Kokepunktsforhøyelse

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Hopp til navigering Hopp til søk

Kokepunktsforhøyelse er en heving av kokepunktet til en ren væske når det oppløses et annet stoff i den som selv ikke fordamper. Den er et eksempel på en kolligativ effekt som bare avhenger av konsentrasjonen av tilsatt stoff og ikke dets egenskaper. Fenomenet skyldes at damptrykket til løsningen er litt lavere enn for det rene løsemiddelet. Derfor må blandingen varmes opp til en litt høyere temperatur for at damptrykket skal balansere lufttrykket og dermed sette i gang koking.

Karakteristiske verdier:
Stoff Formel Tb
°C
ΔH
kJ/mol
Kb
K kg/mol
Vann H2O 100 40,65 0,51
Benzen C6H6 80,1 30,7 2,64
Sykloheksan C6H12 80,7 30,0 2,92
Metanol CH3OH 64,6 35,2 0,86
Aceton C3H6O 56,1 29,1 1,71
Fenol C6H5OH 182 45,7 3,54

På samme måte som for den tilsvarende frysepunktsnedsettelse er effekten proporsjonal med molfraksjonen av oppløste molekyler eller ioner i løsningen. Dette gjelder for tynne løsninger hvor antall tilsatte molekyler er mye mindre enn antallet av molekyler i løsemiddelet. Da kan størrelsen til kokepunktsforhøyelsen skrives som

hvor b er molaliteten til det tilsatte stoffet. Den er definert som antall mol delt på vekten av det rene løsemiddelet. Videre er den ebullioskopiske konstanten Kb gitt ved egenskaper til løsemiddelet alene. Noen typiske verdier er gitt i tabellen.[1]

Som en illustrasjon på bruk av tabellen kan man se på anbefalingen som ofte blir gjort ved koking av mat, at man skal ha litt salt i vannet. Da vil det koke ved en høyere temperatur, og det er ventet at kokingen tar kortere tid. Har man for eksempel 10 g salt NaCl i én liter vann, tilsvarer det 10 g/58 g/mol = 0,18 mol da molar masse for NaCl er (23 + 35)g/mol = 58 g/mol. Det gir en molalitet b = 0,18 mol/kg da en liter vann har en masse lik et kilogram. Ifølge tabellen skulle det da medføre en økning av kokepunktet med 2 × 0,18 mol/kg × 0,51 K kg/mol = 0,18 K. Den ekstra faktoren 2 oppstår fordi et molekyl NaCl gir to ioner Na+ og Cl-. Men likevel er forhøyelsen av kokepunktet så liten at den ikke har noen praktisk betydning for kokingen.

Termodynamisk forklaring[rediger | rediger kilde]

Ved kokepunktet er den rene væsken (v)  i likevekt med damp- eller gassfasen (g)  av løsemiddelet. Da vil det kjemiske potensialet for de to fasene være like store. Da kjemisk potensial er det samme som Gibbs fri energi per mol, vil det si at Gv = Gg. Hvis et annet stoff løses opp i væsken, vil dens kjemiske potensial forandres til Gv + RT ln x0 der R  er gasskonstanten og x0 = 1 - x1 er molfraksjonen til løsemiddelet. De kjemiske potensialene i de to fasene må fremdeles være like store ved likevekt. Det betyr at

hvor Gg - Gv er den molare forandringen av Gibbs fri energi ved fordampningen. Ved en gitt temperatur er ΔG = ΔH - TΔS  der ΔH  er forskjellen i entalpi mellom de to fasene og ΔS  den tilsvarende forskjellen i entropien. