Calculadora de Depresión del Punto de Congelación | Propiedades Coligativas
Calcule la depresión del punto de congelación para cualquier solución utilizando Kf, molalidad y factor de van't Hoff. Calculadora gratuita de química para estudiantes, investigadores e ingenieros.
Calculadora de Depresión del Punto de Congelación
La constante de depresión del punto de congelación molal es específica del disolvente. Valores comunes: Agua (1.86), Benceno (5.12), Ácido Acético (3.90).
Punto normal de congelación del disolvente puro. Es 0°C para el agua, pero 5,5°C para benceno, 16,6°C para ácido acético y 6,55°C para ciclohexano. Se establece automáticamente cuando elige un disolvente a continuación.
La concentración de soluto en moles por kilogramo de disolvente.
El número de partículas que forma un soluto al disolverse. Para no electrolitos como el azúcar, i = 1. Para electrolitos fuertes, i es igual al número de iones formados.
Fórmula de Cálculo
ΔTf = i × Kf × m
Donde ΔTf es la depresión del punto de congelación, i es el factor de Van't Hoff, Kf es la constante de depresión del punto de congelación molal, y m es la molalidad.
ΔTf = 1 × 1.86 × 1.00 = 1.86 °C
Visualización
Representación visual de la depresión del punto de congelación (no a escala)
Depresión del Punto de Congelación
Esta es la cantidad en que disminuirá el punto de congelación del disolvente debido al soluto disuelto.
Valores Comunes de Kf
| Disolvente | Kf (°C·kg/mol) |
|---|---|
| Agua | 1.86 °C·kg/mol |
| Benceno | 5.12 °C·kg/mol |
| Ácido Acético | 3.90 °C·kg/mol |
| Ciclohexano | 20.0 °C·kg/mol |
Documentación
¿Qué es el descenso crioscópico?
El descenso crioscópico es la disminución de la temperatura de congelación de un líquido que ocurre cuando se disuelve otra sustancia en él. El agua pura se congela a 0 °C, pero el agua salada se congela por debajo de esa temperatura porque la sal disuelta dificulta la formación de hielo. Esta calculadora determina cuántos grados desciende el punto de congelación de una disolución para un disolvente, un soluto y una concentración determinados.
El efecto es una propiedad coligativa. Esto significa que depende de cuántas partículas disueltas hay en el líquido, no de cuáles son esas partículas. Un mol de moléculas de azúcar disueltas y un mol de iones de sodio disueltos reducen el punto de congelación aproximadamente en la misma medida, porque lo que importa es el número de partículas, no su identidad química.
Por qué las partículas disueltas reducen el punto de congelación
Un líquido se congela cuando sus moléculas se ordenan formando un cristal. Las partículas de soluto disueltas se sitúan entre las moléculas del disolvente y dificultan ese ordenamiento, por lo que el líquido debe enfriarse más antes de que pueda formarse suficiente orden. Las partículas disueltas también aumentan la entropía de la disolución, es decir, su desorden, lo que favorece que permanezca líquida a una temperatura determinada. Ambos efectos reducen el punto de congelación.
Fórmula del descenso crioscópico
El descenso crioscópico, ΔTf, se calcula mediante:
- ΔTf: el descenso crioscópico, en °C
- i: el factor de van't Hoff, el número de partículas que produce una unidad de soluto al disolverse
- Kf: la constante molal del descenso crioscópico, específica del disolvente, en °C·kg/mol
- m: la molalidad, es decir, los moles de soluto por kilogramo de disolvente
El nuevo punto de congelación de la disolución es el punto de congelación normal del disolvente menos ΔTf:
donde es el punto de congelación de la disolución y el punto de congelación normal del disolvente puro.
El punto de congelación normal del agua es 0 °C, por lo que ΔTf puede restarse directamente de 0 en las disoluciones acuosas. Otros disolventes se congelan a temperaturas diferentes, por lo que este paso es importante en su caso. El benceno se congela normalmente a 5,5 °C, el ácido acético a 16,6 °C y el ciclohexano a 6,55 °C.
