Ανύψωση Σημείου Βρασμού- Ορισμός και Παράδειγμα
Υψόμετρο σημείου βρασμού είναι η αύξηση του σημείου βρασμού ενός διαλύτη με τη διάλυση μιας μη πτητικής διαλυμένης ουσίας σε αυτόν. Για παράδειγμα, η διάλυση αλατιού στο νερό αυξάνει το σημείο βρασμού του νερού έτσι ώστε να είναι υψηλότερο από 100 °C. Όπως η κατάθλιψη του σημείου πήξης και η οσμωτική πίεση, η ανύψωση του σημείου βρασμού είναι μια συλλογική ιδιότητα της ύλης. Με άλλα λόγια, το αποτέλεσμα εξαρτάται από το πόσα σωματίδια διαλυμένης ουσίας διαλύονται στον διαλύτη και όχι από τη φύση της διαλυμένης ουσίας.
Πώς λειτουργεί το υψόμετρο του σημείου βρασμού
Η διάλυση μιας διαλυμένης ουσίας σε έναν διαλύτη μειώνει την τάση ατμών πάνω από τον διαλύτη. Ο βρασμός συμβαίνει όταν η τάση ατμών του υγρού ισούται με την τάση ατμών του αέρα πάνω από αυτό. Έτσι, χρειάζεται περισσότερη θερμότητα για να δώσει στα μόρια αρκετή ενέργεια για να μεταβούν από την υγρή στην αέρια φάση. Με άλλα λόγια, ο βρασμός γίνεται σε υψηλότερη θερμοκρασία.
Ο λόγος Αυτό συμβαίνει επειδή τα σωματίδια της διαλυμένης ουσίας δεν είναι πτητικά, επομένως ανά πάσα στιγμή είναι πιθανότατα στην υγρή φάση και όχι στην αέρια φάση. Αύξηση σημείου βρασμού συμβαίνει επίσης με πτητικούς διαλύτες, εν μέρει επειδή η διαλυμένη ουσία αραιώνει τον διαλύτη. Τα επιπλέον μόρια επηρεάζουν τις αλληλεπιδράσεις μεταξύ των μορίων του διαλύτη.
Ενώ οι ηλεκτρολύτες έχουν τη μεγαλύτερη επίδραση στην ανύψωση του σημείου βρασμού, αυτό συμβαίνει ανεξάρτητα από τη φύση της διαλυμένης ουσίας. Οι ηλεκτρολύτες, όπως τα άλατα, τα οξέα και οι βάσεις, διασπώνται στα ιόντα τους στο διάλυμα. Όσο περισσότερα σωματίδια προστίθενται στον διαλύτη, τόσο μεγαλύτερη είναι η επίδραση στο σημείο βρασμού. Για παράδειγμα, η ζάχαρη έχει μικρότερη επίδραση από το αλάτι (NaCl), το οποίο με τη σειρά του έχει μικρότερη επίδραση από το χλωριούχο ασβέστιο (CaCl2 ). Η ζάχαρη διαλύεται αλλά δεν διασπάται σε ιόν. Το αλάτι διασπάται σε δύο σωματίδια (Na και Cl), ενώ το χλωριούχο ασβέστιο διασπάται σε τρία σωματίδια (ένα Ca και δύο Cl).
Ομοίως, ένα διάλυμα υψηλότερης συγκέντρωσης έχει υψηλότερο σημείο βρασμού από ένα διάλυμα χαμηλότερης συγκέντρωσης. Για παράδειγμα, ένα διάλυμα NaCl 0,02 M έχει υψηλότερο σημείο βρασμού από ένα διάλυμα NaCl 0,01 M.
Τύπος ανύψωσης σημείου βρασμού
Ο τύπος του σημείου βρασμού υπολογίζει τη διαφορά θερμοκρασίας μεταξύ του κανονικού σημείου βρασμού του διαλύτη και του σημείου βρασμού του διαλύματος. Η διαφορά θερμοκρασίας είναι η σταθερά ανύψωσης του σημείου βρασμού (Κβ ) ή βολοσκοπική σταθερά , πολλαπλασιαζόμενη με τη συγκέντρωση μοριακής διαλυμένης ουσίας. Έτσι, η ανύψωση του σημείου βρασμού είναι ευθέως ανάλογη με τη συγκέντρωση διαλυμένης ουσίας.
ΔT =Kb · m
Μια άλλη μορφή του τύπου του σημείου βρασμού χρησιμοποιεί την εξίσωση Clausius-Clapeyron και τον νόμο του Raoult:
ΔTb =molality * Kb * i
Εδώ, είμαι ο παράγοντας van’t Hoff. Ο παράγοντας van’t Hoff είναι ο αριθμός γραμμομορίων σωματιδίων σε διάλυμα ανά mole διαλυμένης ουσίας. Για παράδειγμα, ο παράγοντας van’t Hoff για τη σακχαρόζη στο νερό είναι 1 επειδή η ζάχαρη διαλύεται, αλλά δεν διασπάται. Οι παράγοντες van’t Hoff για το αλάτι και το χλωριούχο ασβέστιο στο νερό είναι 2 και 3, αντίστοιχα.
Σημείωση:Ο τύπος ανύψωσης του σημείου βρασμού ισχύει μόνο για αραιωμένα διαλύματα! Μπορείτε να το χρησιμοποιήσετε για συμπυκνωμένα διαλύματα, αλλά δίνει μόνο κατά προσέγγιση απάντηση.
