Última atualização: 2026-06-14

O que é abaixamento do ponto de congelamento

O abaixamento do ponto de congelamento é a queda na temperatura em que um líquido solidifica quando nele se dissolve um soluto. É uma propriedade coligativa: depende apenas do número de partículas dissolvidas, não de sua identidade química. É o motivo pelo qual a água do mar congela abaixo de 0 °C e pelo qual o sal espalhado nas ruas mantém o degelo no inverno.

Por que o ponto de congelamento cai

A solidificação ocorre quando as moléculas do solvente se organizam em uma rede cristalina ordenada. As partículas de soluto se interpõem entre as moléculas de solvente e dificultam esse arranjo, de modo que é preciso resfriar mais a solução para que o sólido se forme. Quanto mais partículas dissolvidas, menor a temperatura necessária — e maior o abaixamento.

A fórmula

O fator de van't Hoff $i$ indica quantas partículas cada fórmula unitária libera ao se dissolver (1 para o açúcar, cerca de 2 para o NaCl e cerca de 3 para o CaCl₂). A constante crioscópica $K_f$ é característica de cada solvente (1,86 °C·kg/mol para a água). O ponto de congelamento da solução é o do solvente puro subtraído de $\Delta T_f$.

Exemplo resolvido

Em que temperatura congela uma solução com 1,5 mol/kg de cloreto de cálcio em água?

O CaCl₂ se dissocia em três íons, portanto $i \approx 3$. Com $K_f = 1{,}86$ °C·kg/mol:

O ponto de congelamento da solução cai para $0 - 8{,}37 = -8{,}37$ °C.

Constantes de outros solventes

A cânfora tem uma constante tão alta que pequenas quantidades de soluto provocam quedas grandes do ponto de congelamento — propriedade explorada no método de Rast para determinar massas molares.

Aplicações e limites

O abaixamento crioscópico fundamenta o uso de anticongelantes nos sistemas de arrefecimento de motores, em que o etilenoglicol impede o congelamento da água em climas frios, e explica o sal espalhado nas estradas. Sais que liberam mais íons, como o CaCl₂, são mais eficazes em temperaturas muito baixas do que o sal comum. A relação supõe soluções diluídas e ideais; em concentrações elevadas, o fator de van't Hoff efetivo cai abaixo do valor teórico por causa da associação iônica. O efeito oposto sobre a ebulição está no Calculadora de Elevação do Ponto de Ebulição, e a conversão entre medidas de concentração no Calculadora de Molaridade.