Vriespuntsdaling Calculator | Colligatieve Eigenschappen
Bereken vriespuntsdaling voor elke oplossing met Kf, molaliteit en van't Hoff-factor. Gratis scheikundecalculator voor studenten, onderzoekers en ingenieurs.
Vriespuntsverlaging Calculator
De molale vriespuntsverlaging constante is specifiek voor het oplosmiddel. Gebruikelijke waarden: Water (1.86), Benzeen (5.12), Azijnzuur (3.90).
Het normale vriespunt van het pure oplosmiddel. Het is 0°C voor water, maar 5,5°C voor benzeen, 16,6°C voor azijnzuur en 6,55°C voor cyclohexaan. Wordt automatisch ingesteld wanneer u hieronder een oplosmiddel kiest.
De concentratie van opgeloste stof in molen per kilogram oplosmiddel.
Het aantal deeltjes dat een opgeloste stof vormt bij oplossing. Voor niet-elektrolyten zoals suiker is i = 1. Voor sterke elektrolyten is i gelijk aan het aantal gevormde ionen.
Berekeningsformule
ΔTf = i × Kf × m
Waarbij ΔTf de vriespuntsverlaging is, i de van 't Hoff factor, Kf de molale vriespuntsverlaging constante, en m de molaliteit.
ΔTf = 1 × 1.86 × 1.00 = 1.86 °C
Visualisatie
Visuele weergave van vriespuntsverlaging (niet op schaal)
Vriespuntsverlaging
Hoeveel de vriespunt van het oplosmiddel zal dalen door de opgeloste stof.
Gebruikelijke Kf Waarden
| Oplosmiddel | Kf (°C·kg/mol) |
|---|---|
| Water | 1.86 °C·kg/mol |
| Benzeen | 5.12 °C·kg/mol |
| Azijnzuur | 3.90 °C·kg/mol |
| Cyclohexaan | 20.0 °C·kg/mol |
Documentatie
Wat is vriespuntsdaling?
Vriespuntsdaling is de verlaging van de vriestemperatuur van een vloeistof die optreedt wanneer er een andere stof in wordt opgelost. Zuiver water bevriest bij 0 °C, maar zout water bevriest daaronder omdat het opgeloste zout de vorming van ijs hindert. Deze calculator bepaalt met hoeveel graden het vriespunt van een oplossing daalt voor een bepaald oplosmiddel, een bepaalde opgeloste stof en een bepaalde concentratie.
Dit effect is een colligatieve eigenschap. Dat betekent dat het afhangt van het aantal opgeloste deeltjes in de vloeistof, niet van de aard van die deeltjes. Eén mol opgeloste suikermoleculen en één mol opgeloste natriumionen verlagen het vriespunt ongeveer evenveel, omdat het aantal deeltjes telt en niet hun chemische identiteit.
Waarom opgeloste deeltjes het vriespunt verlagen
Een vloeistof bevriest wanneer de moleculen zich vastzetten in een geordend kristal. Opgeloste deeltjes van de opgeloste stof bevinden zich tussen de moleculen van het oplosmiddel en hinderen die ordening. Daardoor moet de vloeistof verder afkoelen voordat er voldoende ordening kan ontstaan. De opgeloste deeltjes verhogen ook de entropie, of wanorde, van de oplossing, waardoor de vloeistof bij een bepaalde temperatuur liever vloeibaar blijft. Beide effecten verlagen het vriespunt.
Formule voor vriespuntsdaling
De vriespuntsdaling, ΔTf, wordt berekend met:
- ΔTf: de vriespuntsdaling, in °C
- i: de van-'t-hofffactor, het aantal deeltjes dat één eenheid van de opgeloste stof produceert bij het oplossen
- Kf: de molaire vriespuntsverlagingsconstante, specifiek voor het oplosmiddel, in °C·kg/mol
- m: de molaliteit, het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel
Het nieuwe vriespunt van de oplossing is het normale vriespunt van het oplosmiddel minus ΔTf:
waarbij het vriespunt van de oplossing is en het normale vriespunt van het zuivere oplosmiddel.
Het normale vriespunt van water is 0 °C, dus kan ΔTf voor waterige oplossingen rechtstreeks van 0 worden afgetrokken. Andere oplosmiddelen bevriezen bij andere temperaturen, dus deze stap is voor die oplosmiddelen van belang. Benzeen bevriest normaal bij 5,5 °C, azijnzuur bij 16,6 °C en cyclohexaan bij 6,55 °C.
