Qual é o ponto de congelamento de uma solução aquosa que contém $40.0 g$ $"40.0 g"$ de etileno glicol em $60.0 g$ $"60.0 g"$ de água? $K_{f} = {1.86}^{\circ} C / m$ $K_f = 1.86 ^ @ "C / m"$ e $K_{b} = {0.512}^{\circ} C / m$ $K_b = 0.512 ^ @ "C / m"$ para água.

Eu tenho $B$ $B$ , $\approx - {20.1}^{\circ} C$ $~~ -20.1^@ "C"$ .

Como uma nota,

$A$ $A$ é devido a obter o sinal errado $DeltaT_f$ .
$C$ é devido ao uso $K_b$ em vez de $K_f$ e recebendo o sinal errado.
$D$ é devido ao uso $K_b$ em vez de $K_f$ e recebendo o sinal certo.

PREDIÇÕES INICIAIS

Primeiro, vamos prever o ponto de congelamento ao pensar nisso qualitativamente. O etileno glicol puro tem um ponto de congelamento de $-12.9^@ "C"$ e o ponto de congelamento da água é $0^@ "C"$ .

Assim, o ponto de congelamento da solução deve estar realmente abaixo $mathbf(0^@ "C")$ (o que ocorre é ponto de congelamento depressão devido às propriedades coligativas da adição de solutos a um solvente, o ponto de congelamento deve cair).

Nós podemos eliminar tudo mas $"B"$ , $mathbf(-20.1^@ "C")$ . Essa deve ser a nossa resposta antes de fazer qualquer trabalho.

FÓRMULA DE DEPRESSÃO DO PONTO DE CONGELAÇÃO

Agora vamos calculá-lo para que possamos provar. A versão High School da fórmula para depressão do ponto de congelamento é:

$mathbf(DeltaT_f = T_f - T_f^"*" = K_f*m*i)$

where:

$T_f$ is the freezing point of the solution.

$T_f^"*"$ is the freezing point of the pure solvent.

$K_f$ is the freezing point depression constant of the pure solvent.

$m$ is the molal concentration of the solution, which is the $"mol"$ s of solute per $"kg"$ of the pure solvent.

$i$ is the van't Hoff factor, which for ideal solutions is equal to the number of ions that dissociate in solution per formula unit.

CÁLCULO DO PONTO DE CONGELAÇÃO

O etileno glicol é também conhecido como etanodiol. Nesta solução, temos:

$"40.0" cancel("g") xx "1 mol"/("62.0" cancel("g")) = color(green)("0.6452 mols")$ ethanediol

$"60.0" cancel("g") xx "1 mol"/("18.015" cancel("g")) = "2.775 mols"$ water

Como claramente temos mais água que etanodiol, é seguro dizer que água é o solvente.

Portanto, podemos usar o $color(green)(K_f)$ de água, $color(green)("1.86"^@"C/m")$ (algo que você deve procurar ou ter acesso). Então o molalidade $m$ da solução é:

$color(green)(m) = "mols ethanediol"/"kg water"$

$= "0.6452 mols ethanediol"/"0.0600 kg water"$

$=$ $color(green)("10.75 m")$ (man, that is high!)

Além disso, o etanodiol é $"OH"-("CH"_2)_2-"OH"$ , então ele tem hidrogênioligação forças intermoleculares.

Isso significa que ele pode se dissociar na água com bastante facilidade em sua forma atual (além disso, sua $"pKa"$ é próximo ao da água, tão pouco seria desprotonado or protonado em água).

Portanto, para o etanodiol, podemos dizer que sua fator de van't Hoff é de aproximadamente $color(green)(i = 1)$ .

Finalmente, podemos obter o ponto de congelamento da solução da equação que listamos primeiro:

$DeltaT_f = T_f - T_f^"*"$

$= T_f - 0^@ "C" = (1.86^@ "C/m")("10.75 m")(1)$

$=> color(blue)(T_f ~~ -20^@ "C")$

Como eu disse antes, seria um ponto de congelamento depressão, então faz sentido que $T_f < 0$ .

Então, lá vai você; a solução foi realmente $"B"$ , $mathbf(T_f = -20.1^@ "C")$ .

Qual é o ponto de congelamento de uma solução aquosa que contém "40.0 g" 40.0 g "40.0 g" de etileno glicol em "60.0 g" 60.0 g "60.0 g" de água? K_f = 1.86 ^ @ "C / m" Kf=1.86∘C / mK_f = 1.86 ^ @ "C / m" e K_b = 0.512 ^ @ "C / m" Kb=0.512∘C / mK_b = 0.512 ^ @ "C / m" para água.

Qual é o ponto de congelamento de uma solução aquosa que contém $40.0 g$ $"40.0 g"$ de etileno glicol em $60.0 g$ $"60.0 g"$ de água? $K_{f} = {1.86}^{\circ} C / m$ $K_f = 1.86 ^ @ "C / m"$ e $K_{b} = {0.512}^{\circ} C / m$ $K_b = 0.512 ^ @ "C / m"$ para água.