MolDraw › Scheikundetools › Calculator colligatieve eigenschappen
Calculator colligatieve eigenschappen
Kort gezegd: Calculator voor colligatieve eigenschappen: vriespuntsdaling, kookpuntsverhoging, osmotische druk en relatieve dampspanningsverlaging, met de van 't Hoff-factor en bepaling van de molaire massa. Gratis, werkt in je webbrowser en vereist geen download.
Kies een eigenschap, kies een oplosmiddel om Kb of Kf in te vullen en laat de onbekende leeg. Reken vanuit massa's (om de molaire massa van een opgeloste stof te vinden) of vanuit de molaliteit. Osmotische druk accepteert atm, bar, kPa of mmHg. Een apart tabblad rekent om tussen de van 't Hoff-factor en de dissociatie- of associatiegraad.
Laat de waarde die je zoekt leeg.
Laat de waarde die je zoekt leeg.
Vul ofwel α of i in.
i = waargenomen colligatieve eigenschap ÷ verwachte waarde zonder dissociatie = normale molaire massa ÷ waargenomen molaire massa.
Formules voor colligatieve eigenschappen
| Eigenschap | Formule | Molaire massa opgeloste stof |
|---|---|---|
| Kookpuntsverhoging | ΔTb = i·Kb·m | M₂ = i·Kb·w₂·1000 / (ΔTb·w₁) |
| Vriespuntsdaling | ΔTf = i·Kf·m | M₂ = i·Kf·w₂·1000 / (ΔTf·w₁) |
| Osmotische druk | π = i·M·R·T | M₂ = i·w₂·R·T / (π·V) |
| Relatieve dampspanningsverlaging | (P° − P)/P° = i·n₂/(n₁ + i·n₂) ≈ i·n₂/n₁ | M₂ ≈ i·w₂·M₁·P° / (w₁·(P° − P)) |
m = molaliteit (mol opgeloste stof per kg oplosmiddel), w₂ = massa opgeloste stof in g, w₁ = massa oplosmiddel in g, M = molariteit in mol/L, V in L, T in K en R = 0,08206 L·atm mol⁻¹ K⁻¹ (of 0,08314 L·bar mol⁻¹ K⁻¹). ΔT is even groot in K en °C.
van 't Hoff-factor i
dissociatie (1 eenheid → n ionen): i = 1 + α(n − 1) associatie (n moleculen → 1 eenheid): i = 1 − α(1 − 1/n)
| Opgeloste stof | Ideale i |
|---|---|
| Glucose, sacharose, ureum (niet-elektrolyten) | 1 |
| NaCl, KCl, KNO₃, MgSO₄ | 2 |
| CaCl₂, Na₂SO₄, K₂SO₄, Ba(NO₃)₂ | 3 |
| AlCl₃, Na₃PO₄, K₃[Fe(CN)₆] | 4 |
| K₄[Fe(CN)₆], Al₂(SO₄)₃ | 5 |
| Azijnzuur of benzoëzuur volledig gedimeriseerd in benzeen | 0.5 |
Echte elektrolyten geven iets kleinere i-waarden door ionparing (0,1 m NaCl heeft i ≈ 1,87). Examenopgaven gaan meestal uit van de ideale waarde, tenzij α gegeven is.
Constanten van oplosmiddelen
| Oplosmiddel | Normaal kookpunt (°C) | Kb (K·kg/mol) | Vriespunt (°C) | Kf (K·kg/mol) |
|---|---|---|---|---|
| Water | 100 | 0.512 | 0 | 1.86 |
| Benzeen | 80.1 | 2.53 | 5.5 | 5.12 |
| Cyclohexaan | 80.7 | 2.79 | 6.5 | 20 |
| Kamfer | 204 | — | 179.8 | 37.7 |
| Ethanol | 78.4 | 1.22 | −114.1 | 1.99 |
| Chloroform | 61.2 | 3.63 | −63.5 | 4.68 |
| Azijnzuur | 117.9 | 3.07 | 16.6 | 3.9 |
| Naftaleen | 218 | 5.8 | 80.2 | 6.94 |
Gangbare leerboekwaarden. Sommige boeken gebruiken Kf = 40 voor kamfer, 4,9 voor benzeen (NCERT) of 20,2 voor cyclohexaan; typ de waarde uit je eigen cursus in het K-vak.
Uitgewerkte voorbeelden (examenstijl)
Vriespunt van zout water
0,1 m NaCl in water, i = 2, Kf = 1,86 K kg mol⁻¹.
ΔTf = 2 × 1.86 × 0.1
ΔTf = 0,372 K, dus het bevriest bij −0,372 °C
Kookpunt van een glucoseoplossing
18 g glucose (M = 180 g/mol) in 1,0 kg water. Kb = 0,512.
m = 0,10 mol/kg; ΔTb = 1 × 0.512 × 0.10
ΔTb = 0,0512 K, kookpunt = 100,051 °C
Molaire massa uit het vriespunt (NCERT)
1,00 g van een niet-elektrolyt in 50 g benzeen verlaagt het vriespunt met 0,40 K. Kf = 5,12.
M₂ = 5.12 × 1.00 × 1000 / (0.40 × 50)
M₂ = 256 g/mol
Associatie van benzoëzuur (NCERT)
2 g benzoëzuur (M = 122) in 25 g benzeen geeft ΔTf = 1,62 K, Kf = 4,9.
