Calculador d'Elevació del Punt d'Ebullició | Eina en Línia Gratuïta

Calculadora de l’elevació del punt d’ebullició

Una calculadora de l’elevació del punt d’ebullició determina quant més alta és la temperatura d’ebullició d’una dissolució que la del dissolvent pur a partir del qual està formada. Utilitza la molalitat de la substància dissolta, la constant ebullioscòpica del dissolvent i el nombre de partícules en què es descompon cada unitat de solut en dissolució.

Què és l’elevació del punt d’ebullició?

L’elevació del punt d’ebullició és l’augment de la temperatura d’ebullició que es produeix quan es dissol un solut en un dissolvent. L’aigua pura bull a 100 °C a pressió atmosfèrica normal. L’aigua amb sal o sucre dissolt bull a una temperatura lleugerament més alta.

L’efecte es produeix perquè les partícules dissoltes dificulten que les molècules del dissolvent escapen en forma de vapor. Cal més energia tèrmica per fer bullir el líquid i, per tant, el punt d’ebullició augmenta.

L’elevació del punt d’ebullició és una propietat col·ligativa. Això vol dir que depèn del nombre de partícules de solut presents en la dissolució, no de la naturalesa d’aquestes partícules. Una molècula de sucre i una molècula de sal eleven el punt d’ebullició en una proporció diferent només perquè la sal es divideix en més partícules quan es dissol, no perquè les dues substàncies siguin químicament diferents d’una altra manera rellevant.

Com es calcula l’elevació del punt d’ebullició

La fórmula és:

$\Delta T_b = i \times K_b \times m$

• ΔTb és l’elevació del punt d’ebullició, en °C.
• i és el factor de van ’t Hoff, el nombre de partícules que produeix una unitat de solut quan es dissol.
• Kb és la constant ebullioscòpica del dissolvent, en °C·kg/mol.
• m és la molalitat de la dissolució: els mols de solut per quilogram de dissolvent, en mol/kg.

El nou punt d’ebullició de la dissolució és el punt d’ebullició normal del dissolvent més aquesta elevació:

$T_b(\text{dissolució}) = T_b(\text{dissolvent pur}) + \Delta T_b$

El factor de van ’t Hoff

Un solut que es manté en forma de molècules senceres en dissolució, com la glucosa o la sacarosa, té i = 1. Un compost iònic que es dissocia, com la sal de cuina, té un valor d’i més alt perquè cada unitat de fórmula es converteix en més d’una partícula:

• i = 1: no electròlits, com la glucosa i la sacarosa, que no es dissocien.
• i = 2: NaCl i KCl, que es dissocien, cadascun, en dos ions (per exemple, Na⁺ i Cl⁻).
• i = 3: CaCl₂ i Na₂SO₄, que es dissocien, cadascun, en tres ions.

Són valors ideals que pressuposen una dissociació completa. Les dissolucions reals, especialment les concentrades, es dissocien una mica menys, de manera que l’elevació mesurada pot ser lleugerament inferior a la que prediu la fórmula ideal.

Constants ebullioscòpiques dels dissolvents habituals

Cada dissolvent té la seva pròpia constant ebullioscòpica i el seu propi punt d’ebullició normal:

Exemple resolt

Exemple 1: sucre dissolt en aigua

El sucre (sacarosa) no es dissocia en ions en l’aigua, de manera que i = 1.

• Dissolvent: aigua, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, punt d’ebullició normal 100 °C
• Molalitat: 1,5 mol/kg
• Factor de van ’t Hoff: i = 1

$\Delta T_b = 1 \times 0.512 \times 1.5 = 0.768\ °C$

La dissolució bull a 100 + 0,768 = 100,768 °C.

Exemple 2: sal de cuina dissolta en aigua

La sal de cuina (NaCl) es dissocia en un ió de sodi i un ió de clorur, de manera que i = 2.

• Dissolvent: aigua, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, punt d’ebullició normal 100 °C
• Molalitat: 1,5 mol/kg
• Factor de van ’t Hoff: i = 2

$\Delta T_b = 2 \times 0.512 \times 1.5 = 1.536\ °C$

La dissolució bull a 100 + 1,536 = 101,536 °C. A aquesta mateixa molalitat, la sal eleva el punt d’ebullició exactament el doble que un no electròlit, perquè cada unitat dissolta produeix dues partícules en lloc d’una.

