Elevación del punto de ebullición

La elevación del punto de ebullición es el fenómeno por el cual el punto de ebullición de un líquido (un disolvente ) será más alto cuando se añade otro compuesto, lo que significa que una solución tiene un punto de ebullición más alto que un disolvente 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 .

La elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa , lo que significa que depende de la presencia de partículas disueltas y de su número, pero no de su identidad. Es un efecto de la dilución del disolvente en presencia de un soluto. Es un fenómeno que ocurre para todos los solutos en todas las soluciones, incluso en soluciones ideales, y no depende de ninguna interacción soluto-disolvente específica. 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 pasan a 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. En el caso del disolvente, 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 disolvente. Por lo tanto, se necesita una temperatura más alta para que la presión de vapor alcance la presión circundante y se eleva el punto de ebullición.

Expresado 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, tanto la fase líquida como la fase gaseosa tienen un potencial químico menor y son más favorables 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 la fase gaseosa se establece a una temperatura diferente para una solución que para un líquido puro, es decir, el punto de ebullición se eleva. ^[1]

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

La magnitud 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, la magnitud de la elevación del punto de ebullición es directamente proporcional a la concentración molar (cantidad de sustancia por masa) de la solución según la ecuación: ^[1]

Δ Tb = Kb · bc_​​​

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 de los gases y T _b es la temperatura de ebullición del disolvente puro [en K], M es la masa molar del disolvente y ΔH _v es el calor de vaporización por mol del disolvente.
• b _c es la molalidad coligativa , 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 solución. Esto se hace más fácilmente utilizando el factor de van 't Hoff i como b c ₌ b soluto _· i , donde b _soluto es la molalidad de la solución. ^[2] El factor i representa el número de partículas individuales (normalmente 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 resultan 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

En concentraciones altas, la fórmula anterior es menos precisa debido a la no idealidad de la solución. Si el soluto también es volátil, una de las suposiciones clave utilizadas para derivar la fórmula no es cierta, ya que se derivó para soluciones de solutos no volátiles en un solvente volátil. En el caso de solutos volátiles, es más relevante hablar de una mezcla de compuestos volátiles y el efecto del soluto en 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 que es menor que cualquiera de los componentes puros; una mezcla con un punto de ebullición mínimo es un tipo de azeótropo .

Valores de las constantes ebulloscópicas K _b para disolventes seleccionados: ^[3]

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 ebullioscopia ( del latín al griego "observación de la ebullición"). Sin embargo, dado que el sobrecalentamiento es difícil de evitar, las mediciones precisas de ΔT _b son difíciles de realizar, ^[1] lo que se superó en parte con la invención del termómetro de Beckmann . Además, la constante crioscópica que determina la depresión del punto de congelación es mayor que la constante ebullioscópica y, dado que el punto de congelación suele ser más fácil de medir con precisión, es más común utilizar la crioscopia .

• Propiedades coligativas
• Depresión del punto de congelación
• La regla de Dühring
• Lista de información sobre ebullición y congelación de disolventes