Calculadora de propriedades coligativas
Escolha um solvente, insira a concentração do soluto (ou a sua massa e a sua massa molar) e o fator de van 't Hoff, e obtenha o novo ponto de congelamento ou de ebulição. Dois outros modos encontram a massa molar de um soluto a partir de uma variação medida e a pressão osmótica, Π = iMRT. As constantes dos solventes vêm de uma tabela citada, e cada passo é mostrado. Gratuito, sem cadastro.
As constantes vêm da OpenStax Chemistry 2e, Tabela 11.2, a 1 atm.
Preenchimentos rápidos da OpenStax Chemistry 2e, Tabela 11.3. Escolha "medido" para uma aproximação mais próxima de soluções reais de sal.
Mols de partículas por mol de soluto: 1 para açúcar, 2 para NaCl, 3 para CaCl₂. A associação no solvente pode dar valores abaixo de 1.
Mols de soluto por quilograma de solvente, e não por litro de solução.
Resultados
-3,72 °C
Ponto de congelamento da solução
3,72 °C
Abaixamento do ponto de congelamento (ΔTf)
1,00 m
Molalidade (m)
Eletrólitos reais mostram uma variação um pouco menor que a prevista pelo i ideal, porque os íons se atraem: o NaCl mede cerca de i = 1,9 a 0,050 m, e não 2. Use um valor “medido” para uma estimativa mais próxima.
O cálculo
ΔTf = i × Kf × m, ponto de congelamento = ponto de congelamento puro − ΔTf
ΔTf = 2 × 1,86 × 1 = 3,720 °C
Ponto de congelamento = 0 °C − 3,720 °C = -3,720 °C
Como usar a calculadora de propriedades coligativas
- 1. Escolha o modo. “Ponto de ebulição ou de congelamento” dá a nova temperatura; “Massa molar a partir de ΔT” calcula de trás para frente a partir de um ponto de congelamento ou ebulição medido; “Pressão osmótica” aplica Π = iMRT.
- 2. Escolha o solvente. Água, benzeno, clorofórmio, ácido acético e nitrobenzeno têm constantes embutidas; escolha “outro solvente” e digite o Kb ou Kf e o ponto do solvente puro se o seu não estiver na lista.
- 3. Insira a concentração. Informe a molalidade diretamente, ou as massas do soluto e do solvente mais a massa molar do soluto. Para a pressão osmótica use a molaridade, porque ela é por litro de solução.
- 4. Defina o fator de van 't Hoff. Use 1 para um soluto molecular como o açúcar, 2 para NaCl, 3 para CaCl₂, ou escolha um valor “medido” para considerar o pareamento de íons.
As equações
Ponto de ebulição
ΔTb = i × Kb × m
Ponto de congelamento
ΔTf = i × Kf × m
Pressão osmótica
Π = i × M × R × T
Uma propriedade coligativa depende de quantas partículas de soluto estão dissolvidas, não de quais elas são. m é a molalidade (mol de soluto por kg de solvente), M a molaridade (mol por litro de solução) e i o fator de van 't Hoff — o número de partículas que cada unidade fórmula produz. K é uma propriedade só do solvente. Um soluto eleva o ponto de ebulição e abaixa o ponto de congelamento; a pressão osmótica é a pressão necessária para impedir que o solvente atravesse uma membrana semipermeável em direção à solução. Para Π, T deve estar em kelvin, e R = 8,314 462 618 J/(mol·K), ou 0,082 057 366 L·atm/(mol·K), é exato.
Constantes dos solventes
Da Chemistry 2e (OpenStax), Tabela 11.2 (pontos de ebulição e de congelamento normais a 1 atm; constantes em °C·kg/mol):
| Solvente | Ferve a (°C) | Kb | Congela a (°C) | Kf |
|---|---|---|---|---|
| Água | 100,0 | 0,512 | 0,0 | 1,86 |
| Ácido acético glacial | 118,1 | 3,07 | 16,6 | 3,9 |
| Benzeno | 80,1 | 2,53 | 5,5 | 5,12 |
| Clorofórmio | 61,26 | 3,63 | −63,5 | 4,68 |
| Nitrobenzeno | 210,9 | 5,24 | 5,67 | 8,1 |
O fator de van 't Hoff
O açúcar permanece inteiro na água, então i = 1. O NaCl se separa em Na⁺ e Cl⁻, então o i ideal é 2, e o CaCl₂ dá 3. Eletrólitos reais ficam abaixo disso porque os íons de cargas opostas se associam, e a diferença cresce com a concentração. A Tabela 11.3 da OpenStax dá os valores medidos para soluções aquosas 0,050 m:
| Soluto | i ideal | i medido |
|---|---|---|
| Sacarose | 1 | 1,0 |
| NaCl | 2 | 1,9 |
| MgSO₄ | 2 | 1,3 |
| MgCl₂ | 3 | 2,7 |
| FeCl₃ | 4 | 3,4 |
Exemplos práticos
O congelamento da água salgada fica mais baixo (os valores padrão). Uma solução 1,00 m de NaCl em água, com i = 2: ΔTf = 2 × 1,86 × 1,00 = 3,72 °C, então ela congela a −3,72 °C. Uma solução real de NaCl 1 m dá uma variação medida de cerca de 3,4 °C, porque i fica mais perto de 1,8 do que de 2.
