Težava z znižanjem zmrziščne točke

Izračunajte temperaturo znižanja zmrziščne točke

Znižanje zmrziščne točke: Voda bo tvorila led pri nižji temperaturi, ko ji dodamo topljenec. nikamata/Getty Images

Ta primer težave prikazuje, kako izračunati znižanje zmrziščne točke z uporabo raztopine soli v vodi.

Ključni zaključki: Izračunajte znižanje zmrziščne točke

• Znižanje zmrziščne točke je lastnost raztopin, kjer topljenec zniža normalno zmrziščno točko topila.
• Znižanje zmrziščne točke je odvisno samo od koncentracije topljenca, ne pa od njegove mase ali kemijske identitete.
• Pogost primer znižanja zmrziščne točke je sol, ki znižuje zmrziščno točko vode, da prepreči zmrzovanje ledu na cestah pri nizkih temperaturah.
• Izračun uporablja enačbo, imenovano Blagdenov zakon, ki združuje Raoultov zakon in Clausius-Clapeyronovo enačbo.

Hiter pregled znižanja zmrziščne točke

Depresija ledišča je ena od koligativne lastnosti snovi , kar pomeni, da nanj vpliva število delcev, ne pa kemična identiteta delcev ali njihova masa. Ko topilu dodamo topljenec, se njegovo zmrzišče zniža glede na prvotno vrednost čistega topila. Ni pomembno, ali je topljenec tekočina, plin ali trdna snov. Na primer, do znižanja zmrziščne točke pride, ko vodi dodamo sol ali alkohol. Pravzaprav je topilo lahko tudi katera koli faza. Znižanje zmrziščne točke se pojavi tudi v mešanicah trdno-trdno.

Znižanje zmrziščne točke se izračuna z uporabo Raoultovega zakona in Clausius-Clapeyronove enačbe, da se napiše enačba, imenovana Blagdenov zakon. V idealni raztopini je znižanje zmrziščne točke odvisno samo od koncentracije topljenca.

Problem z znižanjem zmrziščne točke

31,65 g natrijevega klorida dodamo k 220,0 ml vode pri 34 °C. Kako bo to vplivalo na zmrzišče vode ?
Predpostavite natrijev klorid popolnoma disociira v vodi.
Podano: gostota vode pri 35 °C = 0,994 g/mL
K_fvoda = 1,86 °C kg/mol

rešitev

Da bi našli višina spremembe temperature topila s topljencem uporabite enačbo za znižanje zmrziščne točke:
ΔT = iK_fm
kje
ΔT = sprememba temperature v °C
i = van 't Hoffov faktor
K_f= molalna konstanta depresije zmrziščne točke ali krioskopska konstanta v °C kg/mol
m = molalnost topljene snovi v molih topljene snovi/kg topila.

1. korak: Izračunajte molalnost NaCl

molalnost (m) NaCl = molov NaCl/kg vode
Iz periodni sistem , poiščite atomske mase elementov:
atomska masa To = 22,99
atomska masa Cl = 35,45
molov NaCl = 31,65 g x 1 mol/(22,99 + 35,45)
molov NaCl = 31,65 g x 1 mol/58,44 g
molov NaCl = 0,542 mol
kg vode = gostota x prostornina
kg vode = 0,994 g/mL x 220 ml x 1 kg/1000 g
kg vode = 0,219 kg
m_NaCl= molov NaCl/kg vode
m_NaCl= 0,542 mol/0,219 kg
m_NaCl= 2,477 mol/kg

2. korak: Določite van 't Hoffov faktor

Van 't Hoffov faktor, i, je konstanta, povezana s količino disociacije topljenca v topilu. Za snovi, ki v vodi ne disociirajo, kot je sladkor, je i = 1. Za topljence, ki popolnoma disociirajo na dva ioni , i = 2. V tem primeru NaCl popolnoma disociira na dva iona, Na⁺in Cl^-. Zato je i = 2 za ta primer.

3. korak: Poiščite ΔT

ΔT = iK_fm
ΔT = 2 x 1,86 °C kg/mol x 2,477 mol/kg
ΔT = 9,21 °C
odgovor:
Dodatek 31,65 g NaCl v 220,0 ml vode bo znižal zmrzišče za 9,21 °C.

Omejitve izračunov znižanja zmrziščne točke

Izračun znižanja zmrziščne točke ima praktične aplikacije, kot je izdelava sladoleda in zdravil ter odmrzovanje cest. Vendar so enačbe veljavne le v določenih situacijah.

• Raztopljena snov mora biti prisotna v veliko manjših količinah kot topilo. Izračuni znižanja zmrziščne točke veljajo za razredčene raztopine.
• Topljena snov mora biti nehlapna. Razlog je v tem, da se zmrzišče pojavi, ko sta parni tlak tekočega in trdnega topila v ravnovesju.

Viri

• Atkins, Peter (2006). Atkinsova fizikalna kemija . Oxford University Press. strani 150–153. ISBN 0198700725.
• Aylward, Gordon; Findlay, Tristan (2002). Kemijski podatki SI (5. izdaja). Švedska: John Wiley & Sons. str. 202. ISBN 0-470-80044-5.
• Ge, Xinlei; Wang, Xidong (2009). 'Ocena znižanja zmrziščne točke, zvišanja vrelišča in entalpije uparjanja raztopin elektrolitov'. Raziskave industrijske in inženirske kemije . 48 (10): 5123. doi:10.1021/ie900434h
• Mellor, Joseph William (1912). 'Blagdenov zakon'. Sodobna anorganska kemija . New York: Longmans, Green in Company.
• Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Splošna kemija (8. izdaja). Prentice-Hall. str. 557–558. ISBN 0-13-014329-4.