Skip to content
Gerado em: 20 de julho de 2026 às 21:34

Calculadora de massa molar por crioscopia

Entradas

Abaixamento do ponto de congelamento1,5 °C
Constante crioscópica1,86 °C·kg/mol
Fator de van't Hoff1
Massa de soluto5 g
Massa de solvente0,1 kg

Gerado com OneCalc · https://onecalc.app/pt-BR/chemistry/colligative-molar-mass

Química

Calculadora de massa molar por crioscopia

Determine a massa molar de um soluto desconhecido a partir do abaixamento do ponto de congelamento que ele provoca. Informe o ΔTf medido, a constante crioscópica e as massas de soluto e solvente para obter a molalidade e a massa molar.

Entradas

°C
°C·kg/mol

Resultados

Insira um valor para ver os resultados.

\begin{aligned} M &= \dfrac{i \cdot K_f \cdot w}{\Delta T_f \cdot m_{solv}} \\ &= \dfrac{1 \times 1,86\,\text{°C·kg/mol} \times 5\,\text{g}}{1,5\,\text{°C} \times 0,1\,\text{kg}} \\ &= ?\,\text{g/mol} \end{aligned}

Detalhes

\begin{aligned} b &= \dfrac{\Delta T_f}{i \cdot K_f} \\ &= \dfrac{1,5\,\text{°C}}{1 \times 1,86\,\text{°C·kg/mol}} \\ &= ?\,\text{mol/kg} \end{aligned}

Incorporar esta calculadora

Pré-visualização

Cole este código na sua página para exibir a calculadora.

Compartilhar este cálculo

Quem abrir este link verá seus valores já preenchidos.

Compartilhar via

XFacebookLINE E-mail

Massa molar a partir do abaixamento do ponto de congelamento

Quando um composto desconhecido é dissolvido em um solvente, ele reduz a temperatura em que esse solvente congela. Esse abaixamento — o abaixamento crioscópico — depende apenas de quantas partículas de soluto estão presentes, não de quais são. Como o número de partículas está ligado ao número de mols, uma medida cuidadosa da queda do ponto de congelamento revela a massa molar do soluto. Essa técnica clássica chama-se crioscopia.

A fórmula

O abaixamento do ponto de congelamento segue uma lei coligativa:

ΔTf=i⋅Kf⋅b\Delta T_f = i \cdot K_f \cdot b

onde bb é a molalidade. Isolando a molalidade e depois a massa molar, obtém-se a cadeia que esta calculadora usa:

b=ΔTfi⋅Kf,M=wb⋅msolv=i⋅Kf⋅wΔTf⋅msolvb = \frac{\Delta T_f}{i \cdot K_f}, \qquad M = \frac{w}{b \cdot m_{solv}} = \frac{i \cdot K_f \cdot w}{\Delta T_f \cdot m_{solv}}
SímboloGrandezaUnidade
ΔTfAbaixamento do ponto de congelamento°C
KfConstante crioscópica°C·kg/mol
iFator de van't Hoff—
wMassa de solutog
m_solvMassa de solventekg
bMolalidademol/kg
MMassa molarg/mol

Exemplo resolvido

Um estudante dissolve 5,00 g de um composto molecular desconhecido em 100 g (0,100 kg) de água e mede um ponto de congelamento de −0,31 °C, ou seja, um abaixamento de ΔTf = 0,31 °C. A água tem Kf = 1,86 °C·kg/mol, e um soluto molecular tem i = 1.

Primeiro a molalidade:

b=0,311×1,86=0,167 mol/kgb = \frac{0{,}31}{1 \times 1{,}86} = 0{,}167\ \text{mol/kg}

Depois a massa molar:

M=1×1,86×5,000,31×0,100=300 g/molM = \frac{1 \times 1{,}86 \times 5{,}00}{0{,}31 \times 0{,}100} = 300\ \text{g/mol}

O composto desconhecido tem massa molar de cerca de 300 g/mol.

Por que molalidade, não molaridade

As propriedades coligativas são regidas pela molalidade — mols de soluto por quilograma de solvente — e não pela molaridade. A molalidade é definida por massa, que não muda com a temperatura, então permanece fixa enquanto a solução é resfriada até o ponto de congelamento. A molaridade variaria porque o volume da solução se contrai ao esfriar. Trabalhar com molalidade mantém a lei exata.

O fator de van't Hoff

O fator ii conta as partículas que cada unidade de fórmula libera em solução:

SolutoDissocia-se emi (ideal)
Açúcar, ureiauma molécula1
NaClNa⁺ + Cl⁻2
CaCl₂Ca²⁺ + 2 Cl⁻3

Para identificar um composto molecular desconhecido, i = 1 é a suposição usual. Se o composto de fato se dissocia e você mantém i = 1, a massa molar calculada sairá pequena demais, aproximadamente pelo fator i.

