solubilidade, mas existem algumas propriedades que ainda não vimos: as propriedades coligativas.

Propriedades coligativas são propriedades de uma solução que dependem somente da quantidade de soluto e de solvente em solução!

Ou seja, as propriedades coligativas não dependem da natureza química do soluto!

Vou repetir pra fixar na sua cabeça: a gente se interessa só na QUANTIDADE de soluto, e não em quem é esse soluto!!!!

As quatro propriedades coligativas que vamos ver são: abaixamento da pressão de vapor do solvente, aumento do ponto de ebulição do solvente, abaixamento do ponto de congelamento do solvente e a pressão osmótica 😊

Mas antes disso...

Medidas de concentração: molalidade e fração molar

Como as propriedades dependem da razão entre moléculas de soluto e de solvente, algumas unidades são bem úteis quando falamos de propriedades coligativas: a molalidade e a fração molar.

A molalidade é uma medida de concentração expressa por:

m o l a l i d a d e = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l m a s s a   d e   s o l v e n t e

Ela é expressa por b, então também pode ser escrito:

b s o l u t o = n s o l u t o m s o l v e n t e

Sua unidade mais utilizada é mol soluto/kg solvente.

Já a fração molar é a medida de proporção soluto:solvente:

f r a ç ã o   m o l a r   d o   s o l u t o = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l q u a n t i d a d e   t o t a l   d e   m o l s   e m   s o l u ç ã o

Ou seja,

x s o l u t o = n s o l u t o n s o l u t o + n s o l v e n t e

Abaixamento da pressão de vapor do solvente: Tonoscopia

Você lembra que a pressão de vapor de um líquido é a pressão que um gás excerce quando está em equilíbrio dinâmico com um líquido, né?

Ou seja, a pressão de vapor de um solvente é a pressão que a fase gasosa desse solvente está exercendo durante seu equilíbrio dinâmico com a fase líquida!

Um químico chamado Raoult foi ainda além, e determinou como a gente calcula essa pressão de vapor quando o líquido em questão é uma solução, e não mais uma substância pura.

A lei de Raoult diz que a pressão de vapor de um solvente é proporcional a sua fração molar em uma solução.

P = x s o l v e n t e . P p u r o

Onde P é a pressão de vapor do solvente em solução, x s o l v e n t e a fração molar do solvente e P p u r o a pressão de vapor do solvente se ele estivesse sozinho, ou seja, se a solução não fosse uma solução.

Confuso né? Vamos pegar um exemplo! Se tivermos uma solução de água com açúcar de concentração 10g açúcar/100g de água a 20oC, podemos calcular a pressão de vapor da água em solução da seguinte maneira:

Primeiro, precisamos calcular a concentração em fração molar, pra usar a lei de Raoult... Para isso, é só calcular as quantidades molares de soluto e solvente: 10g açúcar (considerando o açúcar como sacarose, de massa molar 342,3g/mol) e 100 g de água correspondem a:

10 g . 1   m o l 342,3   g = 0,02921   m o l   d e   s a c a r o s e

100 g . 1   m o l 18,02 g = 5,549   m o l   d e   á g u a

Logo, a fração molar do solvente é:

x á g u a = n á g u a n á g u a + n s a c a r o s e = 5,549 m o l 5,549 m o l + 0,02921 m o l = 0,995

Sua pressão de vapor, então, vai ser (considerando a pressão de vapor da água pura a 20oC como 17,54 Torr):

P = x á g u a . P á g u a   p u r a = 0,995.17,54   T o r r = 17,45   T o r r

Quando comparamos a pressão de vapor da água pura (17,54 Torr) com a pressão de vapor calculada para a água em solução (17,45 Torr), percebemos que há um ligeiro abaixamento da pressão de vapor.

Podemos ampliar essa diferença para todos os solventes e todos os solutos não voláteis:

A adição de solutos não voláteis a um solvente diminui sua pressão de vapor.

Essa propriedade se chama tonoscopia.

Observação: Embora as propriedades coligativas não se “importem” com o tipo de soluto e sim com a quantidade deles, para a aplicação da lei de Raoult vamos considerar apenas solutos não voláteis, pois são os solutos que interferem na pressão de vapor...

Soluções ideais x não ideais

  • Soluções ideais: são soluções que obedecem à lei de Raoult em todas as concentrações. Nessa solução as inteirações soluto-solvente são muito parecidas com as soluto-soluto e solvente-solvente.
  • Soluções não ideais: são soluções que não obecem à lei de Raoult em alguma concentração de soluto.

Mas e na vida real?

As soluções reais podem ser consideradas ideais em concentrações de soluto beem baixas!

Mas relaxa que, a não ser que o exercício indique, praticamente todas as soluções são consideradas ideais.

Elevação do ponto de ebulição do solvente: Ebulioscopia

O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura em que a pressão de vapor do líquido se iguala a pressão exterior.

Vimos que a adição de partículas não voláteis em uma solução (ou seja, o aumento da quantidade de soluto) diminui a pressão de vapor, né?

Com isso, olhando no gráfico abaixo, a curva “solução” é mais embaixo do que a curva “solvente”, que representa o solvente puro.

Para que a pressão de vapor – agora mais baixa por conta do soluto – se iguale à pressão exterior é necessário aumentar a temperatura, ou seja, um ponto de ebulição maior.

A adição de partículas de solutos não voláteis, portanto, aumenta o ponto de ebulição do solvente (propriedade que se chama ebulioscopia).

Essa propriedade de fato é pouco intuitiva, mas a gente a usa bastante na vida real.

Cozinhando macarrão, por exemplo, e colocando sal na água, estamos nos aproveitando dessa propriedade. O sal (partícula de soluto não volátil) diminui a pressão de vapor e aumenta o ponto de ebulição da água. Assim, a água pode esquentar mais antes de evaporar e mais calor é passado para o macarrão antes da água entrar em ebulição, o que acelera o tempo de cozimento.

Abaixamento do ponto de congelamento: Crioscopia

O abaixamento do ponto de congelamento é mais uma consequência do abaixamento da pressão de vapor do solvente. Assim como o ponto de ebulição muda, o ponto de congelamento também muda (e, consequentemente, o ponto triplo), como podemos ver no gráfico:

A adição de partículas de solutos não voláteis à uma solução diminui seu ponto de congelamento, e essa propriedade se chama crioscopia.

Um exemplo prático acontece nos países onde neva: para derreterem a neve que se forma nas ruas, jogam sal na neve. Esse sal funciona como o soluto não volátil na solução, e, ao diminuir o ponto de congelamento da água, faz com que a neve derreta.

E como a gente quantifica isso?

O aumento no ponto de ebulição pode ser calculado graças à proporcionalidade dessa propriedade com a molalidade da solução.

D e p r e s s ã o   d o   p o n t o   d e   c o n g e l a m e n t o :   ∆ T f = i k f b s o l u t o

Onde k f é a constante do ponto de congelamento, calculada experimentalmente para cada solvente, b s o l u t o a molalidade da solução e i o fator de van’t Hoff.

O fator de van’t Hoff serve para solutos que são eletrólitos! Isso porque em soluções de eletrólitos (como ácidos, bases e sais), os íons se comportam de maneira diferente de solutos moleculares.

Por exemplo, para o HCl, que se ioniza em H + e C l - , temos um fator de van’t Hoff 2, equanto pra glicose (soluto molecular), o valor é 1.

Esse fator é uma medida experimental e vamos combinar uma coisa: toda vez que o exercício não disser qual é o fator de van’t Hoff, pode considerar que é 1!

Um pouco confuso, mas se acalma que tem uns exercícios pra facilitar o rolê!

Vamos praticar?

Abaixamento da pressão de vapor do solvente: Tonoscopia

Soluções ideais x não ideais

Elevação do ponto de ebulição do solvente: Ebulioscopia

Abaixamento do ponto de congelamento: Crioscopia

E como a gente quantifica isso?

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Calcule:

a) a molalidade do cloreto de sódio em uma solução preparada por dissolução de 25g de N a C l em 500g de água;

b) a massa (em gramas) de N a O H que deve ser misturada com 345g de água para preparar uma solução 0,18m em N a O H ( a q ) ;

c) a molalidade da ureia, C O N H 2 2 , em uma solução preparada por dissolução de 0,978g de ureia em 285ml de água.

Dados de massas molares: N a = 23 g ,   C l = 35,5 g ,   O = 16 g ,   H = 1 g , C = 12 g ,   N = 14 g

Passo 1

a) Como vimos, a molalidade é uma medida de concentração expressa por:

m o l a l i d a d e = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l m a s s a   d e   s o l v e n t e

Assim, em uma solução de 25gNaCl/500g de água:

25 g   x 1   m o l 58,5 g = 0,428   m o l

Sabemos, então, que a molalidade da solução vai ser:

0,428 m o l   N a C l 500 g   d e   á g u a = 0,856   m o l k g   d e   á g u a = 0,856 m

Passo 2

b) Uma solução 0,18m em NaOH significa uma solução de concentração 0,18 mol de NaOH/kg de solvente.

Se temos 345g de água para fazer a solução, uma simples regra de três resolve o problema:

0,18   m o l   N a O H - 1000 g   d e   á g u a

x   m o l   d e   N a O H - 345 g   d e   á g u a

Calculando,

x = 0,0621   m o l   d e   N a O H

O problema, porém, pede a massa de NaOH, então é só passar esse valor para massa usando a massa molar:

0,0621 m o l   x 40 g 1   m o l = 2,484 g   d e   N a O H

Passo 3

c) A densidade da água é 1 g m l (um valor importante de ser decorado, ein!), o que significa que 285ml de água correspondem à 285g de água.

Para calcularmos a molalidade, precisamos do número de mols de uréia em 1kg de água, né?

0,978 g   u r é i a - 285 g   d e   á g u a

x   g   d e   u r é i a - 1000 g   d e   á g u a

Resolvendo,

x = 3,43 g   d e   u r é i a

Para achar em número de mol:

3,43 g   d e   u r é i a   x 1   m o l 60 g = 0 , 0 57 m o l   d e   u r e i a

A molalidade da solução é 0,57m.

Resposta

a) 0,856m

b) 2,484g de NaOH

c) 0,057m

Exercício Resolvido #2

Calcule a concentração de cada uma das seguintes soluções:

a) a molalidade dos íons cloreto em uma solução de cloreto de magnésio em água, na qual x M g C l 2 é 0,0120;

b) a molalidade de 6,75g de hidróxido de sódio dissolvido em 325g de água;

c) a molalidade de uma solução 15M de H C l ( a q ) cuja densidade é 1,0745   g / c m 3 .

Passo 1

a) A fração molar de um componente é:

f r a ç ã o   m o l a r   d o   s o l u t o = q u a n t i d a d e   d e   s o l u t o   e m   m o l q u a n t i d a d e   t o t a l   d e   m o l s   e m   s o l u ç ã o

Ou seja, podemos escrever a fração molar do soluto como:

x s o l u t o = n s o l u t o n s o l u t o + n s o l v e n t e = 0,012

E como relacionamos isso à molalidade?

Vamos supor 1kg de solvente (água), para acharmos o valor da molalidade direto.

Em 1kg de água, temos:

1000 g   x 1   m o l 18 g = 55,6   m o l   d e   á g u a

Ou seja, a fração molar pode ser escrita como:

x M g C l 2 = n M g C l 2 n M g C l 2 + n s o l v e n t e = n M g C l 2 n M g C l 2 + 55,6 = 0,012

n M g C l 2 = 0,012 n M g C l 2 + 55,6

0,988   n M g C l 2 = 0,6672

n M g C l 2 = 0,675   m o l

Já calculamos a molalidade de M g C l 2 , mas a questão pede a molalidade dos íons cloreto. O cloreto de magnésio se dissocia em água segundo a equação:

M g C l 2 → M g + 2 + 2 C l -

De onde tiramos que

n M g C l 2 = 1 2   n C l -

n C l - = 2   n M g C l 2 = 2   x   0,675 = 1,35   m o l

Assim, como fizemos o cálculo para 1kg de água, já achamos direto a molalidade, já que:

b s o l u t o = n s o l u t o m s o l v e n t e = 1,35   m o l   d e   C l - 1   k g   d e   á g u a = 1,35 m

Passo 2

b) A massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) é 40g/mol. Assim:

6,75 g   x 1   m o l 40 g = 0,16875   m o l

Para calcular a molalidade, vamos apelar para a regra de 3 mais uma vez:

0,16875   m o l   d e   N a O H - 325 g   d e   á g u a

x   m o l   d e   N a O H - 1000 g   d e   á g u a

x = 0,519   m o l   d e   N a O H

A molalidade, então, é:

b N a O H = n N a O H m H 2 O = 0,519   m o l   1   k g = 0,519 m

Passo 3

a molalidade de uma solução 15 m de H C l ( a q ) cuja densidade é 1,0745   g / c m 3

c) 15M quer dizer que a concentração de HCl na solução é 15 mol HCl/litro de solução.

Se a densidade da solução é 1,0745 g/ml....

