Esercizi sull’abbassamento crioscopico

Come risolvere gli esercizi sull’abbassamento crioscopico
Gli esercizi sull’abbassamento crioscopico possono riguardare sia elettroliti, con l’indice di van’t Hoff, che non elettroliti. È fondamentale considerare la costante ebullioscopica del solvente e la sua temperatura di ebollizione.

Proprietà colligative delle soluzioni
L’abbassamento crioscopico, insieme all’innalzamento ebullioscopico, la pressione osmotica e l’abbassamento della tensione di vapore, sono proprietà colligative delle soluzioni. Queste dipendono solo dal numero di particelle di soluto nella soluzione e non dal tipo di soluto.

Formula per il calcolo dell’abbassamento crioscopico
L’abbassamento crioscopico si calcola tramite la formula: ΔT = m · Kcr · i. Qui m rappresenta la molalità della soluzione, Kcr è la costante ebullioscopica del solvente e i è l’indice di van’t Hoff. La costante Kcr ha come unità di misura °C· kg/mol.

Tabella dei valori di Kcr e T
Le costanti Kcr e le temperature di fusione dipendono dall’identità del solvente. In una tabella sono riportati i valori di Kcr e di Tf di alcuni solventi come l’Acqua, Acetone, Benzene, Acido acetico, Cloroformio, Anilina, Tetracloruro di carbonio e Nitrobenzene.

Esercizi sull’abbassamento crioscopico
– Calcolare la massa di pirazina C4H4N2 non elettrolita contenuta in 1.50 kg di tetracloruro di carbonio necessaria per abbassare il punto di congelamento di 4.40 °C (Kcr = 29.8 °C· kg/mol).

Poiché la pirazina è un non elettrolita, l’indice di van’t Hoff vale 1. Quindi, ΔT = m · Kcr diventa: 4.40 = m · 29.8. Da qui, si ottiene m = 0.148. Utilizzando la molalità, si calcola che le moli di pirazina sono 0.222, e quindi la massa è di 17.8 g.

– Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa alla temperatura.Calcolo delle variazioni di temperatura nelle soluzioni

Soluzione 1: Calcolo del punto di congelamento di una soluzione di NaCl

Per determinare il punto di congelamento di una soluzione ottenuta aggiungendo 31.65 g di NaCl a 220.0 mL di acqua a 34°C, dobbiamo considerare la molalità della soluzione. La densità dell’acqua a 34°C è 0.994 g/mL, pertanto la massa di acqua è 0.994 g/mL x 220.0 mL = 218.7 g = 0.2187 kg. La massa molare del NaCl è 58.44 g/mol. Calcolando le moli di NaCl otteniamo 0.5416. Con un fattore di dissociazione i pari a 2, la variazione di temperatura ΔT è 9.21°C, portando il punto di congelamento della soluzione a -9.21°C.

Soluzione 2: Calcolo della massa molare di un non elettrolita

Consideriamo ora una soluzione formata da 0.5580 g di un non elettrolita disciolto in 33.50 g di cicloesano, che congela a 4.32°C. Con un K_cr di 20.0 °C· kg/mol e il punto di congelamento di cicloesano a 6.50 °C, calcoliamo una variazione di temperatura di 2.18°C. Poiché il soluto è un non elettrolita, l’indice di van’t Hoff è 1. Risolvendo, otteniamo una massa molare di 153 g/mol per il soluto.

Soluzione 3: Calcolo dell’indice di van’t Hoff di una soluzione di MgSO₄

Analizziamo una soluzione acquosa 0.265 m di MgSO₄ con un punto di congelamento di -0.610°C. Utilizzando un K_cr di 1.86 °C· kg/mol, calcoliamo l’indice di van’t Hoff, che risulta essere 1.24.

Soluzione 4: Determinazione della formula molecolare di un soluto

Infine, consideriamo un campione di zolfo elementare solubilizzato in 75.0 g di CS₂, con un punto di congelamento di -113.5 °C. Sapendo che il punto di congelamento del CS₂ è -112.1 °C con K_cr di 3.74 °C· kg/mol, calcoliamo una variazione di temperatura di 1.4 °C. Si ottiene una massa molare del soluto di 253 g/mol, che corrisponde a S₈ come formula molecolare.

Questi calcoli forniscono informazioni cruciali sulla composizione e sul comportamento delle soluzioni in diversi scenari. La conoscenza di concetti come la molalità, l’indice di van’t Hoff e le variazioni di temperatura è essenziale per comprendere le proprietà delle soluzioni chimiche.