Com s’utilitza la calculadora

1. Introduïu la molalitat de la dissolució, en mol/kg.
2. Introduïu la constant ebullioscòpica del dissolvent o trieu un dissolvent habitual de la llista perquè s’empleni automàticament.
3. Introduïu el factor de van ’t Hoff: 1 per a un solut molecular, 2 per a una sal com el NaCl, 3 per a una sal com CaCl₂.
4. Introduïu el punt d’ebullició normal del dissolvent pur, en °C. Si trieu un dissolvent de la llista, aquest valor també s’emplena; per tant, per a l’aigua apareix 100 °C i per al benzè, 80,1 °C.
5. Llegiu l’elevació del punt d’ebullició i el punt d’ebullició resultant de la dissolució.

Si s’edita manualment la constant ebullioscòpica o el punt d’ebullició, el dissolvent que apareix a la llista queda desmarcat, de manera que un dissolvent amb nom no es combina mai amb els valors d’un altre dissolvent. Si es deixa en blanc el punt d’ebullició, encara es mostra l’elevació, però no es pot calcular el punt d’ebullició de la dissolució.

Si la molalitat és zero, l’elevació és zero i la dissolució bull al punt d’ebullició normal del dissolvent. No s’accepten valors negatius per a la molalitat, la constant ebullioscòpica o el nombre de partícules, perquè cap d’aquests valors pot ser negatiu.

Per què és important l’elevació del punt d’ebullició

• Cuina. L’aigua salada bull a una temperatura lleugerament més alta que l’aigua sense sal, tot i que el canvi és massa petit per afectar perceptiblement la velocitat de cocció per si sol.
• Destil·lació i enginyeria química. Conèixer com els soluts desplacen els punts d’ebullició ajuda a dissenyar processos de separació.
• Determinació de la massa molecular. Mesurar l’elevació del punt d’ebullició d’una dissolució amb una massa de solut coneguda es pot utilitzar per estimar la massa molar del solut, mitjançant un mètode anomenat ebullioscòpia.
• Sistemes anticongelants i de refrigeració. El mateix principi col·ligatiu que eleva els punts d’ebullició també redueix els punts de congelació; per això les mescles refrigerants utilitzen soluts dissolts per ampliar l’interval de temperatures en què el fluid es manté líquid.

Propietats col·ligatives relacionades

L’elevació del punt d’ebullició és una de diverses propietats col·ligatives:

• Descens del punt de congelació: ΔTf = i × Kf × m, on Kf és la constant crioscòpica. Per això s’escampa sal sobre les carreteres glaçades.
• Descens de la pressió de vapor, descrit per la llei de Raoult.
• Pressió osmòtica, que impulsa el moviment de l’aigua a través de les membranes de les cèl·lules biològiques.

Preguntes més freqüents

Què és l’elevació del punt d’ebullició? És l’augment de la temperatura d’ebullició d’un líquid que es produeix quan s’hi dissol un solut. És una propietat col·ligativa, de manera que depèn del nombre de partícules dissoltes i no de la seva composició.

Quina és la fórmula de l’elevació del punt d’ebullició? ΔTb = i × Kb × m, on i és el factor de van ’t Hoff, Kb és la constant ebullioscòpica del dissolvent i m és la molalitat de la dissolució.

Què és el factor de van ’t Hoff? És el nombre de partícules que produeix una unitat de fórmula de solut quan es dissol. Els soluts moleculars com el sucre tenen i = 1. Les sals que es dissocien en ions tenen valors més alts: i = 2 per al NaCl i i = 3 per a CaCl₂.

Per què la sal eleva més el punt d’ebullició de l’aigua que el sucre? A la mateixa molalitat, el NaCl produeix el doble de partícules dissoltes que el sucre perquè es dissocia en dos ions. Com que l’elevació del punt d’ebullició depèn del nombre de partícules, l’efecte de la sal és aproximadament el doble.

L’elevació del punt d’ebullició depèn del solut utilitzat? Només depèn del nombre de partícules que produeix. Dos no electròlits diferents amb la mateixa molalitat eleven el punt d’ebullició en la mateixa mesura.

L’elevació del punt d’ebullició pot ser negativa? No; per a un solut no volàtil, el punt d’ebullició sempre augmenta, mai no disminueix. Un solut que també és volàtil es comporta d’una altra manera i aquesta fórmula no el contempla.