Calculadora de Elevación del Punto de Ebullición | Herramienta Online Gratuita

Calculadora de elevación del punto de ebullición

Una calculadora de elevación del punto de ebullición determina cuánto más alta es la temperatura de ebullición de una disolución que la del disolvente puro del que está hecha. Utiliza la molalidad de la sustancia disuelta, la constante ebulloscópica del disolvente y el número de partículas en que se divide cada unidad de soluto en la disolución.

¿Qué es la elevación del punto de ebullición?

La elevación del punto de ebullición es el aumento de la temperatura de ebullición que ocurre cuando se disuelve un soluto en un disolvente. El agua pura hierve a 100 °C a presión atmosférica normal. El agua con sal o azúcar disuelta hierve a una temperatura ligeramente mayor.

El efecto ocurre porque las partículas disueltas dificultan que las moléculas del disolvente escapen al vapor. Se necesita más energía térmica para hervir el líquido, por lo que aumenta el punto de ebullición.

La elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa. Esto significa que depende del número de partículas de soluto presentes en la disolución, no de la naturaleza de esas partículas. Una molécula de azúcar y una molécula de sal elevan el punto de ebullición de manera diferente únicamente porque la sal se separa en más partículas al disolverse, no porque las dos sustancias sean químicamente diferentes de alguna otra manera relevante.

Cómo calcular la elevación del punto de ebullición

La fórmula es:

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

• ΔTb es la elevación del punto de ebullición, en °C.
• i es el factor de van 't Hoff, es decir, el número de partículas que produce una unidad de soluto al disolverse.
• Kb es la constante ebulloscópica del disolvente, en °C·kg/mol.
• m es la molalidad de la disolución: moles de soluto por kilogramo de disolvente, en mol/kg.

El nuevo punto de ebullición de la disolución es el punto de ebullición normal del disolvente más esta elevación:

$T_b(\text{disolución}) = T_b(\text{disolvente puro}) + \Delta T_b$

El factor de van 't Hoff

Un soluto que permanece como moléculas enteras en la disolución, como la glucosa o la sacarosa, tiene i = 1. Un compuesto iónico que se separa, como la sal de mesa, tiene un valor de i mayor porque cada unidad fórmula se convierte en más de una partícula:

• i = 1: no electrolitos, como la glucosa y la sacarosa, que no se separan.
• i = 2: NaCl y KCl, cada uno se separa en dos iones (por ejemplo, Na⁺ y Cl⁻).
• i = 3: CaCl₂ y Na₂SO₄, cada uno se separa en tres iones.

Estos son valores ideales que suponen una disociación completa. Las disoluciones reales, especialmente las concentradas, se disocian un poco menos, por lo que la elevación medida puede ser ligeramente menor que la prevista por la fórmula ideal.

Constantes ebulloscópicas de disolventes comunes

Cada disolvente tiene su propia constante ebulloscópica y su propio punto de ebullición normal:

Ejemplo resuelto

Ejemplo 1: azúcar disuelto en agua

El azúcar (sacarosa) no se separa en iones en el agua, por lo que i = 1.

• Disolvente: agua, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, punto de ebullición normal 100 °C
• Molalidad: 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 disolución hierve a 100 + 0,768 = 100,768 °C.

Ejemplo 2: sal de mesa disuelta en agua

La sal de mesa (NaCl) se separa en un ion sodio y un ion cloruro, por lo que i = 2.

• Disolvente: agua, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, punto de ebullición normal 100 °C
• Molalidad: 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 disolución hierve a 100 + 1,536 = 101,536 °C. Con esta misma molalidad, la sal eleva el punto de ebullición exactamente el doble que un no electrolito, porque cada unidad disuelta produce dos partículas en lugar de una.

Cómo utilizar la calculadora

1. Introduzca la molalidad de la disolución, en mol/kg.
2. Introduzca la constante ebulloscópica del disolvente o seleccione un disolvente común de la lista para rellenarla automáticamente.
3. Introduzca el factor de van 't Hoff: 1 para un soluto molecular, 2 para una sal como el NaCl, 3 para una sal como CaCl₂.
4. Introduzca el punto de ebullición normal del disolvente puro, en °C. Seleccionar un disolvente de la lista también completa este valor; para el agua, da 100 °C, y para el benceno, 80,1 °C.
5. Consulte la elevación del punto de ebullición y el punto de ebullición resultante de la disolución.

Editar manualmente la constante ebulloscópica o el punto de ebullición borra el disolvente mostrado en la lista, de modo que un disolvente identificado por su nombre nunca quede asociado con los valores de otro disolvente. Dejar en blanco el punto de ebullición aún proporciona la elevación, pero el punto de ebullición de la disolución no puede calcularse sin ese dato.

Si la molalidad es cero, la elevación es cero y la disolución hierve al punto de ebullición normal del disolvente. No se aceptan valores negativos para la molalidad, la constante ebulloscópica ni el número de partículas, ya que ninguno de ellos puede ser negativo.

Por qué es importante la elevación del punto de ebullición

• Cocina. El agua con sal hierve a una temperatura ligeramente mayor que el agua sin sal, aunque el cambio es demasiado pequeño para afectar perceptiblemente por sí solo a la velocidad de cocción.
• Destilación e ingeniería química. Conocer cómo los solutos desplazan los puntos de ebullición ayuda a diseñar procesos de separación.
• Determinación de la masa molar. Medir la elevación del punto de ebullición de una disolución con una masa conocida de soluto permite estimar la masa molar del soluto; este método se denomina ebullioscopía.
• Anticongelantes y sistemas de refrigeración. El mismo principio coligativo que eleva los puntos de ebullición también reduce los puntos de congelación, por lo que las mezclas refrigerantes utilizan solutos disueltos para ampliar el intervalo líquido del fluido.

Propiedades coligativas relacionadas

La elevación del punto de ebullición es una de varias propiedades coligativas:

• Descenso del punto de congelación: ΔTf = i × Kf × m, donde Kf es la constante crioscópica. Por eso se esparce sal en las carreteras heladas.
• Descenso de la presión de vapor, descrito por la ley de Raoult.
• Presión osmótica, que impulsa el movimiento del agua a través de las membranas de las células biológicas.

Preguntas frecuentes

¿Qué es la elevación del punto de ebullición? Es el aumento de la temperatura de ebullición de un líquido que ocurre cuando se disuelve un soluto en él. Es una propiedad coligativa, por lo que depende del número de partículas disueltas y no de su composición.

¿Cuál es la fórmula de la elevación del punto de ebullición? ΔTb = i × Kb × m, donde i es el factor de van 't Hoff, Kb es la constante ebulloscópica del disolvente y m es la molalidad de la disolución.

¿Qué es el factor de van 't Hoff? Es el número de partículas que produce una unidad fórmula de soluto al disolverse. Los solutos moleculares, como el azúcar, tienen i = 1. Las sales que se separan en iones tienen valores mayores: i = 2 para el NaCl e i = 3 para CaCl₂.

¿Por qué la sal eleva más el punto de ebullición del agua que el azúcar? Con la misma molalidad, el NaCl produce el doble de partículas disueltas que el azúcar porque se separa en dos iones. Como la elevación del punto de ebullición depende del número de partículas, el efecto de la sal es aproximadamente el doble.

¿Depende la elevación del punto de ebullición del soluto utilizado? Solo depende del número de partículas que produce. Dos no electrolitos diferentes con la misma molalidad elevan el punto de ebullición en la misma medida.

¿Puede ser negativa la elevación del punto de ebullición? No; para un soluto no volátil, el punto de ebullición siempre aumenta, nunca disminuye. Un soluto que también es volátil se comporta de otra manera y no está contemplado en esta fórmula.