Calcolatore dell'Abbassamento del Punto di Congelamento | Proprietà Colligative
Calcola l'abbassamento del punto di congelamento per qualsiasi soluzione utilizzando Kf, molalità e fattore di van't Hoff. Calcolatore gratuito di chimica per studenti, ricercatori e ingegneri.
Freezing Point Depression Calculator
The molal freezing point depression constant is specific to the solvent. Common values: Water (1.86), Benzene (5.12), Acetic Acid (3.90).
Punto di congelamento normale del solvente puro. È 0°C per l'acqua, ma 5,5°C per il benzene, 16,6°C per l'acido acetico e 6,55°C per il ciclohexano. Impostato automaticamente quando si sceglie un solvente di seguito.
The concentration of solute in moles per kilogram of solvent.
The number of particles a solute forms when dissolved. For non-electrolytes like sugar, i = 1. For strong electrolytes, i equals the number of ions formed.
Calculation Formula
ΔTf = i × Kf × m
Where ΔTf is the freezing point depression, i is the van't Hoff factor, Kf is the molal freezing point depression constant, and m is the molality.
ΔTf = 1 × 1.86 × 1.00 = 1.86 °C
Visualization
Visual representation of freezing point depression (not to scale)
Freezing Point Depression
This is how much the freezing point of the solvent will decrease due to the dissolved solute.
Common Kf Values
| Solvent | Kf (°C·kg/mol) |
|---|---|
| Water | 1.86 °C·kg/mol |
| Benzene | 5.12 °C·kg/mol |
| Acetic Acid | 3.90 °C·kg/mol |
| Cyclohexane | 20.0 °C·kg/mol |
Documentazione
Che cos'è l'abbassamento crioscopico?
L'abbassamento crioscopico è la diminuzione della temperatura di congelamento di un liquido che si verifica quando vi si dissolve un'altra sostanza. L'acqua pura congela a 0 °C, mentre l'acqua salata congela a una temperatura inferiore perché il sale disciolto ostacola la formazione del ghiaccio. Questo calcolatore determina di quanti gradi diminuisce il punto di congelamento di una soluzione per un dato solvente, soluto e concentrazione.
L'effetto è una proprietà colligativa. Ciò significa che dipende dal numero di particelle disciolte nel liquido, non dalla loro natura. Una mole di molecole di zucchero disciolte e una mole di ioni sodio disciolti abbassano il punto di congelamento all'incirca della stessa quantità, perché conta il numero di particelle, non la loro identità chimica.
Perché le particelle disciolte abbassano il punto di congelamento
Un liquido congela quando le sue molecole si dispongono in un cristallo ordinato. Le particelle di soluto disciolte si collocano tra le molecole di solvente e ostacolano questo ordinamento, perciò il liquido deve raffreddarsi ulteriormente prima che si possa formare un ordine sufficiente. Le particelle disciolte aumentano anche l'entropia della soluzione, cioè il disordine, rendendo più favorevole lo stato liquido a una data temperatura. Entrambi gli effetti abbassano il punto di congelamento.
Formula dell'abbassamento crioscopico
L'abbassamento crioscopico, ΔTf, si calcola con:
- ΔTf: l'abbassamento crioscopico, in °C
- i: il fattore di van 't Hoff, cioè il numero di particelle prodotte da una unità di soluto quando si dissolve
- Kf: la costante crioscopica molale, specifica del solvente, in °C·kg/mol
- m: la molalità, cioè le moli di soluto per chilogrammo di solvente
Il nuovo punto di congelamento della soluzione è il normale punto di congelamento del solvente meno ΔTf:
dove è il punto di congelamento della soluzione e il normale punto di congelamento del solvente puro.
Il normale punto di congelamento dell'acqua è 0 °C, quindi per le soluzioni acquose ΔTf può essere sottratto direttamente da 0. Gli altri solventi congelano a temperature diverse, quindi per loro questo passaggio è importante. Il benzene congela normalmente a 5,5 °C, l'acido acetico a 16,6 °C e il cicloesano a 6,55 °C.
