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

Descenso del punto de Congelamiento y Elevación del Punto de Ebullición

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La temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión atmosférica se conoce como su punto de ebullición. Dado que la adición de un soluto no volátil reduce la presión de vapor de un solvente, una solución requiere una temperatura más alta para aumentar su presión de vapor a un punto que iguale la presión atmosférica. Por lo tanto, el punto de ebullición de una solución es mayor que el de un disolvente puro.

Estos cambios en la vaporización se pueden examinar en un rango de temperaturas y presiones utilizando un diagrama de fases. Una solución tiene una presión de vapor más baja que el disolvente puro a todas las temperaturas. Entonces, la curva de vaporización de la solución estaría por debajo de la del solvente.

A 1 atmósfera, la curva corresponde a una temperatura superior al punto de ebullición del disolvente puro. El aumento del punto de ebullición de la solución en comparación con el del disolvente puro se conoce como elevación del punto de ebullición. El punto de ebullición de una solución es una propiedad coligativa.

El aumento de temperatura, o ΔTb, es directamente proporcional a la concentración de soluto y se puede calcular multiplicando la molalidad del soluto y la constante de elevación del punto de ebullición molal. La constante de elevación del punto de ebullición tiene las unidades C grados Celsius por molalidad y es diferente para cada disolvente. Para el agua, la constante es 0, 512 C grados Celsius por molal.

Entonces, una solución acuosa de 2, 00 molal elevará el punto de ebullición del agua en 1, 02 C grados Celsius a 101, 02 C grados Celsius. La adición de un soluto no volátil también reduce el punto de congelación de la solución en comparación con el de un solvente puro. En el punto triple, las presiones de vapor de los estados sólido, líquido y gaseoso son iguales.

Debido a que un soluto no volátil reduce la presión de vapor de la solución, toda la curva de congelación, que se extiende hacia arriba desde el punto triple, se desplaza de manera que la solución se congela a una temperatura más baja. Esta disminución de la temperatura de congelación de una solución en comparación con la de un disolvente puro se conoce como depresión del punto de congelación. Al igual que el punto de ebullición, el punto de congelación de una solución también es una propiedad coligativa.

La disminución de temperatura o ΔTf es directamente proporcional a la concentración de soluto y se puede calcular multiplicando la molalidad del soluto y la constante de depresión del punto de congelación molal. La constante de depresión del punto de congelación también depende del solvente y tiene las unidades C/m. Para el agua, la constante de depresión del punto de congelación es de 1, 86 C grados Celsius por molal.

Por lo tanto, una solución de glicol 0, 5 molal reducirá el punto de congelación del agua en 0, 93 C grados Celsius a 0, 93 C grados Celsius negativos.