Calculator pentru Depresie Punct de Înghețare | Proprietăți Coligative
Calculați depresia punctului de înghețare pentru orice soluție folosind Kf, molalitate și factor van't Hoff. Calculator gratuit de chimie pentru studenți, cercetători și ingineri.
Calculator de Depresie a Punctului de Îngheț
Constanta molală de depresie a punctului de îngheț este specifică solventului. Valori comune: Apă (1,86), Benzen (5,12), Acid Acetic (3,90).
Punctul normal de congelare al solventului pur. Acesta este 0°C pentru apă, dar 5,5°C pentru benzen, 16,6°C pentru acid acetic și 6,55°C pentru ciclohexan. Se stabilește automat când selectați un solvent mai jos.
Concentrația de solut în moli pe kilogram de solvent.
Numărul de particule pe care un solut le formează atunci când este dizolvat. Pentru nelectroliți precum zahărul, i = 1. Pentru electroliți tari, i este egal cu numărul de ioni formați.
Formulă de Calcul
ΔTf = i × Kf × m
Unde ΔTf este depresia punctului de îngheț, i este factorul Van't Hoff, Kf este constanta molală de depresie a punctului de îngheț, iar m este molalitatea.
ΔTf = 1 × 1.86 × 1.00 = 1.86 °C
Vizualizare
Reprezentare vizuală a depresiei punctului de îngheț (nu la scară)
Depresie a Punctului de Îngheț
Aceasta este cât de mult va scădea punctul de îngheț al solventului din cauza solutului dizolvat.
Valori Comune Kf
| Solvent | Kf (°C·kg/mol) |
|---|---|
| Apă | 1.86 °C·kg/mol |
| Benzen | 5.12 °C·kg/mol |
| Acid Acetic | 3.90 °C·kg/mol |
| Ciclohexan | 20.0 °C·kg/mol |
Documentație
Ce este scăderea punctului de îngheț?
Scăderea punctului de îngheț este reducerea temperaturii la care îngheață un lichid, produsă atunci când o altă substanță este dizolvată în acesta. Apa pură îngheață la 0 °C, dar apa sărată îngheață la o temperatură mai scăzută, deoarece sarea dizolvată împiedică formarea gheții. Acest calculator determină cu câte grade scade punctul de îngheț al unei soluții pentru un anumit solvent, solut și o anumită concentrație.
Efectul este o proprietate coligativă. Aceasta înseamnă că depinde de numărul particulelor dizolvate din lichid, nu de natura acestor particule. Un mol de molecule de zahăr dizolvate și un mol de ioni de sodiu dizolvați scad punctul de îngheț aproximativ cu aceeași valoare, deoarece contează numărul particulelor, nu identitatea chimică.
De ce particulele dizolvate scad punctul de îngheț
Un lichid îngheață atunci când moleculele sale se fixează într-un cristal ordonat. Particulele de solut dizolvate se așază între moleculele solventului și împiedică această ordonare, astfel încât lichidul trebuie răcit mai mult înainte să se poată forma suficientă ordine. Particulele dizolvate cresc și entropia soluției, adică dezordinea acesteia, ceea ce favorizează menținerea stării lichide la o anumită temperatură. Ambele efecte scad punctul de îngheț.
Formula pentru scăderea punctului de îngheț
Scăderea punctului de îngheț, ΔTf, se calculează astfel:
- ΔTf: scăderea punctului de îngheț, în °C
- i: factorul van’t Hoff, numărul de particule produse de o unitate de solut la dizolvare
- Kf: constanta molală de scădere a punctului de îngheț, specifică solventului, în °C·kg/mol
- m: molalitatea, molii de solut per kilogram de solvent
Noul punct de îngheț al soluției este punctul normal de îngheț al solventului minus ΔTf:
unde este punctul de îngheț al soluției, iar este punctul normal de îngheț al solventului pur.
Punctul normal de îngheț al apei este 0 °C, astfel încât ΔTf poate fi scăzut direct din 0 pentru soluțiile apoase. Alți solvenți îngheață la temperaturi diferite, astfel că acest pas este important în cazul lor. Benzenul îngheață în mod normal la 5,5 °C, acidul acetic la 16,6 °C, iar ciclohexanul la 6,55 °C.
