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Esercizi sull’abbassamento crioscopico

Negli esercizi sull’abbassamento crioscopico è necessario conoscere la costante ebullioscopica del solvente e la sua temperatura di ebollizione

di Maurizia Gagliano
16 Marzo 2023
in Stechiometria
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Esercizi sull’abbassamento crioscopico

Esercizi sull’abbassamento crioscopico

Si propongono esercizi sull'abbassamento crioscopico sia di elettroliti per i quali si deve tenere conto dell'indice di van't Hoff che di non elettroliti.

Negli esercizi sull'abbassamento crioscopico è inoltre necessario conoscere la costante ebullioscopica del solvente e la sua temperatura di ebollizione.

ADVERTISEMENTS

L' abbassamento crioscopico, unitamente all' innalzamento ebullioscopico, pressione osmotica e abbassamento della tensione di vapore sono proprietà colligative delle soluzioni. Esse che dipendono solo dal numero di particelle di soluto nella soluzione e non dal tipo di soluto

L' abbassamento crioscopico calcola dalla formula:

ΔT = m · Kcr· i

Dove:

m è la molalità della soluzione

Kcr è la costante ebullioscopica del solvente

i è l'indice di van't Hoff

Poiché la molalità ha come unità di misura mol/kg, la temperatura si esprime in °C e i, è un numero adimensionale, l'unità di misura di Kcr è °C· kg/mol

Tabella

Le costanti Kcr e le temperature di fusione sono proprietà caratteristiche che dipendono dall'identità del solvente. Si riportano in tabella i valori di Kcr e di Tf di alcuni solventi

Solvente Kcr Temperatura di fusione °C
Acqua 1.86 0.00
Acetone 2.40 – 95.35
Benzene 5.12 5.5
Acido acetico 3.63 17
Cloroformio 4.70 – 63.5
Anilina 5.87 – 5.96
Tetracloruro di carbonio 29.8 – 22.8
Nitrobenzene 7.0 5.7

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Esercizi sull'abbassamento crioscopico

-Calcolare la massa di pirazina C4H4N2 non elettrolita contenuta il 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 pertanto

ΔT = m · Kcr ovvero:

4.40 = m · 29.8

Da cui m = 4.40/29.8= 0.148

Dalla definizione di molalità: 0.148 = moli di pirazina/1.50 kg

Moli di pirazina = 0.148 · 1.50 = 0.222

La massa molare è pari a 80.09 g/mol pertanto la massa è pari a 0.222 mol · 80.09 g/mol = 17.8 g

-Calcolare la temperatura di congelamento di una soluzione acquosa alla temperatura di 34 °C ottenuta aggiungendo 31.65 g di NaCl a 220.0 mL di acqua. ( Kcr = 1.86°C· kg/mol e densità dell'acqua a 34°C = 0.994 g/mL)

LEGGI ANCHE   Idrolisi di sali. Esercizi svolti

La massa di acqua si ricava dalla densità: massa = d · V = 0.994 g/mL · 220.0 mL = 218.7 g = 0.2187 kg

La massa molare di NaCl è 58.44 g/mol

Moli di NaCl = 31.65 g/58.44 g/mol = 0.5416

La molalità della soluzione è m = 0.5416/ 0.2187 kg = 2.476

NaCl è un elettrolita per il quale i = 2

ΔT = m · Kcr· i = 2.476 · 1.86 · 2 = 9.21

La soluzione ha quindi una temperatura di congelamento pari a 0 – 9.21 = – 9.21°C

-Una soluzione è preparata aggiungendo 0.5580 g di un non elettrolita a 33.50 g di cicloesano. Calcolare la massa molare dell'elettrolita sapendo che la soluzione congela a 4.32 °C. ( Kcr = 20.0 °C· kg/mol e la temperatura di congelamento del cicloesano è 6.50 °C)

La variazione della temperatura di congelamento è pari a 6.50 – 4.32 =2.18 °C

Poiché il soluto è un è un non elettrolita l'indice di van't Hoff vale 1 pertanto

ΔT = m · Kcr

2.18 = m · 20.0

Da cui m = 2.18/20.0 =0.109 = moli soluto/0.03350 kg

Moli di soluto = 0.109 · 0.03350 = 0.00365

Massa molare = 0.5580/0.00365 = 153 g/mol

-Una soluzione acquosa 0.265 m di MgSO4 ha una temperatura di congelamento di – 0.610°C. Calcolare l'indice di van't Hoff (Kcr = 1.86 °C· kg/mol)

Sostituiamo i valori nella formula ΔT = m · Kcr· i

0.610 = 0.265 · 1.86 · i = 0.493 · i

Da cui i = 0.610/0.493= 1.24

-Un campione di zolfo elementare avente massa di 7.08 g è solubilizzato in 75.0 g di CS2. La soluzione ha una temperatura di congelamento di – 113.5 °C. Calcolare la formula molecolare del soluto sapendo che la temperatura di congelamento del CS2 è – 112.1 °C ( Kcr = 3.74 °C· kg/mol )

ΔT = – 112.1 – (- 113.5) = 1.4 °C

1.4 = m · 3.74 da cui m = 0.37 = moli soluto/ 0.0750 kg

Moli di soluto = 0.37 · 0.0750 = 0.028

La massa molare del soluto è 7.08 g/ 0.028 mol = 253 g/mol

La massa molare dello zolfo è 32 g/mol

Poiché  253/32 = 7.9 ~ 8 la formula del soluto è S8

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Tags: indice di van't Hoffinnalzamento ebullioscopicoproprietà colligative delle soluzioni

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Massimiliano Balzano, ideatore e creatore di questo sito; dottore di Scienza e Ingegneria dei Materiali presso l’Università Federico II di Napoli. Da sempre amante della chimica, è cultore della materia nonché autodidatta. Diplomato al Liceo Artistico Giorgio de Chirico di Torre Annunziata.


Maurizia Gagliano, ha collaborato alla realizzazione del sito. Laureata in Chimica ed iscritta all’Ordine professionale. Ha superato il concorso ordinario per esami e titoli per l’insegnamento di Chimica e Tecnologie Chimiche. Docente.

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