Abbassamento crioscopico e innalzamento ebullioscopico

Se nell'acqua sciogliamo del sale, la sua temperatura di congelamento si abbassa sotto gli $0{}^{o}C$. Questo significa che a questa temperatura (a cui, nell'acqua pura, l'entropia del liquido e del cristallo sono uguali) il sale disciolto alza l'entropia della soluzione liquida (vedi Figuracap:abbassamento-del-punto); infatti, dato che il sale non è solubile nel ghiaccio l'entropia del solido rimane uguale. Con l'innalzarsi dell'entropia del liquido il punto di intersezione tra la curva del liquido e quella del solido si sposta a temperature più basse.

Figura: abbassamento del punto di congelamento: la soluzione ha entropia maggiore dell'acqua pura

Che la soluzione abbia entropia più alta delle due sostanze separate è logico. Abbiamo visto che nel liquido il sale si scioglie perché ha entropia maggiore che non se rimane separato dall'acqua. La stessa cosa avviene per l'acqua. Anche l'acqua ha entropia maggiore se il sale vi si scioglie, perché in questo modo i livelli molecolari dell'acqua si differenziano ed aumenta il numero di microstati.

Analogamente avviene alla temperatura di ebollizione; il sale non passa nel vapore e pertanto l'entropia del gas è quella dell'acqua pura; ma quella della soluzione, che nell'acqua pura arriva ad essere superata da quella del gas a $100{}^{o}C$, qui si mantiene più alta fino a temperature un poco maggiori (innalzamento ebullioscopico).

Possiamo dire che la presenza dell'ospite (il sale) aumenta la possibilità di disperdere l'energia nella fase liquida rispetto alle due fasi solida e gassosa, e pertanto favorisce il liquido rispetto alle altre due fasi in un intervallo più ampio di temperature.