Kookpuntverhogingsberekening | Gratis Online Tool

Rekenmachine voor kookpuntsverhoging

Een rekenmachine voor kookpuntsverhoging berekent hoeveel hoger een oplossing kookt dan het zuivere oplosmiddel waaruit zij bestaat. De rekenmachine gebruikt de molaliteit van de opgeloste stof, de ebullioscopische constante van het oplosmiddel en het aantal deeltjes waarin elke eenheid opgeloste stof in de oplossing uiteenvalt.

Wat is kookpuntsverhoging?

Kookpuntsverhoging is de stijging van de kooktemperatuur die optreedt wanneer een opgeloste stof in een oplosmiddel wordt opgelost. Zuiver water kookt bij 100 °C onder normale atmosferische druk. Water waarin zout of suiker is opgelost, kookt iets hoger.

Dit effect ontstaat doordat opgeloste deeltjes de oplosmiddelmoleculen hinderen die naar de dampfase proberen te ontsnappen. Er is meer thermische energie nodig om de vloeistof te laten koken, waardoor het kookpunt stijgt.

Kookpuntsverhoging is een colligatieve eigenschap. Dat betekent dat zij afhangt van het aantal deeltjes opgeloste stof in de oplossing, niet van de aard van die deeltjes. Een suikermolecuul en een zoutmolecuul verhogen het kookpunt alleen verschillend omdat zout bij het oplossen in meer deeltjes uiteenvalt, niet omdat de twee stoffen op een andere relevante manier chemisch verschillend zijn.

Kookpuntsverhoging berekenen

De formule is:

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

• ΔTb is de kookpuntsverhoging, in °C.
• i is de factor van van 't Hoff, het aantal deeltjes dat één eenheid opgeloste stof bij het oplossen vormt.
• Kb is de ebullioscopische constante van het oplosmiddel, in °C·kg/mol.
• m is de molaliteit van de oplossing: het aantal mol opgeloste stof per kilogram oplosmiddel, in mol/kg.

Het nieuwe kookpunt van de oplossing is het normale kookpunt van het oplosmiddel plus deze verhoging:

$T_b(\text{oplossing}) = T_b(\text{zuiver oplosmiddel}) + \Delta T_b$

De factor van van 't Hoff

Een opgeloste stof die in de oplossing als hele moleculen aanwezig blijft, zoals glucose of sacharose, heeft i = 1. Een ionische verbinding die uiteenvalt, zoals keukenzout, heeft een hogere i omdat elke formule-eenheid in meerdere deeltjes uiteenvalt:

• i = 1: niet-elektrolyten, zoals glucose en sacharose, die niet uiteenvallen.
• i = 2: NaCl en KCl, die elk uiteenvallen in twee ionen, bijvoorbeeld Na⁺ en Cl⁻.
• i = 3: CaCl₂ en Na₂SO₄, die elk uiteenvallen in drie ionen.

Dit zijn ideale waarden waarbij volledige dissociatie wordt aangenomen. Werkelijke oplossingen, vooral geconcentreerde, dissociëren iets minder sterk, waardoor de gemeten kookpuntsverhoging iets lager kan zijn dan de ideale formule voorspelt.

Ebullioscopische constanten van veelgebruikte oplosmiddelen

Elk oplosmiddel heeft zijn eigen ebullioscopische constante en zijn eigen normale kookpunt:

Uitgewerkt voorbeeld

Voorbeeld 1: suiker opgelost in water

Suiker (sacharose) valt in water niet uiteen in ionen, dus i = 1.

• Oplosmiddel: water, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, normaal kookpunt 100 °C
• Molaliteit: 1,5 mol/kg
• Factor van van 't Hoff: i = 1

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

De oplossing kookt bij 100 + 0,768 = 100,768 °C.

Voorbeeld 2: keukenzout opgelost in water

Keukenzout (NaCl) valt uiteen in een natriumion en een chloride-ion, dus i = 2.

• Oplosmiddel: water, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, normaal kookpunt 100 °C
• Molaliteit: 1,5 mol/kg
• Factor van van 't Hoff: i = 2

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

De oplossing kookt bij 100 + 1,536 = 101,536 °C. Bij dezelfde molaliteit verhoogt zout het kookpunt precies tweemaal zoveel als een niet-elektrolyt, omdat elke opgeloste eenheid twee deeltjes vormt in plaats van één.

De calculator gebruiken

1. Voer de molaliteit van de oplossing in, in mol/kg.
2. Voer de ebullioscopische constante van het oplosmiddel in, of kies een veelgebruikt oplosmiddel uit de lijst om deze automatisch in te vullen.
3. Voer de factor van van 't Hoff in: 1 voor een moleculaire opgeloste stof, 2 voor een zout zoals NaCl, 3 voor een zout zoals CaCl₂.
4. Voer het normale kookpunt van het zuivere oplosmiddel in, in °C. Als u een oplosmiddel uit de lijst kiest, wordt dit ook ingevuld; voor water wordt dan 100 °C ingevuld en voor benzeen 80,1 °C.
5. Lees de kookpuntsverhoging en het resulterende kookpunt van de oplossing af.

Als de ebullioscopische constante of het kookpunt handmatig wordt gewijzigd, wordt het in de lijst weergegeven oplosmiddel gewist, zodat een genoemd oplosmiddel nooit aan de waarden van een ander oplosmiddel wordt gekoppeld. Als het kookpunt leeg wordt gelaten, wordt de verhoging nog steeds berekend, maar kan het kookpunt van de oplossing zonder dit gegeven niet worden bepaald.

Als de molaliteit nul is, is de verhoging nul en kookt de oplossing bij het normale kookpunt van het oplosmiddel. Negatieve waarden worden niet geaccepteerd voor de molaliteit, de ebullioscopische constante of het aantal deeltjes, omdat geen van deze waarden negatief kan zijn.

Waarom kookpuntsverhoging van belang is

• Koken. Gezouten water kookt iets hoger dan ongezouten water, hoewel dit verschil op zichzelf te klein is om de snelheid van het kookproces merkbaar te beïnvloeden.
• Destillatie en chemische technologie. Kennis van de invloed van opgeloste stoffen op kookpunten helpt bij het ontwerpen van scheidingsprocessen.
• Bepaling van de molecuulmassa. Door de kookpuntsverhoging van een oplossing met een bekende massa opgeloste stof te meten, kan de molaire massa van de opgeloste stof worden geschat; deze methode heet ebullioscopie.
• Antivries- en koelmiddelsystemen. Hetzelfde colligatieve principe dat kookpunten verhoogt, verlaagt ook vriespunten. Daarom bevatten koelmiddelmengsels opgeloste stoffen om het vloeistofbereik van de vloeistof te vergroten.

Verwante colligatieve eigenschappen

Kookpuntsverhoging is een van verschillende colligatieve eigenschappen:

• Vriespuntsdaling: ΔTf = i × Kf × m, waarbij Kf de cryoscopische constante is. Daarom wordt zout op bevroren wegen gestrooid.
• Daling van de dampdruk, beschreven door de wet van Raoult.
• Osmotische druk, die de verplaatsing van water door membranen in biologische cellen aandrijft.

Veelgestelde vragen

Wat is kookpuntsverhoging? Het is de stijging van de kooktemperatuur van een vloeistof die optreedt wanneer daarin een opgeloste stof wordt opgelost. Het is een colligatieve eigenschap en hangt dus af van het aantal opgeloste deeltjes, niet van waaruit die bestaan.

Wat is de formule voor kookpuntsverhoging? ΔTb = i × Kb × m, waarbij i de factor van van 't Hoff is, Kb de ebullioscopische constante van het oplosmiddel en m de molaliteit van de oplossing.

Wat is de factor van van 't Hoff? Dit is het aantal deeltjes dat één formule-eenheid opgeloste stof bij het oplossen vormt. Moleculaire opgeloste stoffen zoals suiker hebben i = 1. Zouten die in ionen uiteenvallen hebben hogere waarden: i = 2 voor NaCl, i = 3 voor CaCl₂.

Waarom verhoogt zout het kookpunt van water sterker dan suiker? Bij dezelfde molaliteit vormt NaCl tweemaal zoveel opgeloste deeltjes als suiker, omdat het in twee ionen uiteenvalt. Omdat kookpuntsverhoging afhangt van het aantal deeltjes, is het effect van zout ongeveer tweemaal zo groot.

Hangt kookpuntsverhoging af van de gebruikte opgeloste stof? Alleen via het aantal deeltjes dat zij vormt. Twee verschillende niet-elektrolyten met dezelfde molaliteit verhogen het kookpunt met dezelfde hoeveelheid.

Kan kookpuntsverhoging negatief zijn? Nee, voor een niet-vluchtige opgeloste stof stijgt het kookpunt altijd en daalt het nooit. Een opgeloste stof die zelf vluchtig is, gedraagt zich anders en valt niet onder deze formule.