Explicarea celor trei variabile
Constanta molală de scădere a punctului de îngheț (Kf)
Kf este o proprietate fixă a fiecărui solvent. Ea reprezintă scăderea punctului de îngheț produsă de o soluție cu molalitatea 1, care nu se disociază în ioni (i = 1).
| Solvent | Kf (°C·kg/mol) | Punct normal de îngheț |
|---|---|---|
| Apă | 1,86 | 0 °C |
| Benzen | 5,12 | 5,5 °C |
| Acid acetic | 3,90 | 16,6 °C |
| Ciclohexan | 20,0 | 6,55 °C |
Molalitatea (m)
Molalitatea este cantitatea de solut, exprimată în moli, împărțită la masa solventului, exprimată în kilograme:
unde n este cantitatea de solut în moli, iar w este masa solventului în kilograme.
Chimiștii folosesc molalitatea în locul molarității (moli per litru de soluție) în această formulă, deoarece molalitatea nu se modifică odată cu temperatura. Volumul unei soluții se dilată pe măsură ce se încălzește, ceea ce modifică molaritatea, însă masa solventului rămâne constantă.
Factorul van’t Hoff (i)
Factorul van’t Hoff este numărul de particule produse în soluție de o unitate de formulă a solutului. Moleculele care rămân intacte, precum zahărul, au i = 1. Sarea de bucătărie (NaCl) se disociază într-un ion de sodiu și un ion de clorură, rezultând i = 2. Clorura de calciu (CaCl₂) se disociază în trei ioni, rezultând i = 3.
| Tipul solutului | Exemplu | i teoretic |
|---|---|---|
| Neelectrolit | Zaharoza, glucoza | 1 |
| Electrolit binar | NaCl, KBr | 2 |
| Electrolit ternar | CaCl₂, Na₂SO₄ | 3 |
| Electrolit cuaternar | AlCl₃, Na₃PO₄ | 4 |
Soluțiile reale au adesea valori mai mici decât valoarea teoretică, mai ales la concentrații ridicate. Într-o soluție concentrată, ionii cu sarcini opuse se pot asocia și pot avea comportamentul unei singure particule, ceea ce reduce valoarea efectivă a lui i sub valoarea sa teoretică.
Cum se calculează scăderea punctului de îngheț: exemplu rezolvat
O echipă de întreținere a drumurilor dizolvă NaCl în apă pentru a obține o molalitate de 1,0 mol/kg.
- Kf (apă) = 1,86 °C·kg/mol
- m = 1,0 mol/kg
- i (NaCl) = 2
ΔTf = 2 × 1,86 × 1,0 = 3,72 °C
Punct de îngheț nou = 0 °C − 3,72 °C = −3,72 °C
Apa sărată rămâne lichidă până la aproximativ −3,7 °C, cu aproape patru grade sub punctul de îngheț al apei obișnuite.
Pentru un solvent care nu îngheață la 0 °C, aceeași scădere se aplică punctului de îngheț propriu al solventului. Un solut dizolvat în acid acetic (punct normal de îngheț 16,6 °C) care produce o ΔTf de 2 °C are un punct de îngheț nou de 16,6 − 2 = 14,6 °C, nu de −2 °C.
Cum se utilizează acest calculator
- Alegeți un solvent sau introduceți direct valoarea Kf și punctul normal de îngheț.
- Introduceți molalitatea soluției.
- Introduceți factorul van’t Hoff pentru solut: 1 pentru neelectroliți, mai mare pentru sărurile care se disociază în ioni.
- Citiți scăderea punctului de îngheț și noul punct de îngheț.
Unde se utilizează scăderea punctului de îngheț
Dezghețarea drumurilor. Sarea gemă (NaCl, i = 2) este eficientă până la aproximativ −9 °C. Clorura de calciu (i = 3) este eficientă la temperaturi mai scăzute și degajă căldură când se dizolvă, dar costă mai mult pe tonă.
Antigelul auto. Etilenglicolul amestecat cu apă scade punctul de îngheț al lichidului de răcire mult sub 0 °C, protejând de obicei motorul până la temperaturi sub aproximativ −30 °C, în funcție de proporția amestecului, și crescând totodată punctul de fierbere al lichidului de răcire.
