Elevación del punto de ebullición - Boiling-point elevation

La elevación del punto de ebullición describe el fenómeno de que el punto de ebullición de un líquido (un solvente ) será más alto cuando se agrega otro compuesto, lo que significa que una solución tiene un punto de ebullición más alto que un solvente puro. Esto sucede siempre que se añade un soluto no volátil, como una sal, a un disolvente puro, como el agua. El punto de ebullición se puede medir con precisión utilizando un ebullioscopio .

Explicación

El cambio en el potencial químico de un solvente cuando se agrega un soluto explica por qué se produce la elevación del punto de ebullición.

La elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa , lo que significa que depende de la presencia de partículas disueltas y su número, pero no de su identidad. Es un efecto de la dilución del solvente en presencia de un soluto. Es un fenómeno que ocurre para todos los solutos en todas las soluciones, incluso en las soluciones ideales, y no depende de ninguna interacción específica soluto-solvente. La elevación del punto de ebullición ocurre tanto cuando el soluto es un electrolito , como varias sales, como un no electrolito . En términos termodinámicos , el origen de la elevación del punto de ebullición es entrópico y puede explicarse en términos de la presión de vapor o el potencial químico del disolvente. En ambos casos, la explicación depende del hecho de que muchos solutos solo están presentes en la fase líquida y no entran en la fase gaseosa (excepto a temperaturas extremadamente altas).

Expresado en términos de presión de vapor, un líquido hierve a la temperatura en la que su presión de vapor es igual a la presión circundante. Para el solvente, la presencia del soluto disminuye su presión de vapor por dilución. Un soluto no volátil tiene una presión de vapor de cero, por lo que la presión de vapor de la solución es menor que la presión de vapor del solvente. Por lo tanto, se necesita una temperatura más alta para que la presión de vapor alcance la presión circundante y el punto de ebullición se eleva.

En términos de potencial químico, en el punto de ebullición, la fase líquida y la fase gaseosa (o vapor) tienen el mismo potencial químico (o presión de vapor), lo que significa que son energéticamente equivalentes. El potencial químico depende de la temperatura y, a otras temperaturas, la fase líquida o gaseosa tiene un potencial químico más bajo y es más favorable energéticamente que la otra fase. Esto significa que cuando se agrega un soluto no volátil, el potencial químico del solvente en la fase líquida disminuye por dilución, pero el potencial químico del solvente en la fase gaseosa no se ve afectado. Esto significa a su vez que el equilibrio entre la fase líquida y gaseosa se establece a otra temperatura para una solución que la de un líquido puro, es decir, el punto de ebullición se eleva.

El fenómeno de la depresión del punto de congelación es análogo a la elevación del punto de ebullición. Sin embargo, la magnitud de la depresión del punto de congelación es mayor que la elevación del punto de ebullición para el mismo disolvente y la misma concentración de un soluto. Debido a estos dos fenómenos, el rango de líquido de un solvente aumenta en presencia de un soluto.

La ecuación para cálculos a concentración diluida

La extensión de la elevación del punto de ebullición se puede calcular aplicando la relación de Clausius-Clapeyron y la ley de Raoult junto con el supuesto de la no volatilidad del soluto. El resultado es que en soluciones ideales diluidas, el grado de elevación del punto de ebullición es directamente proporcional a la concentración molal (cantidad de sustancia por masa) de la solución de acuerdo con la ecuación:

Δ T _b = K _b · b _B

donde la elevación del punto de ebullición, se define como T _{b (solución)} - T _{b (disolvente puro)} .

• K _b , la constante ebulloscópica , que depende de las propiedades del disolvente. Se puede calcular como K _b = RT _b ² M / ΔH _v , donde R es la constante del gas y T _b es la temperatura de ebullición del solvente puro [en K], M es la masa molar del solvente y ΔH _v es el calor de vaporización por mol de disolvente.
• b _B es la molalidad de la solución, calculada teniendo en cuenta la disociación , ya que la elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa, que depende del número de partículas en la solución. Esto se hace más fácilmente usando el factor de van 't Hoff i como b _B = b _soluto · i . El factor i explica el número de partículas individuales (típicamente iones) formadas por un compuesto en solución. Ejemplos:
  • i = 1 para azúcar en agua
  • i = 1.9 para cloruro de sodio en agua, debido a la disociación casi completa de NaCl en Na ⁺ y Cl ^- (a menudo simplificado como 2)
  • i = 2,3 para el cloruro de calcio en agua, debido a la disociación casi completa de CaCl ₂ en Ca ²⁺ y 2Cl ^- (a menudo simplificado como 3)

Los factores i no enteros son el resultado de pares de iones en solución, que reducen el número efectivo de partículas en la solución.

Ecuación después de incluir el factor de van 't Hoff

Δ T _b = K _b · b _soluto · i

A altas concentraciones, la fórmula anterior es menos precisa debido a la no idealidad de la solución. Si el soluto también es volátil, uno de los supuestos clave utilizados para derivar la fórmula no es cierto, ya que derivó para soluciones de solutos no volátiles en un solvente volátil. En el caso de los solutos volátiles es más relevante hablar de una mezcla de compuestos volátiles y el efecto del soluto sobre el punto de ebullición debe determinarse a partir del diagrama de fases de la mezcla. En tales casos, la mezcla a veces puede tener un punto de ebullición menor que cualquiera de los componentes puros; una mezcla con un punto de ebullición mínimo es un tipo de azeótropo .

Constantes ebulloscópicas

Valores de las constantes ebulloscópicas K _b para disolventes seleccionados:

Usos

Junto con la fórmula anterior, la elevación del punto de ebullición se puede utilizar en principio para medir el grado de disociación o la masa molar del soluto. Este tipo de medición se llama ebulloscopia (en griego, "visión de ebullición"). Sin embargo, puesto sobrecalentamiento es difícil de evitar, precisas ? T _b mediciones son difíciles de llevar a cabo, que fue superada en parte por la invención del termómetro Beckmann . Además, la constante crioscópica que determina la depresión del punto de congelación es mayor que la constante ebulloscópica, y dado que el punto de congelación es a menudo más fácil de medir con precisión, es más común utilizar la crioscopia .

Ver también

• Propiedades coligativas
• Depresión del punto de congelación
• Regla de Dühring
• Lista de información sobre ebullición y congelación de disolventes.

Referencias