Spiegazione delle tre variabili
Costante crioscopica molale (Kf)
Kf è una proprietà fissa di ogni solvente. È l'abbassamento del punto di congelamento prodotto da una soluzione 1-molale di un soluto che non si dissocia in ioni (i = 1).
| Solvente | Kf (°C·kg/mol) | Punto di congelamento normale |
|---|---|---|
| Acqua | 1,86 | 0 °C |
| Benzene | 5,12 | 5,5 °C |
| Acido acetico | 3,90 | 16,6 °C |
| Cicloesano | 20,0 | 6,55 °C |
Molalità (m)
La molalità è la quantità di soluto, in moli, divisa per la massa del solvente, in chilogrammi:
dove n è la quantità di soluto in moli e w la massa del solvente in chilogrammi.
In questa formula i chimici usano la molalità invece della molarità, cioè le moli per litro di soluzione, perché la molalità non varia con la temperatura. Il volume di una soluzione aumenta quando si riscalda, modificando la molarità, mentre la massa del solvente rimane costante.
Fattore di van 't Hoff (i)
Il fattore di van 't Hoff è il numero di particelle prodotte in soluzione da una unità formula di soluto. Le molecole che rimangono integre, come quelle dello zucchero, hanno i = 1. Il sale da cucina (NaCl) si dissocia in uno ione sodio e uno ione cloruro, dando i = 2. Il cloruro di calcio (CaCl₂) si dissocia in tre ioni, dando i = 3.
| Tipo di soluto | Esempio | i teorico |
|---|---|---|
| Non elettrolita | Saccarosio, glucosio | 1 |
| Elettrolita binario | NaCl, KBr | 2 |
| Elettrolita ternario | CaCl₂, Na₂SO₄ | 3 |
| Elettrolita quaternario | AlCl₃, Na₃PO₄ | 4 |
Le soluzioni reali spesso presentano un valore inferiore a quello teorico, soprattutto a concentrazioni elevate. In una soluzione concentrata, gli ioni di carica opposta possono appaiarsi e comportarsi come un'unica particella, riducendo il valore effettivo di i al di sotto di quello teorico.
Come calcolare l'abbassamento crioscopico: esempio svolto
Una squadra incaricata della manutenzione stradale scioglie NaCl nell'acqua fino a raggiungere una molalità di 1,0 mol/kg.
- Kf (acqua) = 1,86 °C·kg/mol
- m = 1,0 mol/kg
- i (NaCl) = 2
ΔTf = 2 × 1,86 × 1,0 = 3,72 °C
Nuovo punto di congelamento = 0 °C − 3,72 °C = −3,72 °C
L'acqua salata rimane liquida fino a circa −3,7 °C, quasi quattro gradi al di sotto del punto di congelamento dell'acqua pura.
Per un solvente che non congela a 0 °C, la stessa sottrazione si applica al suo specifico punto di congelamento. Un soluto disciolto nell'acido acetico, il cui punto di congelamento normale è 16,6 °C, che produce un ΔTf di 2 °C dà un nuovo punto di congelamento pari a 16,6 − 2 = 14,6 °C, non −2 °C.
Come usare questo calcolatore
- Scegliere un solvente oppure inserire direttamente il suo valore di Kf e il punto di congelamento normale.
- Inserire la molalità della soluzione.
- Inserire il fattore di van 't Hoff del soluto: 1 per i non elettroliti, maggiore per i sali che si dissociano in ioni.
- Leggere l'abbassamento crioscopico e il nuovo punto di congelamento.
Applicazioni dell'abbassamento crioscopico
Disgelo stradale. Il salgemma (NaCl, i = 2) è efficace fino a circa −9 °C. Il cloruro di calcio (i = 3) è efficace a temperature più basse e libera calore quando si scioglie, ma costa di più per tonnellata.
Antigelo per autoveicoli. Il glicole etilenico miscelato con acqua abbassa il punto di congelamento del refrigerante ben al di sotto di 0 °C, proteggendo comunemente il motore fino a temperature inferiori a circa −30 °C, a seconda del rapporto della miscela, e innalzando anche il punto di ebollizione del refrigerante.
