Crioscopia ΔT = Kf·m
Calcula depressão do ponto de congelamento: ΔT = Kf · molalidade · i_van_t_hoff.
ΔT (°C)
—
Depressão do ponto de congelamento: ΔT = Kf · m · i
Dissolva um soluto e o ponto de congelamento do solvente cai. O quanto depende de três coisas: a molalidade (m), a constante crioscópica do solvente (Kf) e o fator de van't Hoff (i), que conta em quantas partículas cada fórmula se quebra. A água tem Kf = 1,86 °C·kg/mol. NaCl se separa em Na⁺ e Cl⁻, então i = 2; CaCl₂ solta 3 íons, i = 3 e derrete o gelo melhor. Faça as contas com 1 mol de NaCl em 1 kg de água e você obtém ΔT = 1,86 · 1 · 2 = 3,72 °C, congelando a −3,72 °C. É essa a razão de as cidades salgarem as ruas no inverno (Toronto, a serra de Curitiba) e de os sorveteiros encherem o balde com sal grosso e gelo: a salmoura cai abaixo de 0 °C e congela o creme. O anticongelante automotivo segue outro caminho, usando etileno glicol (molecular, i = 1) em alta molalidade para manter o radiador seguro até −40 °C.
Aplicações
Formular anticongelante automotivo, derreter o gelo das ruas (NaCl, CaCl₂, MgCl₂), conservar células no frio (DMSO e glicerol abaixam o congelamento intracelular), fazer sorvete caseiro com sal e gelo, descongelar aeronaves e chegar a uma massa molar por crioscopia no laboratório.
Perguntas frequentes
Por que CaCl₂ é melhor que NaCl para gelo? CaCl₂ se quebra em 3 íons (i = 3) onde o NaCl dá 2, então na mesma molalidade empurra o ponto de congelamento 1,5× mais para baixo. Além disso solta calor ao se dissolver, e o gelo vai mais rápido.
Qual é o i de açúcar ou glicol? Qualquer soluto molecular que fica inteiro tem i = 1. Sacarose, etileno glicol e ureia caem todos aí. Só dá para passar de 1 com compostos iônicos.
Por que molalidade, não molaridade? A molalidade conta mol de soluto por kg de solvente, e essa razão se mantém firme conforme a temperatura muda. A molaridade não, porque o volume dilata. Propriedades coligativas precisam de uma unidade de concentração que a temperatura não consiga mexer.
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