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Supponendo una dissociazione al 100%, calcolare il punto di congelamento e il punto di ebollizione di 2.50 m K3PO4?

The depressione del punto di congelamento e elevazione del punto di ebollizione sono dovuti allo stesso soluto.

#DeltaT_f = T_f - T_f^"*" = -iK_fm#

#DeltaT_b = T_b - T_b^"*" = iK_bm#

where

  • #T_(tr)# is the phase transition temperature. #"*"# indicates pure solvent.
  • #i# is the van't Hoff factor, i.e. the effective number of dissociated particles per solute particle placed into the solvent.
  • #K_f = 1.86^@ "C/m"# is the freezing point depression constant and #K_b = 0.512^@ "C/m"# is the boiling point elevation constant of water.
  • #m# is the MOLALITY of water in units of MOLAL, i.e. #"m"#, #"mol solute/kg solvent"#. It has nothing whatsoever to do with distance.

The dissociazione viene dato come ...

#"K"_3"PO"_4(aq) -> 3"K"^(+)(aq) + "PO"_4^(3-)(aq)#

... e quindi se ipotizziamo una dissociazione al 100%, #i = 4#. (Perché? Vedi la definizione sopra.)

Perciò,

#DeltaT_f = -4 cdot 1.86^@"C/m" cdot "2.50 m" = bbul(-18.6^@ "C")#

#DeltaT_b = 4 cdot 0.512^@ "C/m" cdot "2.50 m" = bbul(5.12^@ "C")#

Dovrebbe il valore reale di #i# be #4#o inferiore a #4#?

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