Het bevriezen van oplosmiddelen begrijpen

Wanneer een puur oplosmiddel bevriest, rangschikken de moleculen zich in een geordend rooster, waardoor de intermoleculaire krachten worden versterkt. In water resulteert dit in een hexagonaal netwerk van waterstofbruggen dat de unieke eigenschappen van ijs definieert.

Wat gebeurt er als een opgeloste stof wordt toegevoegd?

Het introduceren van een opgeloste stof verstoort de geordende structuur van het oplosmiddel. De oplosmiddelmoleculen kunnen niet langer perfect uitlijnen, dus er moet meer energie worden verwijderd om bevriezing te laten optreden. In de praktijk betekent dit dat het vriespunt van het mengsel lager is dan dat van het zuivere oplosmiddel, een fenomeen dat bekend staat als vriespuntverlaging. .

Vriespuntdaling definiëren

De daling van de vriestemperatuur is recht evenredig met de molaliteit van de opgeloste stof:

\(\Delta T_f =K_f \tijden m \tijden i\)

Waar:

• K_f is de molale vriespuntdalingconstante van het oplosmiddel.
  
• m is de molaliteit (mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel).
  
• ik is de Van’t Hoff-factor, die het aantal deeltjes weergeeft waarin de opgeloste stof dissocieert. Voor NaCl geldt i =2.

Vriespuntdaling wordt ook uitgedrukt als het verschil tussen het vriespunt van het zuivere oplosmiddel (T_f ⁰) en die van de oplossing (T_f ):

\(\Delta T_f =T_f^{\circ} - T_f\)

Waarom is vriespuntverlaging nuttig?

Twee alledaagse toepassingen tonen het belang ervan aan:

• Antivries: Ethyleenglycol verlaagt het vriespunt van water en beschermt autoradiatoren tegen bevriezing.
• Verkeersveiligheid: Door zout op winterwegen te strooien, wordt het smeltpunt van het ijs verlaagd, waardoor er minder gevaarlijke vlekken ontstaan.

Praktisch voorbeeld:vriespunt van zout water

Bereken het vriespunt van een oplossing die 100 g NaCl bevat in 1 kg water.

1. Zet de NaCl-massa om in mol:
   \(100\,\text{g} \times \dfrac{1\,\text{mol}}{58,44\,\text{g}} =1,71\,\text{mol}\)
2. Molariteit bepalen:
   \(m =\dfrac{1,71\,\text{mol}}{1\,\text{kg}} =1,71\,\text{m}\)
3. Pas de depressieformule toe:
   \(\Delta T_f =1,86\,\tfrac{\graad\text{C}}{\text{m}} \times 1,71\,\text{m} \times 2 =6,4\,\degree\text{C}\)
4. Trek af van het vriespunt van 0°C voor zuiver water:
   \(T_f =0\,\graad\tekst{C} - 6.4\,\graad\tekst{C} =-6.4\,\graad\tekst{C}\)

Het toevoegen van 100 g zout aan 1 kg water verlaagt het vriespunt tot –6,4°C.

TL;DR

Het toevoegen van een opgeloste stof zoals zout verlaagt het vriespunt van een oplosmiddel. Hoe meer opgeloste stoffen er aanwezig zijn, hoe groter de depressie – wat antivries en strooizout verklaart.