Σταθερά υψομέτρου σημείου βρασμού
Η σταθερά ανύψωσης του σημείου βρασμού είναι ένας παράγοντας αναλογικότητας που είναι η αλλαγή στο σημείο βρασμού για ένα διάλυμα 1 molal. Kb είναι ιδιότητα του διαλύτη. Η τιμή του εξαρτάται από τη θερμοκρασία, επομένως ένας πίνακας τιμών περιλαμβάνει τη θερμοκρασία. Για παράδειγμα, εδώ είναι μερικές σταθερές τιμές ανύψωσης σημείου βρασμού για κοινούς διαλύτες:
| Διαλύτης | Κανονικό σημείο βρασμού, C | Kb , C m |
| νερό | 100,0 | 0,512 |
| βενζόλιο | 80.1 | 2,53 |
| χλωροφόρμιο | 61.3 | 3,63 |
| οξικό οξύ | 118.1 | 3.07 |
| νιτροβενζόλιο | 210,9 | 5.24 |
Πρόβλημα ανύψωσης σημείου βρασμού – Διάλυση αλατιού στο νερό
Για παράδειγμα, βρείτε το σημείο βρασμού ενός διαλύματος 31,65 g χλωριούχου νατρίου σε 220,0 mL νερού στους 34 °C. Ας υποθέσουμε ότι όλο το αλάτι διαλύεται. Η πυκνότητα του νερού στους 35 °C είναι 0,994 g/mL και το Kb το νερό είναι 0,51 °C kg/mol.
Υπολογισμός μοριακότητας
Το πρώτο βήμα είναι ο υπολογισμός της μοριακότητας του διαλύματος άλατος. Από τον περιοδικό πίνακα, το ατομικό βάρος του νατρίου (Na) είναι 22,99, ενώ το ατομικό βάρος του χλωρίου είναι 35,45. Ο τύπος του άλατος είναι NaCl, επομένως η μάζα του είναι 22,99 συν 35,45 ή 58,44.
Στη συνέχεια, καθορίστε πόσα mol NaCl υπάρχουν.
moles NaCl =31,65 g x 1 mol/(22,99 + 35,45)
moles NaCl =31,65 g x 1 mol/58,44 g
moles NaCl =0,542 mol
Στα περισσότερα προβλήματα, υποθέτετε ότι η πυκνότητα του νερού είναι ουσιαστικά 1 g/ml. Στη συνέχεια, η συγκέντρωση αλατιού είναι ο αριθμός των moles διαιρεμένος με τον αριθμό των λίτρων νερού (0,2200). Όμως, σε αυτό το παράδειγμα, η θερμοκρασία του νερού είναι αρκετά υψηλή ώστε η πυκνότητά του να είναι διαφορετική.
kg νερό =πυκνότητα x όγκος
kg νερό =0,994 g/mL x 220 mL x 1 kg/1000 g
kg νερό =0,219 kg
mNaCl =mol NaCl/kg νερού
mNaCl =0,542 mol/0,219 kg
mNaCl =2,477 mol/kg
Βρείτε το van’t Hoff Factor
Για τους μη ηλεκτρολύτες, ο παράγοντας van’t Hoff είναι 1. Για τους ηλεκτρολύτες, είναι ο αριθμός των σωματιδίων που σχηματίζονται όταν η διαλυμένη ουσία διαχωρίζεται στον διαλύτη. Το αλάτι διασπάται σε δύο ιόντα (Na και Cl), οπότε ο παράγοντας van’t Hoff είναι 2.
Εφαρμόστε τον τύπο ανύψωσης σημείου βρασμού
Ο τύπος ανύψωσης του σημείου βρασμού σας λέει τη διαφορά θερμοκρασίας μεταξύ του νέου και του αρχικού σημείου βρασμού.
ΔT =iKb Μ
ΔT =2 x 0,51 °C kg/mol x 2,477 mol/kg
ΔT =2,53 °C
Βρείτε το νέο σημείο βρασμού
Από τον τύπο ανύψωσης του σημείου βρασμού, γνωρίζετε ότι το νέο σημείο βρασμού είναι 2,53 μοίρες υψηλότερο από το σημείο βρασμού του καθαρού διαλύτη. Το σημείο βρασμού του νερού είναι 100 °C.
Σημείο βρασμού διαλύματος =100 °C + 2,53 °C
Σημείο βρασμού διαλύματος =102,53 °C
Σημειώστε ότι η προσθήκη αλατιού στο νερό δεν αλλάζει πολύ το σημείο βρασμού του. Αν θέλετε να ανεβάσετε το σημείο βρασμού του νερού, ώστε το φαγητό να μαγειρεύεται πιο γρήγορα, χρειάζεται τόσο πολύ αλάτι που κάνει τη συνταγή μη βρώσιμη!
Αναφορές
- Atkins, P. W. (1994). Φυσική χημεία (4η έκδ.). Οξφόρδη:Oxford University Press. ISBN 0-19-269042-6.
- Laidler, K.J.; Meiser, J.L. (1982). Φυσική χημεία . Μπέντζαμιν/Κάμινγκς. ISBN 978-0618123414.
- McQuarrie, Donald; et al. (2011). «Συλλογικές ιδιότητες των λύσεων». Γενική Χημεία . Πανεπιστημιακά επιστημονικά βιβλία. ISBN 978-1-89138-960-3.
- Tro, Nivaldo J. (2018). Χημεία:Δομή και Ιδιότητες (2η έκδ.). Pearson Education. ISBN 978-0-134-52822-9.
