Príklad problému s depresiou bodu mrazu

Vypočítajte teplotu stlačenia bodu tuhnutia

Zníženie bodu tuhnutia: Voda vytvorí ľad pri nižšej teplote, keď sa do vody pridá rozpustená látka. nikamata/Getty Images

Tento príklad ukazuje, ako vypočítať pokles bodu tuhnutia pomocou roztoku soli vo vode.

Kľúčové poznatky: Vypočítajte depresiu bodu mrazu

• Zníženie bodu tuhnutia je vlastnosťou roztokov, kde rozpustená látka znižuje normálny bod tuhnutia rozpúšťadla.
• Pokles bodu tuhnutia závisí iba od koncentrácie rozpustenej látky, nie od jej hmotnosti alebo chemickej identity.
• Bežným príkladom zníženia bodu mrazu je soľ, ktorá znižuje bod mrazu vody, aby zabránila zamrznutiu ľadu na cestách pri nízkych teplotách.
• Výpočet používa rovnicu nazývanú Blagdenov zákon, ktorá kombinuje Raoultov zákon a Clausiusovu-Clapeyronovu rovnicu.

Rýchly prehľad depresie bodu mrazu

Depresia bodu mrazu je jednou z koligatívne vlastnosti hmoty , čo znamená, že je ovplyvnený počtom častíc, nie chemickou identitou častíc alebo ich hmotnosťou. Keď sa do rozpúšťadla pridá rozpustená látka, jej bod tuhnutia sa zníži oproti pôvodnej hodnote čistého rozpúšťadla. Nezáleží na tom, či je rozpustená látka kvapalina, plyn alebo pevná látka. Napríklad zníženie bodu tuhnutia nastane, keď sa do vody pridá soľ alebo alkohol. V skutočnosti môže byť rozpúšťadlom tiež akákoľvek fáza. Pokles bodu tuhnutia sa vyskytuje aj v zmesiach tuhá látka-tuhá látka.

Depresia bodu mrazu sa vypočíta pomocou Raoultovho zákona a Clausiusovej-Clapeyronovej rovnice na napísanie rovnice nazývanej Blagdenov zákon. V ideálnom riešení závisí pokles bodu tuhnutia iba od koncentrácie rozpustenej látky.

Problém depresie bodu mrazu

31,65 g chloridu sodného sa pridá do 220,0 ml vody pri 34 °C. Ako to ovplyvní bod mrazu vody ?
Predpokladajme, že chlorid sodný úplne disociuje vo vode.
Dané: hustota vody pri 35 °C = 0,994 g/ml
K_fvoda = 1,86 °C kg/mol

Riešenie

Ak chcete nájsť nadmorská výška zmeny teploty rozpúšťadla rozpustenou látkou, použite rovnicu zníženia bodu tuhnutia:
ΔT = iK_fm
kde
ΔT = zmena teploty v °C
i = van 't Hoffov faktor
K_f= konštantný pokles molálneho bodu tuhnutia alebo kryoskopická konštanta v °C kg/mol
m = molalita rozpustenej látky v mol rozpustenej látky/kg rozpúšťadla.

Krok 1: Vypočítajte molalitu NaCl

molalita (m) NaCl = móly NaCl/kg vody
Z periodická tabuľka nájdite atómové hmotnosti prvkov:
atómová hmotnosť To = 22,99
atómová hmotnosť Cl = 35,45
mol NaCl = 31,65 g x 1 mol/(22,99 + 35,45)
mol NaCl = 31,65 g x 1 mol/58,44 g
mol NaCl = 0,542 mol
kg vody = hustota x objem
kg vody = 0,994 g/ml x 220 ml x 1 kg/1000 g
kg vody = 0,219 kg
m_NaCl= móly NaCl/kg vody
m_NaCl= 0,542 mol/0,219 kg
m_NaCl= 2,477 mol/kg

Krok 2: Určite van 't Hoffov faktor

Van 't Hoffov faktor, i, je konštanta spojená s množstvom disociácie rozpustenej látky v rozpúšťadle. Pre látky, ktoré sa vo vode nedisociujú, ako je cukor, je i = 1. Pre rozpustené látky, ktoré sa úplne disociujú na dve časti ióny , i = 2. V tomto príklade NaCl úplne disociuje na dva ióny, Na⁺a Cl^-. Preto i = 2 pre tento príklad.

Krok 3: Nájdite ΔT

ΔT = iK_fm
ΔT = 2 x 1,86 °C kg/mol x 2,477 mol/kg
AT = 9,21 °C
odpoveď:
Pridaním 31,65 g NaCl do 220,0 ml vody sa bod tuhnutia zníži o 9,21 °C.

Obmedzenia výpočtov depresie bodu mrazu

Výpočet poklesu bodu mrazu má praktické využitie, ako je výroba zmrzliny a drog a odmrazovanie ciest. Rovnice však platia len v určitých situáciách.

• Rozpustená látka musí byť prítomná v oveľa menších množstvách ako rozpúšťadlo. Výpočty poklesu bodu tuhnutia sa vzťahujú na zriedené roztoky.
• Rozpustená látka musí byť neprchavá. Dôvodom je, že bod tuhnutia nastáva, keď je tlak pár kvapalného a pevného rozpúšťadla v rovnováhe.

Zdroje

• Atkins, Peter (2006). Atkinsova fyzikálna chémia . Oxford University Press. s. 150–153. ISBN 0198700725.
• Aylward, Gordon; Findlay, Tristan (2002). SI Chemické údaje (5. vydanie). Švédsko: John Wiley & Sons. p. 202. ISBN 0-470-80044-5.
• Ge, Xinlei; Wang, Xidong (2009). „Odhad depresie bodu tuhnutia, zvýšenia bodu varu a entalpií odparovania roztokov elektrolytov“. Priemyselný a inžiniersky chemický výskum . 48 (10): 5123. doi:10.1021/ie900434h
• Mellor, Joseph William (1912). „Blagdenov zákon“. Moderná anorganická chémia . New York: Longmans, Green a Company.
• Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Sleď, F. Geoffrey (2002). Všeobecná chémia (8. vydanie). Prentice-Hall. s. 557–558. ISBN 0-13-014329-4.