Explicación de las tres variables
Constante molal del descenso crioscópico (Kf)
Kf es una propiedad fija de cada disolvente. Es el descenso del punto de congelación producido por una disolución de 1 molal de un soluto que no se disocia en iones (i = 1).
| Disolvente | Kf (°C·kg/mol) | Punto de congelación normal |
|---|---|---|
| Agua | 1,86 | 0 °C |
| Benceno | 5,12 | 5,5 °C |
| Ácido acético | 3,90 | 16,6 °C |
| Ciclohexano | 20,0 | 6,55 °C |
Molalidad (m)
La molalidad es la cantidad de soluto, en moles, dividida por la masa de disolvente, en kilogramos:
donde n es la cantidad de soluto en moles y w la masa del disolvente en kilogramos.
En esta fórmula, los químicos utilizan la molalidad en lugar de la molaridad (moles por litro de disolución) porque la molalidad no cambia con la temperatura. El volumen de una disolución se expande al calentarse, lo que modifica la molaridad, pero la masa del disolvente permanece constante.
Factor de van't Hoff (i)
El factor de van't Hoff es el número de partículas que produce en la disolución una unidad fórmula de soluto. Las moléculas que permanecen intactas, como el azúcar, tienen i = 1. La sal de mesa (NaCl) se disocia en un ion sodio y un ion cloruro, por lo que i = 2. El cloruro de calcio (CaCl₂) se disocia en tres iones, por lo que i = 3.
| Tipo de soluto | Ejemplo | i teórico |
|---|---|---|
| No electrolito | Sacarosa, glucosa | 1 |
| Electrolito binario | NaCl, KBr | 2 |
| Electrolito ternario | CaCl₂, Na₂SO₄ | 3 |
| Electrolito cuaternario | AlCl₃, Na₃PO₄ | 4 |
Las disoluciones reales a menudo quedan por debajo del valor teórico, especialmente a concentraciones altas. En una disolución concentrada, los iones con cargas opuestas pueden asociarse y comportarse como una sola partícula, lo que reduce el valor efectivo de i por debajo de su valor teórico.
Cómo calcular el descenso crioscópico: ejemplo resuelto
Un equipo de mantenimiento vial disuelve NaCl en agua hasta alcanzar una molalidad de 1,0 mol/kg.
- Kf (agua) = 1,86 °C·kg/mol
- m = 1,0 mol/kg
- i (NaCl) = 2
ΔTf = 2 × 1,86 × 1,0 = 3,72 °C
Nuevo punto de congelación = 0 °C − 3,72 °C = −3,72 °C
El agua salada permanece líquida hasta aproximadamente −3,7 °C, casi cuatro grados por debajo del punto de congelación del agua corriente.
Para un disolvente que no se congela a 0 °C, se aplica la misma resta a su propio punto de congelación. Un soluto disuelto en ácido acético (punto de congelación normal 16,6 °C) que produce un ΔTf de 2 °C da un nuevo punto de congelación de 16,6 − 2 = 14,6 °C, no de −2 °C.
Cómo utilizar esta calculadora
- Seleccione un disolvente o introduzca directamente su valor de Kf y su punto de congelación normal.
- Introduzca la molalidad de la disolución.
- Introduzca el factor de van't Hoff del soluto: 1 para los no electrolitos y un valor mayor para las sales que se disocian en iones.
- Consulte el descenso crioscópico y el nuevo punto de congelación.
Usos del descenso crioscópico
Deshielo de carreteras. La sal de roca (NaCl, i = 2) funciona hasta aproximadamente −9 °C. El cloruro de calcio (i = 3) funciona a temperaturas más bajas y libera calor al disolverse, pero cuesta más por tonelada.
Anticongelante para automóviles. El etilenglicol mezclado con agua reduce el punto de congelación del refrigerante muy por debajo de 0 °C y normalmente protege el motor hasta temperaturas inferiores a aproximadamente −30 °C, según la proporción de la mezcla, al tiempo que eleva el punto de ebullición del refrigerante.
