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

Depressão do Ponto de Solidificação e Elevação do Ponto de Ebulição

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A temperatura a que a pressão de vapor de um líquido iguala a pressão atmosférica é conhecida como o seu ponto de ebulição. Logo, se acrescentamos um soluto não volátil ele baixa o vapor pressão de um solvente, uma solução requer uma temperatura mais elevada para aumentar a sua pressão de vapor a um ponto que seja igual a a pressão atmosférica. Assim, o ponto de fervura de uma solução é maior do que isso de um solvente puro.

Estas mudanças em lata de vaporização podem ser examinadas numa gama de temperaturas e pressões utilizando um diagrama de fases. Uma solução tem um vapor mais baixo de pressão do que o solvente puro a todas as temperaturas. Assim, a curva de vaporização da solução ficaria abaixo do solvente.

A 1 pressão atmosférica, a curva corresponde a uma temperatura mais alta do que o ponto de ebulição do solvente puro. O aumento do ponto de fervura da solução comparado ao do solvente puro é conhecido como elevação do ponto de ebulição. O ponto de ebulição de uma solução é uma propriedade coligativa.

A medida que a temperatura aumenta, ou ΔTb, é diretamente proporcional à concentração de soluto e pode ser calculada através da multiplicação da molaridade do soluto e a ebulição molar constante de elevação de pontos. O ponto de ebulição constante de elevação tem as unidades de graus Celsius por molaridade, e é diferente para cada solvente. Para a água, a constante é de 0, 512 graus Celsius por mol.

Assim, uma solução aquosa de 2, 00 mols elevará o ponto de ebulição da água de 1, 02 graus Celsius para 101, 02 graus Celsius. A adição de um soluto não volátil também reduz o ponto de congelamento da solução comparado ao de um solvente puro. No ponto triplo, as pressões de vapor do sólido, líquido, e no estado gasoso são iguais.

Porque um soluto não volátil baixa a pressão de vapor da solução, e toda a curva de congelamento, que se estende para cima a partir do ponto triplo, muda de tal forma que a solução congela a uma temperatura mais baixa. Esta diminuição na temperatura de congelamento de uma solução comparada ao de um solvente puro é conhecido como pressão pontual de congelamento. Tal como o ponto de ebulição, o ponto de congelamento de uma solução é também uma propriedade coligativa.

A diminuição da temperatura ou ΔTf é diretamente proporcional à concentração de soluto e pode ser calculada multiplicando a molaridade do soluto e da constante de depressão molar do ponto de congelamento A constante de depressão do ponto de congelamento também depende do solvente e tem as unidades graus Celsius por mol. Para a água, constante é de 1, 86 C por mol. Assim, uma de solução de glicol de 0, 5 mol irá baixar o ponto de congelamento da água em 0, 93 graus Celsius, para 0, 93 graus Celsius negativos.