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Elevação do ponto de ebulição e diminuição do ponto de solidificação

Elevação do ponto de ebulição é o aumento do ponto de ebulição de um solvente pela adição de um soluto. Da mesma forma, a diminuição do ponto de congelamento é a redução da temperatura de congelamento de um solvente pela adição de um soluto. Na verdade, quando o ponto de ebulição de um solvente aumenta, diminui seu ponto de congelamento. Um exemplo disso seria a adição de sal em uma calçada coberta de gelo. O soluto (sal) reduz o ponto de congelamento do gelo, o que permite que o gelo se derreta em uma temperatura mais baixa. Versão original criada por Sal Khan.

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Transcrição de vídeo

RKA2G Vamos pensar sobre o que pode acontecer ao ponto de ebulição ou ao ponto de congelamento de qualquer solução se começarmos a adicionar partículas ou começarmos a adicionar solutos. Para nossa visualização, vamos considerar o elemento água novamente. Não precisa ser água, pode ser qualquer solvente, mas vamos usar a água em seu estado líquido. As partículas são razoavelmente desorganizadas por causa da energia cinética, mas elas ainda possuem as ligações de hidrogênio que as deixam próximas umas das outras. Então, isso está no estado líquido e elas possuem uma quantidade razoável de energia cinética. Cada uma dessas partículas está se movendo em alguma direção, causando fricção, ricocheteando umas nas outras. Agora, para transformar nossa água aqui em estado sólido (ou congelá-la), o que precisa acontecer? O gelo precisa ter uma estrutura meio cristalina, precisa ficar bem organizado. Então, digamos que deve se parecer mais ou menos com isso. As moléculas de água terão uma estrutura regular, onde as ligações de hidrogênio dominam qualquer tipo de movimento cinético prestes a se manifestar e todo o movimento cinético. Ficam apenas vibrando no mesmo lugar. Então, precisamos ter um pouco de ordem aqui, certo? Depois, obviamente, essa estrutura de treliça contém uma enorme quantidade de moléculas de água, mas o interessante é isso: o que acontece se começarmos a colocar moléculas nessa água? Digamos que o exemplo de sódio... Na verdade, eu não usarei nenhum exemplo. Digamos que uma molécula arbitrária, caso eu fosse introduzi-la aqui... Eu vou desenhar de novo. Então, agora colocarei algumas moléculas e digamos que elas são bastante grandes. Então, elas empurram todas essas moléculas de água, criando um trajeto. Então, as moléculas de água agora estão nas laterais dessa passagem. E vamos colocar outra molécula que está aqui, algumas moléculas relativamente grandes de soluto proporcional à água. Isto é porque a molécula de água não é tão grande assim. Agora, vocês acham que será mais fácil ou mais difícil congelar isso? Terão que remover mais ou menos energia para atingir o ponto de congelamento? Bem, devido à presença dessas moléculas, elas não serão parte dessa estrutura de treliça, pois, francamente, elas nem sequer se encaixariam. Elas tornarão mais difícil para que essas moléculas de água se organizem, pois, para se organizarem, elas precisam estar a uma distância correta para que as ligações de hidrogênio se formem. Porém, nesse caso, no momento em que começa a ser removido o calor do sistema, talvez aquelas que não estejam próximas às partículas do soluto começarão a se organizar. Mas, ao introduzimos uma partícula do soluto (digamos, uma partícula do soluto está parada aqui), será bastante difícil para alguém se organizar com esse cara aqui, tentar se aproximar o bastante para a ligação de hidrogênio começar a se firmar. Essa distância tornaria isso muito difícil. É que essas partículas de soluto tornam a estrutura irregular, ou acrescentam mais desordem. E futuramente falaremos sobre a entropia e tudo mais, mas elas tornam essa estrutura mais irregular, tornando também mais difícil adquirir uma forma regular. Então, acredito que isso deve diminuir o ponto de ebulição, ou... Desculpe, quis dizer diminuir o ponto de fusão. Assim, as partículas de soluto criam um ponto de ebulição mais baixo. Digamos que estamos falando da água a uma temperatura ou pressão padrão, ou a uma atmosfera. Ao invés de atingir zero grau, tenho que atingir 1 grau negativo ou 2 graus negativos. E iremos falar um pouco