Helado. El azúcar, las proteínas de la leche y la grasa disueltos en la mezcla reducen su punto de congelación aproximadamente de −3 °C a −5 °C. A la temperatura del congelador, la mezcla solo se congela parcialmente, lo que permite servirla con cuchara.
Agua de mar. El agua de mar se congela aproximadamente a −1,9 °C, en lugar de a 0 °C. Su salinidad media, de unos 35 gramos de sal disuelta por kilogramo de agua, corresponde a una molalidad cercana a 0,6 mol/kg. Al introducir m = 0,6 mol/kg e i = 2, el valor teórico para el NaCl, en la fórmula se obtiene ΔTf = 2 × 1,86 × 0,6 ≈ 2,2 °C, un valor superior al medido, 1,9 °C. La diferencia existe porque el agua de mar está lo bastante concentrada como para que algunos iones de sodio y cloruro se emparejen en lugar de actuar como partículas separadas, por lo que el factor de van't Hoff efectivo se acerca más a 1,7 que al valor teórico 2.
Limitaciones de la fórmula
La fórmula supone una disolución ideal y diluida, y funciona bien por debajo de aproximadamente 0,1 mol/kg. A concentraciones mayores, la asociación de iones y otras interacciones entre el soluto y el disolvente hacen que el descenso real sea menor que la predicción teórica, como muestra el ejemplo del agua de mar. La propia Kf se define cerca del punto de congelación normal del disolvente, por lo que la fórmula es menos fiable lejos de esa temperatura.
Preguntas frecuentes
¿Qué es el descenso del punto de congelación? Es la disminución de la temperatura de congelación de un líquido causada por una sustancia disuelta. Es una propiedad coligativa, lo que significa que depende del número de partículas disueltas y no de su identidad.
¿Por qué la sal derrite el hielo de las carreteras? La sal no derrite el hielo directamente. Se disuelve en la fina película de agua líquida que existe sobre una superficie de hielo incluso por debajo de 0 °C, y la disolución salina resultante tiene un punto de congelación inferior al del agua pura. Como el punto de congelación de esa disolución queda por debajo de la temperatura del hielo circundante, más hielo sigue disolviéndose en ella hasta que se agota la sal o la temperatura desciende demasiado. Cerca de −9 °C, la sal gema se vuelve demasiado lenta para despejar una carretera en un tiempo útil. El límite absoluto es −21 °C, la temperatura a la que una disolución salina completamente saturada se congela por sí sola.
¿Por qué el agua de mar se congela a una temperatura más baja que el agua dulce? Las sales disueltas, principalmente el cloruro de sodio, reducen el punto de congelación del agua de mar hasta aproximadamente −1,9 °C. La predicción idealizada de la fórmula, utilizando una molalidad de 0,6 mol/kg e i = 2, da aproximadamente 2,2 °C, un valor algo superior al medido, porque a la concentración del agua de mar algunos iones se emparejan en lugar de actuar de forma independiente.
¿Cuál es la diferencia entre el descenso del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición? Ambos dependen del número de partículas disueltas. El descenso del punto de congelación reduce la temperatura a la que se congela una disolución; la elevación del punto de ebullición aumenta la temperatura a la que hierve. Las fórmulas tienen la misma estructura, ΔT = i × K × m, pero utilizan constantes diferentes: Kf frente a Kb.
¿Puede el descenso del punto de congelación medir la masa molar de un soluto desconocido? Sí. Si se conocen las masas del soluto y del disolvente, medir ΔTf y despejar primero la molalidad en la fórmula y luego los moles permite obtener la masa molar del soluto.
¿Un factor de van't Hoff mayor siempre significa un punto de congelación más bajo? A la misma molalidad y con el mismo Kf, sí: un valor de i mayor produce un ΔTf mayor. Aumentar la molalidad añadiendo más soluto tiene un efecto similar, por lo que ambos factores no deben confundirse. Una disolución diluida de CaCl₂ puede producir un descenso menor que una disolución de NaCl más concentrada, aunque CaCl₂ tenga el factor de van't Hoff más alto.