Kokpunktshöjning Kalkylator | Gratis Online Verktyg

Beräknare för kokpunktshöjning

En beräknare för kokpunktshöjning visar hur mycket högre en lösning kokar än det rena lösningsmedel som den består av. Den använder det lösta ämnets molalitet, lösningsmedlets ebullioskopiska konstant och antalet partiklar som varje enhet av det lösta ämnet bildar i lösningen.

Vad är kokpunktshöjning?

Kokpunktshöjning är den ökning av koktemperaturen som uppstår när ett löst ämne löses i ett lösningsmedel. Rent vatten kokar vid 100 °C vid normalt atmosfärstryck. Vatten med löst salt eller socker kokar vid en något högre temperatur.

Effekten uppstår eftersom lösta partiklar hindrar lösningsmedelsmolekyler från att lämna vätskan och övergå till ånga. Det krävs mer värmeenergi för att koka vätskan, så kokpunkten stiger.

Kokpunktshöjning är en kolligativ egenskap. Det innebär att den beror på hur många partiklar av det lösta ämnet som finns i lösningen, inte på vad partiklarna består av. En sockermolekyl och en saltmolekyl höjer kokpunkten olika mycket endast eftersom salt delas upp i fler partiklar när det löses, inte eftersom ämnena på något annat relevant sätt är kemiskt olika.

Så beräknas kokpunktshöjning

Formeln är:

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

• ΔTb är kokpunktshöjningen, i °C.
• i är van 't Hoff-faktorn, det antal partiklar som en enhet av det lösta ämnet bildar när den löses.
• Kb är lösningsmedlets ebullioskopiska konstant, i °C·kg/mol.
• m är lösningens molalitet: substansmängden löst ämne per kilogram lösningsmedel, i mol/kg.

Lösningens nya kokpunkt är lösningsmedlets normala kokpunkt plus denna höjning:

$T_b(\text{lösning}) = T_b(\text{rent lösningsmedel}) + \Delta T_b$

van 't Hoff-faktorn

Ett löst ämne som förblir i form av hela molekyler i lösningen, till exempel glukos eller sackaros, har i = 1. En jonförening som delar upp sig, till exempel koksalt, har ett högre i eftersom varje formelenhet blir mer än en partikel:

• i = 1: icke-elektrolyter, till exempel glukos och sackaros, som inte delar upp sig.
• i = 2: NaCl och KCl, som vardera delas upp i två joner, till exempel Na⁺ och Cl⁻.
• i = 3: CaCl₂ och Na₂SO₄, som vardera delas upp i tre joner.

Detta är idealvärden som förutsätter fullständig dissociation. I verkliga lösningar, särskilt koncentrerade sådana, är dissociationen något mindre, så den uppmätta höjningen kan vara något lägre än vad idealformeln förutsäger.

Ebullioskopiska konstanter för vanliga lösningsmedel

Varje lösningsmedel har sin egen ebullioskopiska konstant och sin egen normala kokpunkt:

Räkneexempel

Exempel 1: socker upplöst i vatten

Socker (sackaros) delas inte upp i joner i vatten, så i = 1.

• Lösningsmedel: vatten, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, normal kokpunkt 100 °C
• Molalitet: 1,5 mol/kg
• van 't Hoff-faktor: i = 1

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

Lösningen kokar vid 100 + 0,768 = 100,768 °C.

Exempel 2: koksalt löst i vatten

Koksalt (NaCl) delas upp i en natriumjon och en kloridjon, så i = 2.

• Lösningsmedel: vatten, $K_b$ = 0,512 °C·kg/mol, normal kokpunkt 100 °C
• Molalitet: 1,5 mol/kg
• van 't Hoff-faktor: i = 2

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

Lösningen kokar vid 100 + 1,536 = 101,536 °C. Vid samma molalitet höjer salt kokpunkten exakt dubbelt så mycket som en icke-elektrolyt skulle göra, eftersom varje löst enhet bildar två partiklar i stället för en.