Gelato. Lo zucchero, le proteine del latte e i grassi disciolti nella miscela abbassano il suo punto di congelamento a circa −3 °C–−5 °C. Alla temperatura del congelatore la miscela è solo parzialmente congelata, ed è questo che la mantiene facilmente porzionabile.
Acqua di mare. L'acqua di mare congela a circa −1,9 °C invece che a 0 °C. La sua salinità media, circa 35 grammi di sale disciolto per chilogrammo d'acqua, corrisponde a una molalità vicina a 0,6 mol/kg. Inserendo nella formula m = 0,6 mol/kg e il valore teorico i = 2 per NaCl si ottiene ΔTf = 2 × 1,86 × 0,6 ≈ 2,2 °C, superiore al valore misurato 1,9 °C. La differenza esiste perché l'acqua di mare è abbastanza concentrata da far appaiare alcuni ioni sodio e cloruro invece di farli agire come particelle separate, perciò il fattore di van 't Hoff effettivo è più vicino a 1,7 che al valore teorico 2.
Limiti della formula
La formula presuppone una soluzione ideale e diluita e funziona bene al di sotto di circa 0,1 mol/kg. A concentrazioni maggiori, l'associazione ionica e altre interazioni tra soluto e solvente rendono l'abbassamento reale inferiore alla previsione teorica, come mostra l'esempio dell'acqua di mare. La stessa Kf è definita vicino al normale punto di congelamento del solvente, quindi la formula diventa meno affidabile a temperature molto lontane da quella.
Domande frequenti
Che cos'è l'abbassamento crioscopico? È la diminuzione della temperatura di congelamento di un liquido causata da una sostanza disciolta. È una proprietà colligativa, cioè dipende dal numero di particelle disciolte, non dalla loro identità.
Perché il sale scioglie il ghiaccio sulle strade? Il sale non scioglie direttamente il ghiaccio. Si dissolve nella sottile pellicola d'acqua liquida presente sulla superficie del ghiaccio anche al di sotto di 0 °C, e la soluzione salina risultante ha un punto di congelamento inferiore a quello dell'acqua pura. Poiché il punto di congelamento della soluzione è ora inferiore alla temperatura del ghiaccio circostante, altro ghiaccio continua a dissolversi nella soluzione finché il sale non si esaurisce o la temperatura non scende troppo. Intorno a −9 °C il salgemma diventa troppo lento per liberare una strada in tempi utili. Il limite assoluto è −21 °C, la temperatura alla quale una soluzione salina completamente satura congela spontaneamente.
Perché l'acqua di mare congela a una temperatura inferiore rispetto all'acqua dolce? I sali disciolti, soprattutto il cloruro di sodio, abbassano il punto di congelamento dell'acqua di mare a circa −1,9 °C. La previsione idealizzata della formula, usando una molalità di 0,6 mol/kg e i = 2, dà circa 2,2 °C, un valore un po' superiore a quello misurato, perché alla concentrazione dell'acqua di mare alcuni ioni si appaiano invece di agire indipendentemente.
Qual è la differenza tra abbassamento crioscopico e innalzamento ebullioscopico? Entrambi dipendono dal numero di particelle disciolte. L'abbassamento crioscopico riduce la temperatura alla quale una soluzione congela; l'innalzamento ebullioscopico aumenta la temperatura alla quale bolle. Le formule hanno la stessa struttura, ΔT = i × K × m, ma usano costanti diverse, Kf e Kb.
L'abbassamento crioscopico può misurare la massa molare di un soluto sconosciuto? Sì. Se si conoscono le masse del soluto e del solvente, misurando ΔTf e risolvendo la formula prima per la molalità e poi per le moli si ottiene la massa molare del soluto.
Un fattore di van 't Hoff maggiore implica sempre un punto di congelamento più basso? A parità di molalità e Kf, sì: un valore maggiore di i produce un ΔTf maggiore. Anche l'aumento della molalità mediante l'aggiunta di altro soluto ha un effetto simile, quindi i due fattori non devono essere confusi. Una soluzione diluita di CaCl₂ può produrre un abbassamento inferiore a quello di una soluzione di NaCl più concentrata, anche se CaCl₂ ha un fattore di van 't Hoff maggiore.