Why does adding a solute increase the boiling point of a solution?

Adding a non-volatile solute lowers the vapor pressure of the solvent. Since a solution requires higher temperature to reach atmospheric pressure, its boiling point increases compared to pure solvent. This phenomenon, called boiling point elevation, is a colligative property directly proportional to solute concentration.

How is boiling point elevation calculated for a solution?

Boiling point elevation (ΔTb) is calculated by multiplying the molality of solute by the molal boiling point elevation constant (Kb) specific to each solvent. For water, Kb equals 0.512 °C per molal, so a 2.00 molal solution elevates water's boiling point by 1.02 °C to 101.02 °C.

What causes freezing point depression in solutions?

Non-volatile solutes lower the vapor pressure of solutions, shifting the freezing curve to lower temperatures. This freezing point depression occurs because the solution's solid-liquid equilibrium point moves to a lower temperature. Like boiling point elevation, freezing point depression is a colligative property proportional to solute concentration.

How do you calculate the freezing point depression of a solution?

Freezing point depression (ΔTf) is calculated by multiplying molality by the molal freezing point depression constant (Kf) for the solvent. For water, Kf is 1.86 °C per molal, so a 0.5 molal glycol solution lowers water's freezing point by 0.93 °C to −0.93 °C.

Why is freezing point depression useful in practical applications?

Freezing point depression is exploited in de-icing applications using salt or calcium chloride on roads, and in antifreeze formulations with ethylene glycol for automobile radiators. Seawater freezes at lower temperatures than freshwater, allowing Arctic and Antarctic oceans to remain unfrozen below 0 °C.

How can you determine a solute's molar mass using freezing point depression?

Measure the freezing point of a solution with known solute mass and solvent mass. Calculate ΔTf, then determine molality using the freezing point depression constant. From molality and solvent mass, find moles of solute, then divide solute mass by moles to obtain molar mass.

What is the relationship between vapor pressure and boiling point elevation?

A solution's lower vapor pressure means it requires higher temperature to reach atmospheric pressure and boil. The phase diagram shows the vaporization curve of a solution lies below that of pure solvent, causing the boiling point to shift to a higher temperature at 1 atm pressure.

12.10

Gefrierpunktserniedrigung und Siedepunktserhöhung

34.1K Ansichten03:12 Min.

Die Temperatur, bei der der Dampfdruck einer Flüssigkeit dem atmosphärischen Druck entspricht, wird als Siedepunkt bezeichnet.

Da die Zugabe eines nichtflüchtigen gelösten Stoffes den Dampfdruck eines Lösungsmittels senkt, benötigt eine Lösung eine höhere Temperatur, um ihren Dampfdruck auf einen Punkt zu erhöhen, der dem atmosphärischen Druck entspricht. Somit ist der Siedepunkt einer Lösung größer als der eines reinen Lösungsmittels.

Diese Änderungen der Verdampfung können über einen Temperatur- und Druckbereich mit Hilfe eines Phasendiagramms untersucht werden.

Eine Lösung hat bei allen Temperaturen einen niedrigeren Dampfdruck als das reine Lösungsmittel. Die Verdampfungskurve der Lösung würde also unter der des Lösungsmittels liegen.

Bei 1 atm entspricht die Kurve einer Temperatur, die höher ist als der Siedepunkt des reinen Lösungsmittels.

Die Erhöhung des Siedepunkts der Lösung im Vergleich zu der des reinen Lösungsmittels wird als Siedepunkterhöhung bezeichnet.

Der Siedepunkt einer Lösung ist eine kolligative Eigenschaft. Der Temperaturanstieg oder ΔT b ist direkt proportional zur Konzentration des gelösten Stoffes und kann durch Multiplikation der Molalität des gelösten Stoffes und der molalen Siedepunkterhöhungskonstante berechnet werden.

Die Siedepunkterhöhungskonstante hat die Einheiten °C pro Molalität und ist für jedes Lösungsmittel unterschiedlich. Für Wasser beträgt die Konstante 0,512 °C pro mol.

Eine wässrige Lösung von 2,00 mol erhöht also den Siedepunkt von Wasser um 1,02 °C auf 101,02 °C.

Die Zugabe eines nichtflüchtigen gelösten Stoffes senkt auch den Gefrierpunkt der Lösung im Vergleich zu dem eines reinen Lösungsmittels.

Am Tripelpunkt sind die Dampfdrücke des festen, flüssigen und gasförmigen Zustands gleich.

Da ein nichtflüchtiger gelöster Stoff den Dampfdruck der Lösung senkt, verschiebt sich die gesamte Gefrierkurve, die sich vom Tripelpunkt nach oben erstreckt, so, dass die Lösung bei einer niedrigeren Temperatur gefriert.

Diese Abnahme der Gefriertemperatur einer Lösung im Vergleich zu der eines reinen Lösungsmittels wird als Gefrierpunktserniedrigung bezeichnet.

Wie der Siedepunkt ist auch der Gefrierpunkt einer Lösung eine kolligative Eigenschaft.

Die Temperaturabnahme oder ΔT f ist direkt proportional zur Konzentration des gelösten Stoffes und kann durch Multiplikation der Molalität des gelösten Stoffes und der molalen Gefrierpunktserniedrigungskonstante berechnet werden.

Die Gefrierpunktsuntersenkungskonstante hängt ebenfalls vom Lösungsmittel ab und hat die Einheiten °C/m.

Für Wasser beträgt die Gefrierpunktsunterschiedskonstante 1,86 °C pro molal.

Eine 0,5-molale Glykollösung senkt also den Gefrierpunkt von Wasser um 0,93 °C auf -0,93 °C.