[Ej.
Incremento ebulloscópico y depresión crioscópica]
El punto de
congelación experimental de la solución de KCl es más alto que el calculado
asumiendo que el KCl está completamente disociado en la solución. ¿Por qué es
este el caso?
Etapa analítica
Esto ocurre porque el KCl no está completamente disociado
en la disolución real, a diferencia de lo que se asume en el cálculo ideal.
En la práctica, una fracción de los iones K⁺ y Cl⁻
permanece asociada en forma de pares iónicos o experimenta interacciones
electrostáticas significativas, especialmente a concentraciones moderadas. Como
consecuencia, el número efectivo de partículas en solución es menor que
el previsto para una disociación completa, es decir, el factor de van’t Hoff
real es menor que el valor ideal i = 2. Dado que la depresión del punto de
congelación es proporcional a este número efectivo de partículas, el descenso
real es menor y, por tanto, el punto de congelación experimental resulta más
alto que el calculado bajo el supuesto de idealidad.
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