sobre o que isso representa. Agora o que acham que vai acontecer quando eu quiser atingir um estado gasoso, quando quiser fervê-la? Então, meu pensamento inicial seria: "Bem, já que eu estou em um estado desordenado, que é o mais próximo do estado gasoso, portanto, não seria mais fácil de ferver?" Mas na verdade, o que acontece é que isso também dificulta a ebulição. Veja só, penso da seguinte forma: lembrem-se, tudo referente à ebulição está ligado ao que acontece na superfície. E falamos disso no vídeo sobre pressão do vapor. Portanto, na superfície, digamos que, se tivermos um pouco de moléculas de água no estado líquido, sabemos que, embora a temperatura média possa não ser autossuficiente para que as moléculas de água evaporem, há uma distribuição de energia cinética. E algumas dessas moléculas de água na superfície (pois as que se encontram na superfície podem estar se movimentando rápido o bastante para escapar), conforme elas escapam no vapor, cria-se uma pressão do vapor aqui em cima. E se a pressão do vapor for alta o bastante, você poderá quase visualizá-las como atacantes bloqueando o caminho, de forma que as demais moléculas fiquem atrás, enquanto bloqueiam toda a pressão do ar ambiente acima delas. Portanto, se há uma quantidade suficiente delas e elas possuírem energia o bastante, elas podem começar a empurrar para trás ou para a frente. Então, mais elementos podem surgir atrás delas. Espero que a analogia dos atacantes não confunda vocês. Agora, o que acontece se eu introduzir um soluto? Algumas das partículas de soluto podem estar aqui. Provavelmente não há um efeito significativo aqui, mas alguma parte ricochetearia na superfície. Portanto, elas tomariam uma parte da superfície. Bem, veja, isso é o meu raciocínio. Já que elas vão tomar uma parte da superfície, vocês terão uma superfície menos exposta à partícula de soluto ou à solução do material que se transforma em vapor. Haverá uma pressão do vapor mais baixa. E lembre-se: o ponto de ebulição é quando a pressão do vapor, quando eu tiver partículas o suficiente com energia cinética suficiente para começar a empurrar a pressão atmosférica. Quando a pressão do vapor for igual à pressão atmosférica, começará a ebulição. Mas, por causa desses elementos, a pressão do vapor é mais baixa. Então, adicionarei mais energia cinética, mais calor ao sistema, a fim de obter pressão ascendente do vapor para começar a empurrar a pressão atmosférica. Então, o soluto eleva o ponto de ebulição. Então, podemos pensar no soluto. Quando adicionamos algo em uma solução, isso fará com que ela permaneça no estado líquido por mais tempo. Se eu diminuir a temperatura, ela permanecerá em estado líquido em vez de sólido. E se aumentar a temperatura, permanecerá em estado líquido em vez de gasoso. Eu acho isso aqui interessante, espero que apareça bem aqui no nosso vídeo. Tenho que dar o crédito: encontrei isso no chem.purdue.edu/gchelp/solutions/eboil.html. Mas achei que era um gráfico, ou pelo menos uma visualização, bastante interessante. Esta é apenas a superfície da molécula de água e dá a sensação de como as coisas evaporam. Há algumas coisas na superfície que ricocheteiam. E aqui está um exemplo onde podemos visualizar cloreto de sódio na superfície. E por causa do cloreto de sódio incidir na superfície contra as moléculas de água, uma quantidade menor dessas moléculas de água possui espaço para escapar. Portanto, o ponto de ebulição é elevado. Agora, a questão é: em quanto ela se eleva? Essa é uma das coisas mais interessantes na vida, pois a resposta é bastante simples. A alteração no ponto de ebulição ou congelamento. Então, a alteração na temperatura de evaporação é igual a uma constante vezes o número de mols (ou pelo menos a concentração molar, a molaridade) vezes a molaridade do soluto que se adicionará à solução. Então, por exemplo: digamos que eu tenha 1 quilograma... digamos que o meu solvente seja água. Trocarei as cores. Eu tenho 1 kg de água e digamos que estamos sob pressão atmosférica. E digamos que eu tenho um pouco de cloreto de sódio (NaCl). Digamos que eu tenha 2 mol de NaCl. A pergunta é: em quanto o ponto de ebulição será elevado? Então, primeiramente você precisará descobrir a molaridade, que é igual ao número de mols de soluto (esses 2 mols) dividido pelo número de quilogramas