Så använder du kalkylatorn

1. Ange lösningens molalitet, i mol/kg.
2. Ange lösningsmedlets ebullioskopiska konstant eller välj ett vanligt lösningsmedel i listan så fylls värdet i automatiskt.
3. Ange van 't Hoff-faktorn: 1 för ett molekylärt löst ämne, 2 för ett salt som NaCl, 3 för ett salt som CaCl₂.
4. Ange det rena lösningsmedlets normala kokpunkt, i °C. Om ett lösningsmedel väljs i listan fylls detta också i, så vatten ger 100 °C och bensen ger 80,1 °C.
5. Läs av kokpunktshöjningen och lösningens resulterande kokpunkt.

Om den ebullioskopiska konstanten eller kokpunkten redigeras manuellt tas lösningsmedlet som visas i listan bort, så att ett namngivet lösningsmedel aldrig kopplas ihop med ett annat lösningsmedels värden. Om kokpunkten lämnas tom beräknas fortfarande höjningen, men lösningens kokpunkt kan inte beräknas utan den.

Om molaliteten är noll är höjningen noll och lösningen kokar vid lösningsmedlets normala kokpunkt. Negativa värden godtas inte för molalitet, ebullioskopisk konstant eller partikelantal, eftersom inget av dessa kan vara negativt.

Varför kokpunktshöjning är viktig

• Matlagning. Saltat vatten kokar vid en något högre temperatur än vanligt vatten, även om förändringen är för liten för att på egen hand märkbart påverka tillagningshastigheten.
• Destillation och kemiteknik. Kunskap om hur lösta ämnen förändrar kokpunkter hjälper vid utformningen av separationsprocesser.
• Bestämning av molekylmassa. Genom att mäta kokpunktshöjningen hos en lösning med en känd mängd löst ämne kan man uppskatta det lösta ämnets molmassa, med en metod som kallas ebullioskopi.
• Frostskydds- och kylsystem. Samma kolligativa princip som höjer kokpunkter sänker också fryspunkter, vilket är anledningen till att kylvätskeblandningar använder lösta ämnen för att utvidga vätskans temperaturområde.

Relaterade kolligativa egenskaper

Kokpunktshöjning är en av flera kolligativa egenskaper:

• Fryspunktssänkning: ΔTf = i × Kf × m, där Kf är den kryoskopiska konstanten. Det är därför salt sprids på isiga vägar.
• Sänkning av ångtrycket, som beskrivs av Raoults lag.
• Osmotiskt tryck, som driver vatten genom membran i biologiska celler.

Vanliga frågor och svar

Vad är kokpunktshöjning? Det är den ökning av en vätskas koktemperatur som uppstår när ett löst ämne löses i den. Det är en kolligativ egenskap, så den beror på antalet lösta partiklar snarare än på vad de består av.

Vilken är formeln för kokpunktshöjning? ΔTb = i × Kb × m, där i är van 't Hoff-faktorn, Kb är lösningsmedlets ebullioskopiska konstant och m är lösningens molalitet.

Vad är van 't Hoff-faktorn? Det är det antal partiklar som en formelenhet av det lösta ämnet bildar när den löses. Molekylära lösta ämnen som socker har i = 1. Salter som delas upp i joner har högre värden: i = 2 för NaCl, i = 3 för CaCl₂.

Varför höjer salt vattnets kokpunkt mer än socker? Vid samma molalitet bildar NaCl dubbelt så många lösta partiklar som socker eftersom det delas upp i två joner. Eftersom kokpunktshöjningen beror på antalet partiklar är saltets effekt ungefär dubbelt så stor.

Beror kokpunktshöjningen på vilket löst ämne som används? Endast genom det antal partiklar som ämnet bildar. Två olika icke-elektrolyter med samma molalitet höjer kokpunkten lika mycket.

Kan kokpunktshöjning vara negativ? Nej, för ett icke-flyktigt löst ämne stiger kokpunkten alltid och sjunker aldrig. Ett löst ämne som självt är flyktigt beter sig annorlunda och omfattas inte av denna formel.