Imagine que esteja fazendo café e coloque certa quantidade de água para aquecer. Ao nível do mar, quando a água atingir a temperatura de 100ºC, ela entrará em ebulição. Nesse momento, você passa a adicionar o açúcar à água, o que acontecerá então? Quem já passou por esse tipo de situação sabe que quando se faz isso a água para imediatamente de ferver. Depois de aquecer por mais alguns instantes, atingindo temperaturas um pouco acima de 100ºC, a solução de água e açúcar entrará em ebulição.
Mesmo acima de 100ºC e sob 1 atm de pressão, a água pode permanecer no estado líquido se adicionarmos um soluto não volátil
Isso também acontece se adicionarmos sal ou qualquer outro soluto. Assim, o fato observado será o seguinte:
Conceito de ebulioscopia ou ebuliometria
Ao estudo dessa propriedade dá-se o nome de ebulioscopia ou ebuliometria.
Visto que esse fenômeno não depende da natureza do soluto, mas apenas do número de suas partículas presentes na solução, a ebulioscopia é uma propriedade coligativa.
Por exemplo, se prepararmos duas soluções aquosas diferentes, uma com o soluto sendo a ureia e outra com a glicose, mas dissolvermos exatamente a mesma quantidade dos dois solutos, produzindo duas soluções de molalidade (W) igual a 1 molal, o resultado será que o ponto de ebulição de ambas as soluções ao nível do mar começará em 100,52ºC. Isso prova que a ebulição, como um efeito coligativo, depende unicamente da quantidade de partículas presentes na solução.
Quando se adiciona açúcar à água, o seu ponto de ebulição aumenta
Isso acontece porque as moléculas de açúcar interagem com as moléculas de água, diminuindo a pressão de vapor desse líquido. Visto que a pressão do líquido fica menor que a pressão externa (atmosférica), é preciso aquecer ainda mais o sistema para que a pressão de vapor da solução iguale-se à pressão atmosférica e aí sim entre em ebulição. Desse modo, a temperatura em que entrará em ebulição será maior.
Isso nos leva à seguinte generalização:
Na ebuliometria, a temperatura de ebulição do solvente na solução sempre é maior do que quando está puro
Isso também pode ser visto no caso do café. Em padarias e bares, quando se quer manter o café quente, usa-se um procedimento conhecido comumente por banho-maria, em que o recipiente com o café fica mergulhado em um recipiente com água. A água entra em ebulição, mas o café não, e assim essa bebida se mantém quente sem perder água e alterar seu gosto. Isso acontece porque o ponto de ebulição da água (solvente puro) é menor (100ºC) que a temperatura em que se inicia a ebulição do café (solução aquosa com ponto de ebulição maior que 100ºC).
Além disso, quanto maior for a quantidade de partículas do soluto não volátil dissolvidas na solução, maior será a elevação do ponto de ebulição do solvente. Para se ter uma ideia, como já falamos, ao nível do mar, a temperatura de ebulição de uma solução de glicose 1 molal é de 100,52ºC. Mas se adicionarmos mais glicose, preparando uma solução aquosa de 2 molal, o ponto de ebulição começará em 101,4ºC.
Dizemos que começará porque quanto mais evaporar, maior será a concentração da solução e, com isso, o ponto de ebulição irá aumentar até que todo o solvente passe para o estado de vapor. Dessa maneira, as soluções não possuem uma temperatura fixa e constante de ebulição como ocorre com os solventes puros, mas sim uma faixa de temperaturas em que muda de estado de agregação. Considera-se ponto de ebulição da água na solução a temperatura em que a ebulição tem início.
Essas observações podem ser visualizadas no gráfico a seguir:
Gráfico de relação entre pressão de vapor e temperatura de solvente puro e soluções
Observe no gráfico que, visto que a concentração da solução 2 é a maior, a temperatura que seu solvente começa a entrar em ebulição também é a maior, e sua pressão de vapor é a menor.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
