Descenso crioscópico

El descenso crioscópico, o depresión del punto de fusión, es la diferencia entre el punto de fusión de un solvente puro y una solución de este con un soluto a una concentración dada. Es directamente proporcional a la molalidad del soluto, o más precisamente, a la actividad del soluto, según la siguiente ecuación:

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descenso crioscópico= i x K_f x actividad

• la actividad se expresa en mol/kg y se obtiene multiplicando la molalidad por el coeficiente de actividad.
• K_f, es una propiedad coligativa, dada por RT_f²/ΔH_f, donde R es la constante de los gases, y T_f es el punto de fusión normal del solvente y ΔH_f es el calor de fusión por kilogramo del solvente.
  • K_f para el agua es 1.858 K·kg/mol (o más comúnmente usado, 1.858 C/m) lo que significa que por cada mol de soluto disuelto en un kilogramo de agua, la depresión del punto de fusión 1.858 kelvin.
• i es el factor de van't Hoff (ver Jacobus Henricus van't Hoff), tiene en cuenta la formación de iones en la solución, indica el número de partículas formadas por cada partícula de soluto que pasa a la solución.

Por ejemplo:

• i = 1 para azúcar en agua.
• i = 2 para NaCl en agua (un ion cloruro y un ion sodio).
• i = 3 para CaCl₂ en agua (dos iones cloruro y un ion calcio).
• i = 2 para HCl en agua. (se disocia completamente)
• i = 1 para HCl en benceno. (no se disocia en benceno)

El descenso crioscópico es un fenómeno que ocurre para todos los solutos, en cualquier tipo de disolución –incluso en las ideales- y no depende de ninguna interacción específica de tipo soluto-disolvente. En el punto de congelación, la fase sólida y la fase líquida tienen el mismo potencial químico, es decir, son energéticamente equivalentes. El potencial químico depende de la temperatura (por la ecuación de Gibbs-Duhem), y para el resto de temperaturas o bien la fase sólida o bien la líquida tienen potencial químico más bajo y son energéticamente más favorables que la fase contraria. Cuando se añade el soluto, se ve modificado el potencial químico de la fase líquida del disolvente (agua, por ejemplo), pero no el de la fase sólida (hielo). Para que ambos vuelvan a coincidir (y se dé el punto de congelación) habrá que variar la temperatura.

Usos

El descenso crioscópico puede ser usado par determinar la actividad de un soluto en solución o su grado de disociación en un solvente dado.

Es gracias al descenso crioscópico que puede usarse sal común para fundir nieve, hielo o escarcha simplemente espolvoreandolo.

El fenómeno tiene importantes consecuencias en el caso del agua de mar, porque la respuesta al enfriamiento intenso del agua del océano, como ocurre en el invierno de las regiones polares, es la separación de una fase sólida flotante de agua pura. Es así como se forma la banquisa en torno a la Antártida o al océano Ártico, como un agregado compacto de hielo puro de agua, con salmuera llenando los intersticios, y flotando sobre una masa de agua líquida a menos de 0ºC (hasta un límite de -1,9ºC para una salinidad del 3.5%).

Véase también

Aumento ebulloscópico