Inzicht in de concepten

* Freezing Point Depression: Het vriespunt van een oplossing is lager dan het vriespunt van het zuivere oplosmiddel. Deze depressie is evenredig met de molaliteit van de opgeloste stof.

* Kookpunthoogte: Het kookpunt van een oplossing is hoger dan het kookpunt van het zuivere oplosmiddel. Deze hoogte is ook evenredig met de molaliteit van de opgeloste stof.

Berekeningen

1. Bepaal de Van't Hoff -factor (i):

* CaCl₂ dissocieert in drie ionen in oplossing (één Ca²⁺ en twee CL⁻):

* CACL₂ → CA²⁺ + 2Cl⁻

* Daarom is de van't Hoff -factor (i) voor CaCl₂ 3.

2. Bereken de molaliteit (M):

* We moeten molariteit omzetten in molaliteit. Ervan uitgaande dat de dichtheid van de oplossing ongeveer hetzelfde is als water (1 g/ml), kunnen we de molaliteit benaderen als:

* Molaliteit (M) ≈ Molariteit (M)

* m ≈ 0,1 mol/kg

3. Bereken het vriespuntdepressie (Δt_f):

* Δt_f =i * k_f * m

* K_f (bevriezingspuntdepressie constant voor water) =1,86 ° C/m

* Δt_f =3 * 1,86 ° C/m * 0,1 mol/kg =0,558 ° C

4. Bereken het vriespunt van de oplossing:

* Vriespunt van zuiver water =0 ° C

* Vriestpunt van oplossing =0 ° C - 0,558 ° C = -0.558 ° C

5. Bereken het kookpunthoogte (Δt_b):

* Δt_b =i * k_b * m

* K_b (kookpunthoogte constant voor water) =0,512 ° C/m

* Δt_b =3 * 0,512 ° C/m * 0,1 mol/kg =0,154 ° C

6. Bereken het kookpunt van de oplossing:

* Kookpunt van zuiver water =100 ° C

* Kookpunt van oplossing =100 ° C + 0,154 ° C = 100.154 ° C

Belangrijke opmerking:

* Deze berekeningen zijn gebaseerd op de veronderstelling dat de oplossing ideaal is. In werkelijkheid kan de van't Hoff -factor iets minder dan 3 zijn als gevolg van ionenparen bij hogere concentraties.

* Overweeg voor meer precieze berekeningen de werkelijke dichtheid van de oplossing te gebruiken om molariteit om te zetten in molaliteit.

Daarom is het geschatte vriespunt van een 0,1 molaire CaCl₂ -oplossing in water -0,558 ° C en het geschatte kookpunt is 100.154 ° C.