Calcolatore della legge di Raoult (innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico)
A partire dalla molalità del soluto e dal fattore di van 't Hoff, lo strumento calcola innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico secondo la legge di Raoult. Comprende le costanti di sei solventi, dall'acqua al benzene, e tiene conto della dissociazione degli elettroliti.
Costanti ebullioscopiche e crioscopiche dei principali solventi
Sono i valori di riferimento standard riportati dai libri di testo. Usateli per verificare i vostri calcoli.
| Solvente | Kb (°C·kg/mol) | Kf (°C·kg/mol) | Punto di ebollizione normale (°C) | Punto di congelamento normale (°C) |
|---|---|---|---|---|
| Acqua | 0.512 | 1.86 | 100.0 | 0.0 |
| Benzene | 2.53 | 5.12 | 80.1 | 5.5 |
| Acido acetico | 3.07 | 3.9 | 118.1 | 16.6 |
| Cicloesano | 2.79 | 20.2 | 80.7 | 6.5 |
| Naftalene | 5.8 | 6.9 | 218.0 | 80.2 |
| Canfora | 5.95 | 37.7 | 204.0 | 178.4 |
Che cosa afferma davvero la legge di Raoult
**La prima cosa che la legge di Raoult dice è che sciogliere qualcosa in un solvente ne abbassa la tensione di vapore.** L'innalzamento del punto di ebollizione e l'abbassamento di quello di congelamento non sono che conseguenze tratte da questo unico fatto. Poiché un liquido bolle alla temperatura in cui la sua tensione di vapore eguaglia quella dell'ambiente, abbassare tale tensione spinge quella temperatura verso l'alto. L'innalzamento si scrive Δt = Kb × m × i e l'abbassamento Δt = Kf × m × i, dove Kb e Kf sono costanti proprie di ciascun solvente.
**Non è indifferente che la concentrazione qui impiegata sia la molalità e non la molarità.** Il volume di una soluzione si sposta con la temperatura, sicché una misura fondata sul volume non può fare da riferimento quando la grandezza in discussione è proprio una temperatura. Contare per chilogrammo di solvente lascia il numero intatto per quanto il termometro si muova. L'altra grandezza decisiva è il fattore di van 't Hoff, che registra **in quante particelle si spezza ogni unità disciolta.** Le proprietà colligative dipendono dal numero delle particelle e non da quali esse siano, perciò con un elettrolita il conto non torna se non si applica questo fattore.
Questo strumento copre sei solventi, tra cui acqua, benzene e canfora, e accetta la concentrazione sia direttamente come molalità sia ricavata dalla massa e dalla massa molare del soluto insieme alla massa del solvente. Restituisce poi tanto la variazione quanto i punti di ebollizione e di congelamento risultanti.
Come svolgere il calcolo
- Scegliete il solvente Ne sono disponibili sei, fra cui acqua, benzene e acido acetico; con la scelta Kb e Kf vengono inseriti da sé.
- Decidete come dare la concentrazione Potete inserire la molalità direttamente oppure **farla ricavare da massa e massa molare del soluto e dalla massa del solvente.**
- Inserite il fattore di van 't Hoff In prima approssimazione vale 1 per un non elettrolita, 2 per il cloruro di sodio e 3 per quello di calcio.
- Leggete innalzamento e abbassamento Compaiono sia l'entità della variazione sia i punti di ebollizione e congelamento che ne derivano.
Consigli per sfruttarlo al meglio
- Gli elettroliti, come il cloruro di sodio o quello di calcio, in acqua si dissociano in più ioni: usando un fattore di van 't Hoff maggiore di 1 il risultato si avvicina ai valori misurati.
- Nella modalità che parte dalle masse basta inserire la massa del soluto in grammi, la sua massa molare e la massa del solvente in chilogrammi: la molalità viene calcolata da sola.
