Effetto ebullioscopico

L'effetto ebullioscopico

Materiali:
acqua di rubinetto;
sale fino da cunina (cloruro di sodio, NaCl);
1 beker;
becco di Bunsen;
guanto termico;

Procedimento:
1. Allestire il “bianco” :
riempire il beker con 120ml di acqua di rubinetto;
porlo sopra la fiamma del bunsen;
aspettare che l'acqua bolla e registrarne la temperatura;
svuotare il beker;

2. Soluzione con 2m/l di NaCl:
calcolare 2m di NaCl in grammi: 116,88;
aggiungere 116,88 g di sale a un litro d'acqua distillata, poco alla volta in modo che la miscela risulti il più omogenea possibile;
riempire il beker con 120ml di soluzione;
porlo sopra la fiamma del bunsen;
aspettare che la soluzione bolla e registrarne la temperatura;
svuotare il beker;

3. Soluzione con 4m/l di NaCl:
calcolare 4m di NaCl in grammi: 233,76;
aggiungere 233,76 g di sale a un litro d'acqua distillata, poco alla volta in modo che la miscela risulti il più omogenea possibile;
riempire il beker con 120ml di soluzione;
porlo sopra la fiamma del bunsen;
aspettare che la soluzione bolla e registrarne la temperatura;
svuotare il beker.

Conclusioni (dalle osservazioni in allegato):
Una proprietà colligativa, in chimica è una proprietà delle soluzioni che:
- cambiano quando si aggiunge un soluto non volatile a un solvente;
- non dipendono oltre che dalla concentrazione delle particelle di soluto o dalla natura dei componenti della soluzione.
Essa dipende solo dal numero di particelle distinte - molecole, ioni o aggregati plurimolecolari - che compongono la soluzione e non dalla natura delle particelle stesse.

L'innalzamento ebulloscopico è una di queste proprietà e consiste nella differenza osservata tra le temperature di ebollizione di un solvente puro e quella di una soluzione in cui sia presente tale solvente.
Esso è proporzionale alla molalità (m) della soluzione, per una costante Keb, tipica del solvente; nel caso di soluzioni elettrolitiche, in cui sono presenti sostanze (elettroliti) che in soluzione o allo stato chiuso subiscono la suddivisione in ioni delle molecole, bisogna considerare anche il coefficiente di van 't Hoff i, che esprime la quantità in moli di particelle o ioni che effettivamente si producono dalla dissoluzione di una mole di soluto (inizialmente allo stato solido).

Considerando che il cloruro di sodio come elettrolita, in quanto in acqua si dissocia negli ioni Na+ e Cl-, si ha la formula:
ΔTeb = Keb · m · i

Per noi la costante ebulloscopica, quella dell'acqua, è 0,512;
la molalità è 2 o 4 a seconda della soluzione considerata;
il coefficiente di van 't Hoff è 2, perché ogni molecola di sale si divide in 2 ioni in acqua, quindi per ogni sua mole disciolta se ne formano 2.

Possiamo così prevedere le temperature d'ebollizione di ogni soluzione: 102,0°C per la 2m e 104,1°C per la 4m.
Ecco il grafico in cui sono rappresentate le temperature d'ebollizione che avremmo dovuto ottenere (verde) e quelle che effettivamente abbiamo ottenuto (blu).

Possiamo spiegare la differenza tra dati teorici e sperimentali con il fatto che abbiamo usato acqua di rubinetto al posto dell'acqua distillata. La presenza di ioni già in partenza influenza il bianco da cui siamo partiti, e quindi la traslazione della retta dei risultati ottenuti, e dobbiamo presumere influenzi anche la sua pendenza, in quanto non abbiamo altre variabili che potrebbero alterarla.