punto de congelacion

Conocimientos previos
1- Punto de congelación
El punto de congelación, también denominado punto de congelamiento, es la temperatura en la cual una sustancia en estado líquido pasa a encontrarse en estado sólido. En otras palabras: el punto de congelación es el momento en el cual un líquido se solidifica.
En el caso del agua pura (H2O), el punto de congelación es 0ºC. Esto quiere decir que,mientras esté a una temperatura superior a 0ºC e inferior a los 100ºC (ya que ese es su punto de ebullición), el agua se encontrará en estado líquido. Si la temperatura desciende por debajo de los 0ºC, el agua se congelará y pasará a convertirse en un sólido (hielo).


2- Influencia de un soluto en el punto de congelación

El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos
por ejemplo ellíquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se le agregan ciertas sustancias químicas (por lo general etilenglicol u otros alcoholes), que hacen descender su punto de congelación.
ΔTf = Kf · m
m es la molalidad. Se expresa en moles desoluto por kilogramo de disolvente (mol/kg).
ΔTf es el descenso del punto de congelación y es igual a Tf - T donde T es el punto de congelación de la solución y Tf es el punto de congelación del disolvente puro.
Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1,86 ºC kg/mol
3- Influencia de la concentración del soluto en el punto de congelación
Cuantomás concentrada sea la disolución más se separan las curvas de la disolución y del disolvente en el diagrama y mayor es el descenso del punto de congelación. Por consiguiente, éste es un caso semejante al descrito para la elevación del punto de ebullición y, por ello, el descenso del punto de congelación es proporcional a la concentración molal del soluto, según la ecuación:
[15]
0
[16]
¦ esel descenso del punto de congelación, y Kf es la constante de descenso molal, o constante crioscópica, que depende de las propiedades físicas y químicas del disolvente.
El descenso del punto de congelación de un disolvente es sólo función del número de partículas existentes en la disolución, y por esta razón se considera que es una propiedad coligativa.
Solución ideal y no ideal
La soluciónideal tiene otras dos propiedades importantes: el calor mezclado en los componentes puros al formar la solución es cero y el volumen mezclado es cero. Si estas propiedades se observan como un comportamiento limite en todas las soluciones reales se añade disolvente adicional a la solución que esta diluida en todos los solutos, el calor mezclado tiende a cero a medida que la solución se hace másdiluida. En las mismas circunstancias el volumen mezclado de
todas las soluciones reales tiende a cero
4- Características de las soluciones ideales
El calor de mezclado es cero, DHmez = 0.
El volumen de mezclado es cero, DVmez = 0.
La presión de vapor (P) del disolvente varía linealmente con la fracción mol del soluto X2.
Obedece la Ley de Raoult en todo el intervalo de composición.


5-Defina energía libre de Gibbs
En la termodinámica química de las reacciones y en los procesos no cíclicos, existen cuatro cantidades útiles llamadas "potenciales termodinámicos". Estos son la energía interna, la entalpía, la energía libre de Helmholtz y la energía libre de Gibbs. La energía libre de Gibbs se define por

La energía interna U, podría ser considerada como la energía necesaria paracrear el sistema, en ausencia de cambios en la temperatura o el volumen. Pero tal como se estudió en la definición de entalpía, se debe realizar una cantidad adicional de trabajo PV, si se crea el sistema desde un volumen muy pequeño, con objeto de "crear espacio" para el sistema. Tal como se estudió en la definición de energía libre de Helmholtz, el medio ambiente a una temperatura constante T,...