Înghețata. Zahărul, proteinele din lapte și grăsimea dizolvate în amestec îi scad punctul de îngheț până la aproximativ −3 °C–−5 °C. La temperatura congelatorului, amestecul este doar parțial înghețat, ceea ce îi permite să fie porționat cu lingura.
Apa de mare. Apa de mare îngheață la aproximativ −1,9 °C, nu la 0 °C. Salinitatea sa medie, de aproximativ 35 grame de sare dizolvată per kilogram de apă, corespunde unei molalități de aproape 0,6 mol/kg. Introducând m = 0,6 mol/kg și i teoretic = 2 pentru NaCl în formulă, se obține ΔTf = 2 × 1,86 × 0,6 ≈ 2,2 °C, mai mare decât valoarea măsurată 1,9 °C. Diferența există deoarece apa de mare este suficient de concentrată încât unii ioni de sodiu și clorură se asociază în loc să acționeze ca particule separate, astfel că factorul van’t Hoff efectiv este mai apropiat de 1,7 decât de valoarea teoretică 2.
Limitele formulei
Formula presupune o soluție ideală, diluată, și funcționează bine sub aproximativ 0,1 mol/kg. La concentrații mai mari, asocierea ionilor și alte interacțiuni solut–solvent fac ca scăderea reală să fie mai mică decât predicția teoretică, după cum arată exemplul apei de mare. Kf este definită în apropierea punctului normal de îngheț al solventului, astfel că formula devine mai puțin exactă departe de această temperatură.
Întrebări frecvente
Ce este scăderea punctului de îngheț? Este scăderea temperaturii la care îngheață un lichid, cauzată de o substanță dizolvată. Este o proprietate coligativă, ceea ce înseamnă că depinde de numărul particulelor dizolvate, nu de identitatea lor.
De ce sarea topește gheața de pe drumuri? Sarea nu topește direct gheața. Ea se dizolvă în pelicula subțire de apă lichidă care există pe suprafața gheții chiar și sub 0 °C, iar soluția salină rezultată are un punct de îngheț mai scăzut decât apa obișnuită. Deoarece punctul de îngheț al acestei soluții este acum sub temperatura gheții din jur, mai multă gheață continuă să se dizolve în ea până când sarea se consumă sau temperatura scade prea mult. În apropierea temperaturii de −9 °C, sarea gemă devine prea lentă pentru a curăța un drum într-un timp util. Limita absolută este −21 °C, temperatura la care o soluție salină complet saturată îngheață singură.
De ce îngheață apa de mare la o temperatură mai scăzută decât apa dulce? Sărurile dizolvate, în principal clorura de sodiu, scad punctul de îngheț al apei de mare la aproximativ −1,9 °C. Predicția idealizată a formulei, folosind o molalitate de 0,6 mol/kg și i = 2, dă aproximativ 2,2 °C, o valoare ceva mai mare decât cea măsurată, deoarece la concentrația apei de mare unii ioni se asociază în loc să acționeze independent.
Care este diferența dintre scăderea punctului de îngheț și creșterea punctului de fierbere? Ambele depind de numărul particulelor dizolvate. Scăderea punctului de îngheț reduce temperatura la care îngheață o soluție; creșterea punctului de fierbere mărește temperatura la care fierbe. Formulele au aceeași structură, ΔT = i × K × m, dar folosesc constante diferite, Kf față de Kb.
Poate scăderea punctului de îngheț să determine masa molară a unui solut necunoscut? Da. Dacă masele solutului și solventului sunt cunoscute, măsurarea ΔTf și rezolvarea formulei pentru molalitate, apoi pentru numărul de moli, oferă masa molară a solutului.
Un factor van’t Hoff mai mare înseamnă întotdeauna un punct de îngheț mai scăzut? La aceeași molalitate și aceeași Kf, da: un i mai mare produce o ΔTf mai mare. Creșterea molalității prin adăugarea unei cantități mai mari de solut are un efect similar, astfel că cele două nu trebuie confundate. O soluție diluată de CaCl₂ poate produce o scădere mai mică decât o soluție de NaCl mai concentrată, chiar dacă CaCl₂ are factorul van’t Hoff mai mare.