Ποια ιοντική ένωση θα μειώσει το σημείο κατάψυξης το μεγαλύτερο μέρος του 1 mol προστίθεται στο νερό;
Εδώ είναι γιατί:
* κατάθλιψη σημείου κατάψυξης: Όταν προστίθεται διαλυμένη ουσία σε έναν διαλύτη, μειώνει το σημείο κατάψυξης του διαλύτη. Αυτό συμβαίνει επειδή τα σωματίδια διαλυτής ουσίας διαταράσσουν το σχηματισμό της δομής κρυσταλλικής πλέγματος του διαλύτη.
* Μολικότητα: Η μολικότητα είναι ένα μέτρο της συγκέντρωσης μιας διαλελυμένης ουσίας σε ένα διάλυμα. Ορίζεται ως τα γραμμομόρια διαλυμένης ουσίας ανά χιλιόγραμμο διαλύτη.
* ιόντα: Οι ιοντικές ενώσεις διαχωρίζονται σε ιόντα όταν διαλύονται σε νερό. Όσο περισσότερα ιόντα που παράγονται από τη διάσπαση, τόσο υψηλότερη είναι η μολικότητα των σωματιδίων διαλυτής ουσίας στο διάλυμα.
Παράδειγμα:
Ας συγκρίνουμε δύο ιοντικές ενώσεις:
1. NaCl (χλωριούχο νάτριο): Διαλύεται σε δύο ιόντα (Na+ και Cl-)
2. CaCl2 (χλωριούχο ασβέστιο): Διαλύεται σε τρία ιόντα (Ca2+ και 2cl-)
Δεδομένου ότι το CaCL2 παράγει περισσότερα ιόντα σε διάλυμα, θα έχει υψηλότερη μολικότητα σωματιδίων διαλυμένης ουσίας και επομένως μεγαλύτερη κατάθλιψη σημείων κατάψυξης από το NaCl.
Για να προσδιορίσετε την ιοντική ένωση που θα μειώσει το σημείο κατάψυξης περισσότερο, εξετάστε τα εξής:
1. Ο αριθμός των ιόντων που παράγονται από τη διάσπαση της ένωσης.
2. Η διαλυτότητα της ένωσης σε νερό. (Μια εξαιρετικά διαλυτή ένωση θα παράγει περισσότερα ιόντα σε διάλυμα.)
Σημείωση: Η πραγματική κατάθλιψη σημείων κατάψυξης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο:
Δtf =kf * m * i
όπου:
* Το ΔTF είναι η κατάθλιψη του σημείου κατάψυξης
* Το KF είναι η σταθερά κατάθλιψης σημείου κατάψυξης για τον διαλύτη (νερό)
* m είναι η μολικότητα του διαλύματος
* I είναι ο παράγοντας Van't Hoff, ο οποίος αντιπροσωπεύει τον αριθμό των ιόντων που παράγονται από τη διάσπαση μιας μονάδας φόρμουλας της ουσίας.