1,0745 g m l   = 1074,5 g l

Ou seja, 1 litro de solução tem 1074,5g. Se em um litro temos 15 mols de HCl, temos:

1   m o l   H C l - 36,5 g   d e   H C l

15   m o l s   H C l - x   g   d e   H C l

x = 547,5   g   d e   H C l

Logo, em 1 litro de solução temos:

1074,5 g - 547,5 g = 527 g   d e   á g u a  

Isso significa que, para cada litro de solução, temeos 527g de água e 15 mols de HCl. Para calcular a molalidade fica fácil agora, né?

15   m o l s   H C l - 527 g   d e   á g u a

x   m o l s   H C l - 1000 g   d e   á g u a

x = 28,46   m o l s   H C l 1   k g   d e   á g u a = 28,46 m

Resposta

a) 1,35m

b) 0,519m

c) 28,46m

Exercício Resolvido #3

a) Calcule a massa de C a C l 2 . 6 H 2 O necessária para preparar uma solução 0,125m de C a C l 2 ( a q ) usando 500g de água.

b) Que massa de N i S O 4 . 6 H 2 O deve ser dissolvida em 500g de água para produzir uma solução 0,22m de N i S O 4 ( a q ) .

Passo 1

a) A solução deve ser 0,125m, ou seja, 0,125 mol de C a C l 2 /1 kg de água.

Para adicionarmos o C a C l 2 aos 500g de água, acabamos adicionando também 6 mols de água para cada mol de C a C l 2 . Ou seja, quando adicionamos uma quantidade x de mols de C a C l 2 . 6 H 2 O , adicionamos também 6x de mols de água.

6 x   m o l s   d e   á g u a   x 18 g 1   m o l = 108 x   g   d e   á g u a

Assim, a solução fica:

x   m o l s   d e   C a C l 2 - 108 x + 500 g   d e   á g u a

Como queremos uma molalidade de 0,125 mol de C a C l 2 /1 kg de água, uma regra de três resolve o problema:

x   m o l s   d e   C a C l 2 - 108 x + 500 g   d e   á g u a

0,125   m o l s   d e   C a C l 2 - 1000 g   d e   á g u a

1000 x = 0,125 108 x + 500

1000 x - 13,5 x = 62,5

x = 0 , 063 3 m o l   d e   C a C l 2

Como o problema quer saber a quantidade em massa de C a C l 2 . 6 H 2 O :

m C a C l 2 . 6 H 2 O = 0 , 0633   m o l   x 111 g 1   m o l + 6   x   0 , 063 3 m o l   x 18 g 1   m o l = 13,9 g   d e   C a C l 2 . 6 H 2 O

Passo 2

b) É o mesmo procedimento da letra a!

Sabemos que, a cada mol de N i S O 4 . 6 H 2 O que adicionamos em solução, adicionamos q mol de N i S O 4 e 6 mols de H 2 O . Para uma quantidade x adicionada...

6 x   m o l s   d e   á g u a = 6 x   m o l s   x 18 g 1   m o l = 108 x   g   d e   á g u a

A solução, então, vai ficar:

x   m o l s   d e   N i S O 4 - 108 x + 500 g   d e   á g u a

Mas a molalidade de interesse é 0,22m, logo:

x   m o l s   d e   N i S O 4 - 108 x + 500 g   d e   á g u a

0,22   m o l s   d e   N i S O 4 - 1000 g   d e   á g u a

1000 x - 0,22.108 x = 0,22.500

976,24 x = 110

x = 0,113   m o l s   d e   N i S O 4

Para adicionarmos 0,113 mols de N i S O 4 devemos adicionar:

m N i S O 4 . 6 H 2 O = 0,113 m o l   x 154 g 1   m o l + 6   x   0,113 m o l   x 18 g 1   m o l = 29,606 g   d e   N i S O 4 . 6 H 2 O

Resposta

a) 13,9g

b) 29,6g

Exercício Resolvido #4

a) O que é uma solução ideal?

b) A pressão de vapor da água pura a 60 o C é 149 torr. A pressão de vapor da água sobre uma solução a 60 o C contendo quantidades de matéria iguais de água e etilenoglicol (soluto não-volátil) é 67 torr. Essa solução é ideal de acordo com a lei de Raoult? Justifique sua resposta.

Passo 1

a) Uma solução ideal é uma solução que segue a lei de Raoult em todas as concentrações.