De drie variabelen uitgelegd
Molaire vriespuntsverlagingsconstante (Kf)
Kf is een vaste eigenschap van elk oplosmiddel. Het is de vriespuntsdaling die wordt veroorzaakt door een 1-molale oplossing van een opgeloste stof die niet in ionen uiteenvalt (i = 1).
| Oplosmiddel | Kf (°C·kg/mol) | Normaal vriespunt |
|---|---|---|
| Water | 1,86 | 0 °C |
| Benzeen | 5,12 | 5,5 °C |
| Azijnzuur | 3,90 | 16,6 °C |
| Cyclohexaan | 20,0 | 6,55 °C |
Molaliteit (m)
Molaliteit is de hoeveelheid opgeloste stof, uitgedrukt in mol, gedeeld door de massa van het oplosmiddel, uitgedrukt in kilogram:
waarbij n de hoeveelheid opgeloste stof in mol is en w de massa van het oplosmiddel in kilogram.
Scheikundigen gebruiken in deze formule molaliteit in plaats van molariteit (mol per liter oplossing), omdat molaliteit niet verandert met de temperatuur. Het volume van een oplossing zet uit wanneer de oplossing warmer wordt, waardoor de molariteit verandert, maar de massa van het oplosmiddel blijft gelijk.
van 't Hoff-factor (i)
De van-'t-hofffactor is het aantal deeltjes dat één formule-eenheid van de opgeloste stof in oplossing produceert. Moleculen die intact blijven, zoals suiker, hebben i = 1. Keukenzout (NaCl) valt uiteen in een natriumion en een chloride-ion, waardoor i = 2. Calciumchloride (CaCl₂) valt uiteen in drie ionen, waardoor i = 3.
| Type opgeloste stof | Voorbeeld | Theoretische i |
|---|---|---|
| Niet-elektrolyt | Sacharose, glucose | 1 |
| Binair elektrolyt | NaCl, KBr | 2 |
| Ternair elektrolyt | CaCl₂, Na₂SO₄ | 3 |
| Quaternair elektrolyt | AlCl₃, Na₃PO₄ | 4 |
Werkelijke oplossingen blijven vaak onder de theoretische waarde, vooral bij hogere concentraties. In een geconcentreerde oplossing kunnen ionen met tegengestelde lading zich aan elkaar koppelen en zich als één deeltje gedragen, waardoor de effectieve i lager wordt dan de theoretische waarde.
Zo berekent u de vriespuntsdaling: uitgewerkt voorbeeld
Een wegploeg lost NaCl op in water om een molaliteit van 1,0 mol/kg te bereiken.
- Kf (water) = 1,86 °C·kg/mol
- m = 1,0 mol/kg
- i (NaCl) = 2
ΔTf = 2 × 1,86 × 1,0 = 3,72 °C
Nieuw vriespunt = 0 °C − 3,72 °C = −3,72 °C
Het zoute water blijft vloeibaar tot ongeveer −3,7 °C, bijna vier graden onder het vriespunt van gewoon water.
Voor een oplosmiddel dat niet bevriest bij 0 °C, wordt dezelfde aftrekking toegepast op het eigen vriespunt van dat oplosmiddel. Een opgeloste stof in azijnzuur (normaal vriespunt 16,6 °C) die een ΔTf van 2 °C veroorzaakt, geeft een nieuw vriespunt van 16,6 − 2 = 14,6 °C, niet −2 °C.
Deze calculator gebruiken
- Kies een oplosmiddel of voer de waarde van Kf en het normale vriespunt rechtstreeks in.
- Voer de molaliteit van de oplossing in.
- Vul de van 't Hoff-factor voor de opgeloste stof in: 1 voor niet-elektrolyten, hoger voor zouten die in ionen uiteenvallen.
- Lees de vriespuntsdaling en het nieuwe vriespunt af.
Waar vriespuntsdaling wordt toegepast
Gladheidsbestrijding. Steenzout (NaCl, i = 2) werkt tot ongeveer −9 °C. Calciumchloride (i = 3) werkt bij lagere temperaturen en geeft warmte af wanneer het oplost, maar kost meer per ton.
Antivries voor auto's. Ethyleenglycol gemengd met water verlaagt het vriespunt van koelvloeistof ruim onder 0 °C en beschermt een motor doorgaans tot onder ongeveer −30 °C, afhankelijk van de mengverhouding. Tegelijkertijd verhoogt het het kookpunt van de koelvloeistof.