Elevação do ponto de ebulição. Uma solução 0,330 m de um soluto molecular em benzeno: ΔTb = 1 × 2,53 × 0,330 = 0,835 °C, então ela ferve a 80,1 + 0,835 = 80,9 °C. Para iodo em clorofórmio, 92,1 g de I₂ (253,8 g/mol) em 800,0 g de CHCl₃ dão 0,454 m, ΔTb = 3,63 × 0,454 = 1,65 °C, e a solução ferve a 62,9 °C.
Massa molar a partir do abaixamento do ponto de congelamento. 4,00 g de um soluto molecular desconhecido dissolvidos em 55,0 g de benzeno congelam a 2,32 °C em vez de 5,5 °C. ΔTf = 3,18 °C, m = 3,18 ÷ 5,12 = 0,621 mol/kg, n = 0,621 × 0,0550 kg = 0,0342 mol, e M = 4,00 g ÷ 0,0342 mol = 117 g/mol.
Pressão osmótica. Uma solução 0,30 M de glicose a 37 °C (310,15 K, i = 1): Π = 1 × 300 mol/m³ × 8,314 462 618 × 310,15 = 7,7 × 10⁵ Pa = 7,6 atm, perto da pressão osmótica de cerca de 7,7 atm do sangue. Para uma proteína, 10,0 g em 0,500 L que dão 5,9 torr a 22 °C são 3,2 × 10⁻⁴ M, então a massa molar é cerca de 6,2 × 10⁴ g/mol — a pressão osmótica serve bem para moléculas grandes porque a pressão é fácil de medir mesmo quando a molaridade é minúscula.
Erros comuns
- Usar molaridade em vez de molalidade. As fórmulas de ponto de congelamento e de ebulição usam mol por quilograma de solvente. A fórmula da pressão osmótica usa mol por litro de solução.
- Esquecer o i. NaCl 1,00 m abaixa o ponto de congelamento cerca de duas vezes mais que 1,00 m de açúcar.
- Usar Celsius em Π. A temperatura em Π = iMRT é em kelvin; a calculadora converte e rejeita valores iguais ou abaixo do zero absoluto.
- Tratar um soluto volátil como uma elevação. A fórmula do ponto de ebulição pressupõe um soluto não volátil. Se ele também evapora, o ponto de ebulição pode não subir.
- Usar as fórmulas em alta concentração. Elas são leis-limite para soluções diluídas; acima de cerca de 1 m, ou para eletrólitos fortes, espere desvios do resultado ideal.
Perguntas frequentes
- O que são propriedades coligativas?
- São propriedades de uma solução que dependem do número de partículas dissolvidas, e não da sua identidade: abaixamento da pressão de vapor, elevação do ponto de ebulição, abaixamento do ponto de congelamento e pressão osmótica. Cada uma é proporcional à concentração do soluto.
- Como se calcula o abaixamento do ponto de congelamento?
- ΔTf = i × Kf × m. Multiplique o fator de van 't Hoff pela constante de congelamento do solvente e pela molalidade, depois subtraia o resultado do ponto de congelamento do solvente puro. Para açúcar 1,00 m em água, ΔTf = 1,86 °C, então ela congela a −1,86 °C.
- O que é o fator de van 't Hoff?
- O número de partículas que uma unidade fórmula produz em solução: 1 para glicose, 2 para NaCl, 3 para CaCl₂. Os valores medidos são um pouco menores que esses valores ideais porque os íons se associam, especialmente em soluções concentradas.
- Por que o sal derrete o gelo nas estradas?
- Ao se dissolver na fina película de água sobre o gelo, o sal abaixa o ponto de congelamento dela, então o gelo derrete em temperaturas abaixo de 0 °C. O efeito é limitado: uma solução saturada de NaCl não consegue congelar acima de cerca de −21 °C, então o sal deixa de funcionar em frio intenso.
- Como encontro a massa molar a partir do abaixamento do ponto de congelamento?
- Calcule ΔT a partir dos pontos de congelamento puro e observado, depois m = ΔT ÷ (i × Kf). Multiplique m pelos quilogramas de solvente para obter os mols de soluto, e divida a massa do soluto por esses mols.
- Qual é a diferença entre molaridade e molalidade?
- Molaridade é mol por litro de solução e muda com a temperatura porque o volume muda. Molalidade é mol por quilograma de solvente e não muda. Os cálculos de ebulição e congelamento usam molalidade; a pressão osmótica usa molaridade.