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

Abbassamento del punto di congelamento e innalzamento del punto di ebollizione

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La temperatura alla quale la tensione del vapore di un liquido è uguale alla pressione atmosferica è nota come punto di ebollizione. Poiché l'aggiunta di un soluto non volatile abbassa la tensione del vapore di un solvente, una soluzione richiede una temperatura più alta, per aumentare la pressione del vapore fino a un punto uguale alla pressione atmosferica. Pertanto, il punto di ebollizione di una soluzione è maggiore di quello di un solvente puro.

Questi cambiamenti nella vaporizzazione possono essere esaminati su un intervallo di temperature e pressioni, usando un diagramma di fase. Una soluzione ha una pressione di vapore inferiore a quella del solvente puro a tutte le temperature. Quindi, la curva di vaporizzazione della soluzione sarebbe inferiore a quella del solvente.

Ad 1 atm, la curva corrisponde ad una temperatura superiore al punto di ebollizione del solvente puro. L'aumento del punto di ebollizione della soluzione rispetto a quello del solvente puro è noto come elevazione del punto di ebollizione. Il punto di ebollizione di una soluzione è una proprietà colligativa.

L'aumento della temperatura, o ΔTb, è direttamente proporzionale alla concentrazione di soluto e può essere calcolato moltiplicando la molalità del soluto e la costante di elevazione del punto di ebollizione molale. La costante di elevazione del punto di ebollizione ha le unità di misura del C per la molalità ed è diversa per ciascun solvente. Per l'acqua, la costante è 0, 512°C per molale.

Quindi, una soluzione acquosa di 2, 00 molali eleverà il punto di ebollizione dell'acqua da 1, 02°C a 101, 02°C. L'aggiunta di un soluto non volatile abbassa anche il punto di congelamento della soluzione paragonato a quello di un solvente puro. Al punto triplo, le pressioni del vapore degli stati solido, liquido e gassoso sono uguali.

Poiché un soluto non volatile abbassa la tensione del vapore della soluzione, l'intera curva di congelamento, che si estende verso l'alto dal punto triplo, si sposta in modo tale che la soluzione si congeli a una temperatura inferiore. Questa diminuzione della temperatura di congelamento di una soluzione rispetto a quella di un solvente puro è nota come depressione del punto di congelamento. Come il punto di ebollizione, anche quello di congelamento di una soluzione è una proprietà colligativa.

La diminuzione della temperatura o ΔTf è direttamente proporzionale alla concentrazione di soluto e può essere calcolata moltiplicando la molalità del soluto e la costante di depressione del punto di congelamento molale. La costante di depressione del punto di congelamento dipende anche dal solvente e ha le unità C/m. Per l'acqua, la costante di depressione del punto di congelamento, è di 1, 86°C per molale.

Pertanto, una soluzione di glicole 0, 5 molale abbasserà il punto di congelamento dell'acqua da 0, 93°C a 0, 93°C negativo.