- Innalzamento ebullioscopico e abbassamento crioscopico sono proprietà colligative: dipendono solo dalla quantità di particelle di soluto e non dalla loro natura.
- In molti solventi, a parità di soluto, l'abbassamento crioscopico è più marcato dell'innalzamento ebullioscopico: è uno dei motivi per cui si sparge cloruro di calcio sulle strade ghiacciate.
- I pulsanti preimpostati per il fattore i — non elettrolita, come NaCl, come CaCl2 — permettono di provare subito i casi di dissociazione più comuni.
Quando torna utile
Nel verificare un esercizio di chimica
I problemi sulle proprietà colligative sbagliano soprattutto per un fattore dimenticato, il che li rende degni di controllo.
Nello stimare l'efficacia di un fondente
**Il cloruro di calcio batte quello di sodio sul ghiaccio perché il suo fattore è 3 e non 2**, così la stessa molalità compra un abbassamento maggiore.
Nel ripercorrere la misura delle masse molari
L'abbassamento crioscopico fu la via classica alla massa molare di un ignoto, e potete seguire quella relazione a ritroso.
Nel progettare un esperimento
Stabilite in anticipo quanto soluto richiederà il punto di congelamento voluto, prima ancora di toccare la bilancia.
Termini delle proprietà colligative
- Legge di Raoult
- L'enunciato per cui la tensione di vapore di una soluzione è proporzionale alla frazione molare del solvente. **Ne discendono sia l'innalzamento ebullioscopico sia l'abbassamento crioscopico.**
- Molalità
- La quantità di soluto per chilogrammo di solvente. **Poiché nessun volume vi entra, il numero regge anche al variare della temperatura.**
- Costante ebullioscopica molale
- L'innalzamento del punto di ebollizione alla molalità unitaria, fissa per ogni solvente. Per l'acqua vale 0,515 kelvin per unità.
- Costante crioscopica molale
- Il corrispondente abbassamento del punto di congelamento. Per l'acqua vale 1,853, mentre **il valore della canfora, 37,7, è tanto grande da essere servito a lungo per misurare quantità minime.**
- Fattore di van 't Hoff
- Il numero di particelle che un'unità formula di soluto rende in soluzione. È 1 per un non elettrolita e 2 in teoria per il cloruro di sodio.
- Proprietà colligativa
- Proprietà retta dal numero di particelle disciolte e non da quali esse siano. Sono quattro: abbassamento della tensione di vapore, innalzamento ebullioscopico, abbassamento crioscopico e pressione osmotica.
Domande frequenti
A proposito — i sali antighiaccio e la chimica delle proprietà colligative
I granuli bianchi sparsi sulle strade d'inverno sono per lo più cloruro di calcio o cloruro di sodio. Sciolgono neve e ghiaccio non perché scaldino, ma perché, disciogliendosi, abbassano il punto di congelamento dell'acqua. Il fenomeno si chiama abbassamento crioscopico ed è l'esempio più noto delle proprietà colligative delle soluzioni, che discendono dalla legge di Raoult.
Il termine «colligativo» racchiude l'idea che il risultato dipenda solo dal numero di particelle. A parità di molalità, il cloruro di calcio si dissocia in uno ione calcio e due ioni cloruro, in tutto tre particelle, e produce quindi un abbassamento circa triplo rispetto a un non elettrolita come il saccarosio. Per questo, a parità di quantità, è talvolta un antighiaccio più efficace del sale comune, anche se occorre valutare altri aspetti, come l'aggressività verso il calcestruzzo.
Lo stesso principio vale nella direzione opposta, per l'innalzamento del punto di ebollizione. Salando l'acqua della pasta il punto di ebollizione sale leggermente, ma con le quantità che si usano in cucina l'aumento non arriva a un grado e l'effetto «fa bollire prima» è praticamente nullo. Il sale serve soprattutto a insaporire la pasta: l'innalzamento ebullioscopico è solo un effetto secondario di natura chimica.