A lei de Raoult relaciona a pressão de vapor de um componente em solução com a sua pressão de vapor quando ele sozinho.

P v a p o r   d e   Y   e m   s o l u ç ã o = x Y   n a   s o l u ç ã o . P v a p o r   d e   Y   p u r o

Passo 2

b) Essa questão é a aplicação da lei de Raoult! Se temos quantidades de matéria iguais de água e etilenoglicol, podemos calcular a fração molar da água na solução como:

n e t i l e n o g l i c o l = n á g u a

x á g u a = n á g u a n e t i l e n o g l i c o l + n á g u a = n á g u a 2   n á g u a = 0,5

Pela lei de Raoult, a pressão de vapor da água em uma solução de 60 o com essa composição deve ser:

P á g u a = 0,5 x 149 t o r r = 74,5   t o r r

Como, na realidade, a pressão de vapor é 67torr, podemos dizer que essa solução não é ideal.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #5

O benzeno, C 6 H 6 , tem pressão de vapor igual a 94,6 Torr em 25 o C . Um composto não volátil foi colocado em 0,3 mol de C 6 H 6 (l) em 25 o C e a pressão de vapor do benzeno na solução caiu até 75 Torr. Que quantidade de mols de moléculas do soluto foi colocada no benzeno?

Passo 1

O abaixamento da pressão de vapor é bem modelizado pela lei de Raoult, que diz que a pressão de vapor de um composto em solução pode ser calculado com a sua fração molar em solução e sua pressão de vapor quando puro:

P v a p o r   d e   Y   e m   s o l u ç ã o = x Y   n a   s o l u ç ã o . P v a p o r   d e   Y   p u r o

No caso do problema, a pressão de vapor do benzeno em solução é 75 torr e do benzeno puro é 94,6 torr:

75   t o r r = x b e n z e n o . 94,6 t o r r  

x b e n z e n o = 0,79 3

Passo 2

Agora que temos a fração molar do benzeno, podemos calcular a quantidade de composto colocado pela definição de fração molar:

x b e n z e n o = n b e n z e n o n b e n z e n o + n c o m p o s t o

0,793 = 0,3 m o l 0,3 m o l + n c o m p o s t o

0,793   n c o m p o s t o = 0,3 - 0,3 . 0,793

n c o m p o s t o = 0,078   m o l

Resposta

0,078 mol de soluto.

Exercício Resolvido #6

A 63,5 o C a pressão de vapor de H 2 O é 175 torr, e a do etanol ( C 2 H 5 O H ) é 400 torr. Uma solução é preparada pela mistura de massas iguais de H 2 O e C 2 H 5 O H .

a) Qual é a fração em quantidade de matéria de etanol na solução?

b) Supondo o comportamento de solução ideal, qual é a pressão de vapor da solução a 63,5 o C ?

c) Qual é a fração em quantidade de matéria do etanol no vapor acima da solução?

Passo 1

a) Se a solução é preparada com massas iguais de H 2 O e C 2 H 5 O H , vamos supor uma massa inicial de 100g.

Isso significa que teremos 50g de água e 50g de etanol.

50 g   x 1   m o l   d e   e t a n o l 46 g = 1,087   m o l

50 g   x 1   m o l   d e   á g u a 18 g = 2,778   m o l

Assim, em 100g de solução teremos 1,087 mol + 2,778 mol = 3,865 mol.

Para calcular as frações molares, portanto:

x e t a n o l = n e t a n o l n e t a n o l + n á g u a = 1,087 3,865 = 0,28

Passo 2

b) A pressão de vapor da solução é calculada pela soma das pressões parciais dos componentes da solução.

P s o l u ç ã o = P e t a n o l + P á g u a

Mas, para essa questão, vamos calcular a pressão de cada componente. Se a solução é ideal, ela respeita a lei de Raoult, e podemos dizer que:

P c o m p o n e n t e   e m   s o l u ç ã o = x c o m p o n e n t e   n a   s o l u ç ã o . P c o m p o n e n t e   p u r o

Daí:

P e t a n o l = 0,28 . P p u r o = 0,28.400   t o r r = 112   t o r r

P á g u a = 1 - 0,28 . P á g u a   p u r a = 0,72.175   t o r r = 126   t o r r

P e t a n o l + P á g u a = 112 + 126 = 238   t o r r

Logo, a pressão da solução é 238 torr.