de solvente. Vamos dizer que eu tenha 1 kg de solvente. Isso era, claro, mols. Então, a nossa molaridade é 2 mol/kg. Temos que descobrir qual é constante e depois saberemos a elevação da temperatura. E na realidade, aquele mesmo site possui uma lista de tabelas sobre isso. Ainda não fiz os experimentos. Eles têm uns gráficos bastante interessantes. Eles dizem: "Ok, água: ponto de ebulição normal é 100 graus Celsius sob pressão atmosférica padrão." E dizem que a constante é de 0,512 graus Celsius por mol. Vamos supor 0,5. Então, K = 0,5. E quero ser bastante claro. Não posso dizer que esta é uma questão sutil, mas uma questão interessante. Então, eu disse que há 2... a molaridade de... Acabei de perceber que cometi um erro. Eu disse que a molaridade de cloreto de sódio é dois. 2 mol/kg. Porém, isso aconteceria se o cloreto de sódio permanecesse nesse estado molecular. Se permanecesse junto, certo? Mas o que acontece é que o cloreto de sódio, na verdade, se divide. E aprendemos tudo isso no vídeo anterior. Cada molécula ou par de cloreto de sódio se divide em dois íons. Em um cátion de sódio e um ânion de cloreto. E por causa disso, do fato de ele se dividir em dois, a molaridade será duas vezes o número de mols de cloreto de sódio que possuo. Então, será duas vezes isso. Portanto, a molaridade será 4, e não 2. E essa é uma questão interessante. Eu anotei isso aqui. Então, isso aqui é glicose e isso aqui é o cloreto de sódio. Ou, pelo menos, cloreto de sódio em sua forma cristalizada. Eu acho que conseguem visualizar, acho que conseguem ver como um desses pequenos pares bem aqui. Mas o interessante é que poderiam possuir o mesmo número de mols de cloreto de sódio quando visualizarem como um composto e glicose. Mas a glicose, quando é adicionada à água, permanece como uma molécula de glicose. Então, 1 mol de glicose se dividirá em 1 mol de glicose na água. Bem, eu acho que não se dividirá, permanecerá como 1 mol, enquanto 1 mol de cloreto de sódio se transformará em 2 mols, pois esse se divide, se transforma em duas partículas separadas. No meu exemplo, quando eu começo com 1 mol disso, eu termino, na verdade, após dissolvê-lo na água, com 4 mol/kg de molaridade, pois isso se transforma em duas partículas. Dado que a molaridade é 4 mols (2 mols de sódio e 2 mols de cloreto). 2 mols de sódio e 2 mols de cloreto por quilograma. Usarei a constante que obtive de Purdue. A alteração na temperatura é igual à constante (0,5) vezes 4, que é igual a 2 graus. Então, o ponto de ebulição será elevado em 2 graus. Agora, se eu tiver o mesmo número de mols, se eu tiver 2 mols de glicose dissolvido na água, obterei apenas a metade, metade de aumento, pois a molaridade seria apenas a metade, porque ela não se transforma em duas partículas. Em alguns livros, você verá isso escrito dessa forma. Verá a mesma fórmula escrita como a alteração na temperatura de ebulição ou a temperatura do vapor. Ou, se quiser imaginar, é igual a "K vezes m vezes i", onde dirão que essa é a molaridade do composto com o qual estamos lidando. Nesse caso, esse número seria 2. E "i" é o número de moléculas ou número de coisas em que se divide. Portanto, nesse caso isso seria 2. E neste momento, teríamos obtido 4 vezes K (que é igual a 0,5). Isso dá 2. No caso da água, isso seria... Desculpe, no caso da glicose, isso ainda seria 2. Mas apenas se transforma em uma partícula quando é adicionado à água. Então, isso seria 1. Portanto, teria apenas uma elevação de 1 grau no ponto de ebulição da água. Agora, o ponto de congelamento é a mesma coisa. A alteração no ponto de congelamento também é proporcional à molaridade. E pode dizer que a molaridade do composto original, não adicionado à água, vezes o número de compostos que ele separa, embora esse K seja diferente para o congelamento e para a ebulição, obviamente esse K muda sob diferentes pressões e para diferentes temperaturas. Mas a grande sacada é perceber que, mesmo se tiver 1 mol desse e 1 mol daquele e eles forem dissolvidos na mesma quantidade de água (porque vimos: este se divide em duas partículas e este se divide em apenas um para cada, ou melhor: este se divide em 2 mols para cada mol de cristal que tiver, já esse não se divide), isso terá um efeito duas vezes maior no ponto de congelamento ou na elevação do ponto de ebulição que a glicose.