Escolha do solvente

Como ΔTf costuma ser apenas uma fração de grau, a medida de temperatura limita a precisão. Solventes com constante crioscópica grande produzem, para a mesma molalidade, um abaixamento maior e mais fácil de medir:

SolventeKf (°C·kg/mol)Ponto de congelamento normal (°C)
Água1,860
Benzeno5,125,5
Cânfora~40179

A constante enorme da cânfora fez dela o solvente historicamente preferido para determinar massas molares pelo método de Rast. Soluções diluídas, um solvente puro e um soluto que não se associe nem se dissocie de forma inesperada mantêm o resultado exato.

Perguntas frequentes (FAQ)

Como encontrar a massa molar a partir do abaixamento do ponto de congelamento?

Parte-se da lei do abaixamento crioscópico ΔTf = i · Kf · b, em que b é a molalidade (mols de soluto por quilograma de solvente). Isolando a molalidade, b = ΔTf / (i · Kf). Como a molalidade é a quantidade de matéria do soluto dividida pela massa de solvente em quilogramas, a quantidade de matéria é b vezes a massa de solvente. Dividindo a massa medida de soluto por essa quantidade, obtém-se a massa molar.

Em uma etapa: M = (i · Kf · w) / (ΔTf · m_solvente), em que w é a massa de soluto em gramas e m_solvente é a massa de solvente em quilogramas.

Por exemplo, 5 g de um não eletrólito dissolvidos em 0,100 kg de água abaixam o ponto de congelamento em 0,31 °C. Com Kf = 1,86 e i = 1, M = (1 × 1,86 × 5) / (0,31 × 0,100) = 300 g/mol.

Por que se usa a molalidade e não a molaridade?

As propriedades coligativas dependem da molalidade — mols de soluto por quilograma de solvente — e não da molaridade — mols por litro de solução. A molalidade é definida por massa, que não muda com a temperatura, então permanece constante enquanto a solução é resfriada até o ponto de congelamento. A molaridade variaria porque o volume da solução se contrai ao esfriar. Usar a molalidade mantém a relação ΔTf = i · Kf · b exata ao longo da faixa de medida.

Qual fator de van't Hoff devo usar?

O fator de van't Hoff i é o número de partículas independentes que cada unidade de fórmula produz ao se dissolver. Solutos moleculares que não se dissociam — açúcar, ureia, a maioria dos compostos orgânicos — têm i = 1, e essa é a escolha usual ao identificar um composto molecular desconhecido. Sais se separam em íons: NaCl dá i ≈ 2 e CaCl₂ dá i ≈ 3, embora os valores reais fiquem um pouco abaixo do ideal por causa do emparelhamento iônico. Se você supuser i = 1 para um composto que de fato se dissocia, a massa molar sairá pequena demais, aproximadamente pelo fator i.

Qual a precisão da massa molar por crioscopia?

O método do abaixamento do ponto de congelamento — a crioscopia — funciona melhor em soluções diluídas, nas quais ΔTf permanece proporcional à concentração. A principal fonte de erro é a própria medida de temperatura: como ΔTf costuma ser apenas uma fração de grau, um pequeno erro na leitura do abaixamento se traduz em um grande erro na massa molar. Solventes com constante crioscópica grande, como a cânfora (Kf ≈ 40), amplificam o abaixamento de temperatura e por isso eram historicamente preferidos. Soluções concentradas, associação ou dissociação do soluto e impurezas no solvente reduzem a precisão.

Próximas sugestões

Calculadora de Abaixamento do Ponto de Congelamento

Calcule o abaixamento do ponto de congelamento ΔTf = i·Kf·m a partir da molalidade, da constante crioscópica e do fator de van't Hoff, além do ponto de congelamento da solução.

 Saiba mais
Calculadora de Elevação do Ponto de Ebulição

Calcule a elevação do ponto de ebulição ΔTb = i·Kb·m a partir da molalidade, da constante ebulioscópica e do fator de van't Hoff, além do ponto de ebulição da solução.

 Saiba mais
Calculadora de Molalidade

Calcule a molalidade (b) de uma solução a partir dos moles de soluto e dos quilogramas de solvente, ou determine qualquer uma das entradas. Molalidade = moles de soluto ÷ quilogramas de solvente.

 Saiba mais

200+ calculadoras · 10 idiomas · 100% grátis

Esta calculadora foi útil para você?

Não

Como podemos melhorar esta calculadora?
Desenvolvido por OneCalc ↗