Waargenomen M = 4.9 × 2 × 1000 / (25 × 1.62) = 242. i = 122/242 = 0.504. α = (1 − 0.504)/(1 − 1/2)
α = 0,99, dus 99% gedimeriseerd
Dissociatiegraad
0,10 m CaCl₂ bevriest bij −0,50 °C. Kf = 1,86.
i = 0.50 / (1.86 × 0.10) = 2.69. α = (i − 1)/(n − 1) = 1.69/2
α = 0,84 (84% gedissocieerd)
Molaire massa van een eiwit uit π (NCERT)
1,26 g eiwit in 200 mL oplossing, π = 2,57 × 10⁻³ bar bij 300 K.
M₂ = 1.26 × 0.08314 × 300 / (2.57 × 10⁻³ × 0.200)
M₂ ≈ 6,1 × 10⁴ g/mol
Relatieve dampspanningsverlaging (NCERT)
0,5 g van een niet-vluchtige vaste stof in 39,0 g benzeen (M = 78) verlaagt P van 0,850 naar 0,845 bar.
Verdunde vorm: (0.850 − 0.845)/0.850 = (0.5/M₂)/(39/78)
M₂ = 170 g/mol (169 g/mol met de exacte vorm)
Isotone oplossingen
Bloed heeft π ≈ 7,65 atm bij 37 °C. Welke NaCl-molariteit is isotoon (i = 2)?
M = 7.65 / (2 × 0.08206 × 310.15)
M ≈ 0,150 mol/L (ongeveer 0,9% m/v)
Eenheden en veelgemaakte fouten
- Molaliteit gebruikt kg oplosmiddel, niet liters oplossing. 18 g glucose in 500 g water is 0,20 m.
- Osmotische druk gebruikt molariteit (mol per liter oplossing), niet molaliteit.
- i vergeten. Elektrolyten geven meer deeltjes. 0,1 m CaCl₂ verlaagt het vriespunt ongeveer drie keer zo veel als 0,1 m glucose.
- R moet passen bij de drukeenheid. Gebruik 0,08206 L·atm, 0,08314 L·bar of 8,314 L·kPa mol⁻¹ K⁻¹.
- Temperatuur in kelvin voor π. ΔT zelf is gelijk in K en °C.
- Afwijkende molaire massa. Dissociatie maakt de waargenomen molaire massa te laag (i groter dan 1). Associatie maakt hem te hoog (i kleiner dan 1).
- Alleen niet-vluchtige opgeloste stoffen. De dampspanningsformule gaat ervan uit dat de opgeloste stof niet verdampt.
Opgeloste stoffen en oplosmiddelen tekenen? MolDraw is een gratis online editor voor chemische structuren voor moleculen, reacties en labschema's.
MolDraw-editor openenVeelgestelde vragen
Wat zijn colligatieve eigenschappen?
Eigenschappen die afhangen van het aantal opgeloste deeltjes, niet van wat die deeltjes zijn: dampspanningsverlaging, kookpuntsverhoging, vriespuntsdaling en osmotische druk.
Hoe bereken ik de vriespuntsdaling?
ΔTf = i·Kf·m. Voor 0,1 m NaCl in water is i = 2 en Kf = 1,86 K kg/mol, dus ΔTf = 0,372 K en de oplossing bevriest bij −0,372 °C.
Hoe bepaal ik de molaire massa uit de vriespuntsdaling?
M₂ = i·Kf·w₂·1000 / (ΔTf·w₁), met massa's in gram. 1,00 g opgeloste stof in 50 g benzeen met ΔTf = 0,40 K geeft M₂ = 5.12 × 1.00 × 1000 / (0.40 × 50) = 256 g/mol.
Wat is de van 't Hoff-factor?
Het aantal deeltjes dat elke formule-eenheid in oplossing geeft. Ideale waarden: glucose 1, NaCl 2, CaCl₂ 3. Bij gedeeltelijke dissociatie geldt i = 1 + α(n − 1); bij associatie tot n-meren i = 1 − α(1 − 1/n).
Waarom is de van 't Hoff-factor van azijnzuur in benzeen ongeveer 0,5?
Azijnzuur vormt in apolaire oplosmiddelen dimeren via waterstofbruggen, zodat twee moleculen zich als één deeltje gedragen. Volledige dimerisatie geeft i = 0,5 en een schijnbare molaire massa die twee keer de echte waarde is.
Hoe bereken ik de osmotische druk?
π = iMRT. 0,10 M glucose bij 25 °C geeft π = 1 × 0.10 × 0.08206 × 298.15 = 2,45 atm. Osmotische druk is de beste methode voor grote moleculen zoals eiwitten, omdat π zelfs bij zeer lage concentratie goed te meten is.
Welke colligatieve eigenschap is het best om de molaire massa van een polymeer te bepalen?
De osmotische druk. Een eiwit met een molaire massa van 60 000 g/mol bij ongeveer 6 g/L verlaagt het vriespunt maar met ongeveer 2 × 10⁻⁴ K, maar geeft een π van ongeveer 2,5 mbar, wat bij kamertemperatuur goed te meten is.
Verwante scheikundetools
Laatst bijgewerkt: