Kokepunktheving Kalkulator | Gratis Online Verktøy

Kalkulator for heving av kokepunkt

En kalkulator for heving av kokepunkt finner ut hvor mye høyere en løsning koker enn det rene løsemiddelet den består av. Den bruker molaliteten til det oppløste stoffet, løsemiddelets ebullioskopiske konstant og antallet partikler hver enhet av det løste stoffet spaltes til i løsningen.

Hva er heving av kokepunkt?

Heving av kokepunkt er økningen i koketemperatur som oppstår når et løst stoff løses i et løsemiddel. Rent vann koker ved 100 °C ved normalt atmosfærisk trykk. Vann med oppløst salt eller sukker koker ved en litt høyere temperatur.

Effekten oppstår fordi oppløste partikler kommer i veien for løsemiddelmolekyler som prøver å unnslippe som damp. Det kreves mer varmeenergi for å koke væsken, så kokepunktet stiger.

Heving av kokepunkt er en kolligativ egenskap. Det betyr at den avhenger av hvor mange partikler av det løste stoffet som finnes i løsningen, ikke av hva slags partikler det er. Et sukkermolekyl og et saltmolekyl hever kokepunktet forskjellig bare fordi salt spaltes til flere partikler når det løses opp, ikke fordi de to stoffene er kjemisk forskjellige på en annen relevant måte.

Slik beregnes heving av kokepunkt

Formelen er:

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

• ΔTb er hevingen av kokepunktet, i °C.
• i er van 't Hoff-faktoren, altså antallet partikler én enhet av det løste stoffet danner når det løses opp.
• Kb er løsemiddelets ebullioskopiske konstant, i °C·kg/mol.
• m er løsningens molalitet: mol løst stoff per kilogram løsemiddel, i mol/kg.

Løsningens nye kokepunkt er løsemiddelets normale kokepunkt pluss denne hevingen:

$T_b(\text{løsning}) = T_b(\text{rent løsemiddel}) + \Delta T_b$

Van 't Hoff-faktoren

Et løst stoff som forblir som hele molekyler i løsningen, for eksempel glukose eller sukrose, har i = 1. En ioneforbindelse som spaltes, for eksempel bordsalt, har en høyere i-verdi fordi hver formelenhet blir til mer enn én partikkel:

• i = 1: ikke-elektrolytter, som glukose og sukrose, som ikke spaltes.
• i = 2: NaCl og KCl, som hver spaltes til to ioner, for eksempel Na⁺ og Cl⁻.
• i = 3: CaCl₂ og Na₂SO₄, som hver spaltes til tre ioner.

Dette er idealverdier som forutsetter fullstendig dissosiasjon. Reelle løsninger, særlig konsentrerte løsninger, dissosierer litt mindre enn dette, så den målte hevingen kan være litt lavere enn det idealformelen forutsier.

Ebullioskopiske konstanter for vanlige løsemidler

Hvert løsemiddel har sin egen ebullioskopiske konstant og sitt eget normale kokepunkt:

Regneeksempel

Eksempel 1: sukker løst i vann

Sukker (sukrose) spaltes ikke til ioner i vann, så i = 1.

• Løsemiddel: vann, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, normalt kokepunkt 100 °C
• Molalitet: 1,5 mol/kg
• Van 't Hoff-faktor: i = 1

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

Løsningen koker ved 100 + 0,768 = 100,768 °C.

Eksempel 2: bordsalt løst i vann

Bordsalt (NaCl) spaltes til et natriumion og et kloridion, så i = 2.

• Løsemiddel: vann, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, normalt kokepunkt 100 °C
• Molalitet: 1,5 mol/kg
• Van 't Hoff-faktor: i = 2

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

Løsningen koker ved 100 + 1,536 = 101,536 °C. Ved samme molalitet hever salt kokepunktet nøyaktig dobbelt så mye som en ikke-elektrolytt ville gjort, fordi hver oppløste enhet danner to partikler i stedet for én.

Slik bruker du kalkulatoren

1. Angi løsningens molalitet, i mol/kg.
2. Angi løsemiddelets ebullioskopiske konstant, eller velg et vanlig løsemiddel fra listen for å fylle den ut automatisk.
3. Angi van 't Hoff-faktoren: 1 for et molekylært løst stoff, 2 for et salt som NaCl, 3 for et salt som CaCl₂.
4. Angi det rene løsemiddelets normale kokepunkt, i °C. Når et løsemiddel velges fra listen, fylles dette også ut, slik at vann gir 100 °C og benzen gir 80,1 °C.
5. Les av hevingen av kokepunktet og løsningens resulterende kokepunkt.

Hvis den ebullioskopiske konstanten eller kokepunktet redigeres manuelt, fjernes løsemiddelet som vises i listen, slik at et navngitt løsemiddel aldri kobles sammen med tallene til et annet løsemiddel. Hvis kokepunktet står tomt, beregnes hevingen likevel, men løsningens kokepunkt kan ikke beregnes uten det.

Hvis molaliteten er null, er hevingen null, og løsningen koker ved løsemiddelets normale kokepunkt. Negative verdier godtas ikke for molalitet, ebullioskopisk konstant eller partikkeltall, siden ingen av dem kan være negative.

Hvorfor heving av kokepunkt er viktig

• Matlaging. Saltvann koker ved en litt høyere temperatur enn rent vann, selv om endringen er for liten til å påvirke tilberedningshastigheten merkbart alene.
• Destillasjon og kjemiteknikk. Kunnskap om hvordan løste stoffer forskyver kokepunkter, hjelper ved utforming av separasjonsprosesser.
• Bestemmelse av molekylmasse. Måling av hevingen av kokepunktet i en løsning med kjent masse av det løste stoffet kan brukes til å anslå stoffets molare masse, en metode som kalles ebullioskopi.
• Frostvæske- og kjølesystemer. Det samme kolligative prinsippet som hever kokepunkter, senker også frysepunkter. Derfor bruker kjølevæskeblandinger oppløste stoffer for å utvide væskens temperaturområde.

Beslektede kolligative egenskaper

Heving av kokepunkt er én av flere kolligative egenskaper:

• Senking av frysepunkt: ΔTf = i × Kf × m, der Kf er den kryoskopiske konstanten. Det er derfor salt strøs på isete veier.
• Senking av damptrykk, beskrevet av Raoults lov.
• Osmotisk trykk, som driver vannbevegelse gjennom membraner i biologiske celler.

Ofte stilte spørsmål

Hva er heving av kokepunkt? Det er økningen i en væskes koketemperatur som oppstår når et løst stoff løses i den. Det er en kolligativ egenskap, så den avhenger av antallet oppløste partikler, ikke av hva de består av.

Hva er formelen for heving av kokepunkt? ΔTb = i × Kb × m, der i er van 't Hoff-faktoren, Kb er løsemiddelets ebullioskopiske konstant, og m er løsningens molalitet.

Hva er van 't Hoff-faktoren? Det er antallet partikler én formelenhet av det løste stoffet danner når den løses opp. Molekylære løste stoffer som sukker har i = 1. Salter som spaltes til ioner, har høyere verdier: i = 2 for NaCl, i = 3 for CaCl₂.

Hvorfor hever salt vannets kokepunkt mer enn sukker gjør? Ved samme molalitet danner NaCl dobbelt så mange oppløste partikler som sukker fordi det spaltes til to ioner. Siden heving av kokepunkt avhenger av antallet partikler, er effekten omtrent dobbelt så stor for salt.

Avhenger heving av kokepunkt av hvilket løst stoff som brukes? Bare gjennom antallet partikler det danner. To forskjellige ikke-elektrolytter med samme molalitet hever kokepunktet like mye.

Kan heving av kokepunkt være negativ? Nei, for et ikke-flyktig løst stoff stiger kokepunktet alltid, det synker aldri. Et løst stoff som selv er flyktig, oppfører seg annerledes og omfattes ikke av denne formelen.