Passo 3

c) Temos que lembrar que a pressão parcial de um componente é relacionado à pressão total à partir de:

P c o m p o n e n t e = x c o m p o n e n t e   n a   f a s e   g á s . P t o t a l

A pressão dos componentes já sabemos (calculadas na letra b), e a P t o t a l também ( P e t a n o l + P á g u a ).

Podemos, então, calcular a fração molar de etanol à partir de:

P e t a n o l = x e t a n o l   n a   f a s e   g á s . P t o t a l

112   t o r r = x e t a n o l   n a   f a s e   g á s . 238   t o r r

x e t a n o l   n a   f a s e   g á s = 0,47

Resposta

a) 0,28

b) 238 torr

c) 0,47

Exercício Resolvido #7

Quando 8,05g de um composto X, desconhecido, foram dissolvidos em 100g de benzeno, a pressão vapor do benzeno diminuiu de 100 Torr para 94,8 Torr em 26 o C . Quais são:

a) a fração molar de X?

b) a massa molar de X?

Passo 1

a) Considerando que a solução é ideal e segue a lei de Raoult, sabemos que a pressão de vapor do benzeno diminui de acordo com:

P c o m p o n e n t e   e m   s o l u ç ã o = x c o m p o n e n t e . P c o m p o n e n t e   p u r o

Assim,

P b e n z e n o   e m   s o l u ç ã o = x b e n z e n o . P b e n z e n o   p u r o

94,8   t o r r = x b e n z e n o . 100   t o r r

x b e n z e n o = 0,948

Como:

x b e n z e n o + x c o m p o s t o   X = 1

Então:

x c o m p o s t o   X = 1 - 0,948 = 0,052

Passo 2

b) Para calcularmos a massa molar de X, precisamos saber quantos mols tem nesses 8,05g adicionados. Para isso, vamos usar os dados que temos sobre o benzeno.

Sabemos que a massa de benzeno em solução é 100g e precisamos da massa molar do benzeno, que é 78   g / m o l .

100 g   x 1   m o l 78 g = 1,28   m o l s

Sabemos que a fração molar de benzeno é 0,948, ou seja,

x b e n z e n o = n b e n z e n o n t o t a l

Substituindo os valores que temos:

0,9 4 8 = 1,28   m o l n t o t a l

n t o t a l = 1,3 52   m o l

Como sabemos o x c o m p o s t o   X , podemos calcular n c o m p o s t o   X :

n c o m p o s t o   X = x c o m p o s t o   X . n t o t a l = 0,05 2 .   1,3 52 = 0,0 703   m o l

Como a massa molar é a massa de um mol:

0,0 703   m o l - 8,05 g

1   m o l - x   g

x = 11 4 , 50   g

Resposta

a) 0,052

b) 114,50 g

Exercício Resolvido #8

Liste as seguintes soluções aquosas em ordem decrescente de ponto de congelamento: 0,040 mol/kg de glicerina ( C 3 H 8 O 3 ) ; 0,020 mol/kg K B r ; 0,030 mol/kg de fenol ( C 6 H 5 O H ) .

Passo 1

Para medirmos quanto o ponto de congelamento de uma solução abaixa, usamos a relação:

D e p r e s s ã o   d o   p o n t o   d e   c o n g e l a m e n t o :   ∆ T f = k f b s o l u t o

O k f é uma constante própria do solvente, calculada experimentalmente, e o b s o l u t o é a molalidade do soluto.

Para comparar as soluções do enunciado, como todas são soluções aquosas (de mesmo k f , portanto), precisamos analisar as molalidades de cada um dos componentes.

À partir da fórmula, sabemos que quanto maior a molalidade, maior a depressão do ponto de congelamento. Assim, a solução com menor ponto de congelamento vai ser aquela com maior molalidade!

A ordem de molalidade seria: K B r < f e n o l < g l i c e r i n a , se todos os solutos fossem moleculares. Mas como o KBr é um soluto iônico, que ele se dissocia em K + e C l - , devemos contar os dois íons, que contam para a depressão do ponto de congelamento. Então, a molalidade do KBr não é 0,020mol/kg, mas 0,040 mol de íons/kg.

A ordem de molalidade correta é, portanto: f e n o l < K B r = g l i c e r i n a , e a ordem descrescente de ponto de ebulição:

P E   d a   s o l u ç ã o   c o m   f e n o l > P E   d a   s o l u ç ã o   c o m   K B r = P E   d a   s o l u ç ã o   c o m   g l i c e r i n a  

Resposta

Solução com fenol > solução com KBr = solução com glicerina.

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