Roomijs. Suiker, melkeiwitten en vet die in het mengsel zijn opgelost, verlagen het vriespunt tot ongeveer −3 °C tot −5 °C. Bij de temperatuur in de vriezer is het mengsel slechts gedeeltelijk bevroren, waardoor het schepbaar blijft.
Zeewater. Zeewater bevriest bij ongeveer −1,9 °C in plaats van 0 °C. Het gemiddelde zoutgehalte, ongeveer 35 gram opgelost zout per kilogram water, komt overeen met een molaliteit van circa 0,6 mol/kg. Als m = 0,6 mol/kg en de theoretische i = 2 voor NaCl in de formule worden ingevuld, volgt ΔTf = 2 × 1,86 × 0,6 ≈ 2,2 °C, hoger dan de gemeten 1,9 °C. Het verschil komt doordat zeewater zo geconcentreerd is dat sommige natrium- en chloride-ionen ionparen vormen in plaats van als afzonderlijke deeltjes te werken. Daardoor ligt de effectieve van 't Hoff-factor dichter bij 1,7 dan bij de theoretische 2.
Grenzen van de formule
De formule gaat uit van een ideale, verdunde oplossing en werkt goed onder ongeveer 0,1 mol/kg. Bij hogere concentraties maken ionenparen en andere wisselwerkingen tussen opgeloste stof en oplosmiddel de werkelijke daling kleiner dan de theoretische voorspelling, zoals het voorbeeld met zeewater laat zien. Kf zelf wordt gedefinieerd in de buurt van het normale vriespunt van het oplosmiddel, dus wordt de formule minder betrouwbaar naarmate de temperatuur verder van dat punt afligt.
Veelgestelde vragen
Wat is vriespuntsdaling? Het is de verlaging van de vriestemperatuur van een vloeistof door een opgeloste stof. Het is een colligatieve eigenschap, wat betekent dat het effect afhangt van het aantal opgeloste deeltjes en niet van hun aard.
Waarom smelt zout ijs op wegen? Zout smelt ijs niet rechtstreeks. Het lost op in het dunne laagje vloeibaar water dat zelfs onder 0 °C op een ijsoppervlak aanwezig is. De daaruit ontstane zoutoplossing heeft een lager vriespunt dan gewoon water. Omdat het vriespunt van die oplossing nu lager ligt dan de temperatuur van het omringende ijs, blijft er meer ijs in de oplossing oplossen totdat het zout op is of de temperatuur te ver daalt. Rond −9 °C werkt steenzout te langzaam om een weg binnen een bruikbare tijd ijsvrij te maken. De absolute grens is −21 °C, de temperatuur waarbij een volledig verzadigde zoutoplossing uit zichzelf bevriest.
Waarom bevriest zeewater bij een lagere temperatuur dan zoet water? Opgeloste zouten, voornamelijk natriumchloride, verlagen het vriespunt van zeewater tot ongeveer −1,9 °C. De geïdealiseerde voorspelling van de formule, met een molaliteit van 0,6 mol/kg en i = 2, geeft ongeveer 2,2 °C, wat iets hoger is dan de gemeten waarde, omdat bij de concentratie van zeewater sommige ionen zich aan elkaar koppelen in plaats van onafhankelijk te werken.
Wat is het verschil tussen vriespuntsdaling en kookpuntsverhoging? Beide effecten hangen af van het aantal opgeloste deeltjes. Vriespuntsdaling verlaagt de temperatuur waarbij een oplossing bevriest; kookpuntsverhoging verhoogt de temperatuur waarbij de oplossing kookt. De formules hebben dezelfde vorm, ΔT = i × K × m, maar gebruiken verschillende constanten: Kf tegenover Kb.
Kan vriespuntsdaling de molaire massa van een onbekende opgeloste stof bepalen? Ja. Als de massa's van de opgeloste stof en het oplosmiddel bekend zijn, kan door ΔTf te meten en de formule eerst op te lossen naar de molaliteit en vervolgens naar het aantal mol, de molaire massa van de opgeloste stof worden bepaald.
Betekent een hogere van 't Hoff-factor altijd een lager vriespunt? Bij dezelfde molaliteit en Kf wel: een hogere i veroorzaakt een grotere ΔTf. Het verhogen van de molaliteit door meer opgeloste stof toe te voegen heeft een vergelijkbaar effect, dus deze twee factoren mogen niet met elkaar worden verward. Een verdunde oplossing van CaCl₂ kan een kleinere daling veroorzaken dan een meer geconcentreerde NaCl-oplossing, ook al heeft CaCl₂ de hogere van 't Hoff-factor.