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

La loi de l'ébulliométrie et la loi de la cryométrie

34.2K vues03:12 min

La température à laquelle la pression de vapeur d'un liquide égale à la pression atmosphérique est connue comme son point d'ébullition. Étant donné que l'ajout d'un soluté non volatil diminue la pression de vapeur d'un solvant, une solution nécessite une température plus élevée pour augmenter sa pression de vapeur jusqu'à un point égal à la pression atmosphérique. Ainsi, le point d'ébullition d'une solution est supérieure à celle d'un solvant pur.

Ces changements de vaporisation peuvent être examinés sur une gamme de températures et de pressions à l'aide d'un diagramme de phase. Une solution a une pression de vapeur inférieure à celle du solvant pur à toutes les températures. Donc, la courbe de vaporisation de la solution serait inférieur à celui du solvant.

A 1 atm, la courbe correspond à une température supérieur au point d'ébullition du solvant pur. L'augmentation du point d'ébullition de la solution par rapport à celui du solvant pur est connu comme élévation du point d'ébullition. Le point d'ébullition d'une solution est une propriété colligative.

L'augmentation de température, ou ΔTb, est directement proportionnel à la concentration de soluté et peut être calculé en multipliant la molalité du soluté et la constante d'élévation du point d'ébullition molaire. La constante d'élévation du point d'ébullition a les unités degrés Celsius par molalité, et est différent pour chaque solvant. Pour l'eau, la constante est de 0, 512 degrés Celsius par molale.

Ainsi, une solution aqueuse de 2, 00 molaires élèvera le point d'ébullition de l'eau de 1, 02 degrés Celsius à 101, 02 degrés Celsius. L'ajout d'un soluté non volatil abaisse également le point de congélation de la solution par rapport à celui d'un solvant pur. Au point triple, les pressions de vapeur des états solide, liquide et gazeux sont égales.

Parce qu'un soluté non volatil abaisse la pression de vapeur de la solution, toute la courbe de congélation, qui s'étend vers le haut à partir du point triple, se déplace de telle sorte que la solution gèle à une température plus basse. Cette diminution de la température de congélation d'une solution par rapport à celle d'un solvant pur est appelée dépression du point de congélation. Comme le point d'ébullition, le point de congélation d'une solution est également une propriété colligative.

La baisse de température ou ΔTf est directement proportionnelle à la concentration de soluté et peut être calculée en multipliant la molalité du soluté et la molale constante de dépression du point de congélation. La constante de dépression du point de congélation dépend également du solvant et a les unités degrés Celsius par molale. Pour l'eau, la constante de dépression du point de congélation est de 1, 86 degrés Celsius par molale.

Ainsi, une solution de glycol 0, 5 molaire baissera le point de congélation de l'eau de 0, 93 degrés Celsius à négative 0, 93 degrés Celsius.