ENEM 2016 - Crioscopia ou Criometria

A Crioscopia ou Criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de fusão de um solvente quando se adiciona a ele um soluto não volátil.

Por exemplo, ao nível do mar, a água pura congela em 0ºC; esse é o seu ponto de fusão. No entanto, se acrescentarmos sal à água, ela demorará mais para congelar, ou seja, o seu ponto de fusão irá diminuir, atingindo valores abaixo de 0ºC.

Isso explica muitos fenômenos que observamos na natureza ou em nosso cotidiano. Veja alguns exemplos:

• A água do mar não se congela em locais próximos aos polos, apesar de nessas regiões se atingirem temperaturas abaixo de 0ºC. Isso acontece porque há uma grande quantidade de sais dissolvidos na água. Os icebergs e as camadas de gelo que se formam são feitos de água sem esses sais;
• Em países frios, quando o inverno é bastante rigoroso e cai muita neve, é comum jogar sal nas estradas para ela derreter;

Caminhão jogando sal na neve

• Nesses países, também há o risco de congelamento da água dos radiadores usados para refrigerar os motores. Por isso, há alguns produtos comerciais (aditivos) que são adicionados com a finalidade de diminuir o ponto de ebulição da água e evitar o seu congelamento. Um exemplo de anticongelante usado com essa finalidade é o etilenoglicol (C6H6O2), que se estiver em uma proporção de 50%, tem a capacidade de abaixar o ponto de fusão da mistura até cerca de -35 ºC;

Mecânico derramando líquido no radiador de um carro

• A água dos sorvetes e de cosméticos, tais como cremes, não congela, transformando-se em gelo puro, porque eles são densas misturas coloidais que apenas se enrijecem com o frio;
• No oceano Ártico, existem algumas espécies de peixes que possuem determinadas proteínas que atuam como anticongelantes do sangue.

A crioscopia é uma propriedade coligativa, e como acontece com toda propriedade coligativa, a sua variação está relacionada à quantidade de espécies dissolvidas e não à natureza delas. Isso quer dizer que, quanto mais soluto não volátil estiver dissolvido no solvente, isto é, quanto maior for a concentração da solução, menor será o seu ponto de fusão. Por exemplo, o ponto de fusão de uma solução de glicose de concentração 1 molal é de – 1,86 ºC; enquanto se sua concentração for de 2 molal, o ponto de fusão diminuirá ainda mais, passando a ser igual a – 3,72ºC.

Por outro lado, visto que não depende da natureza da espécie química, se adicionarmos a mesma quantidade de diferentes solutos não voláteis na mesma quantidade do solvente, o abaixamento da temperatura de fusão será igual. Por exemplo, o ponto de fusão de uma solução de ureia 1 molal é de - 1,86 ºC, ou seja, o mesmo que a solução de glicose 1 molal.

No caso de compostos iônicos dissolvidos, temos que levar em consideração os íons que se dissociarão. Por exemplo, uma solução de cloreto de sódio (NaC? - sal de cozinha) 1 molal possui o ponto de fusão igual a – 3,72ºC, sendo igual ao da solução de glicose 2 molal. Isso acontece porque, na verdade, para cada mol de NaC? dissolvido, é formado 2 mols de íons (1 mol de cátions Na+ e 1 mol de ânions C?-), como pode ser visto abaixo:

http://manualdaquimica.uol.com.br//fisico-quimica/crioscopia-ou-criometria.htm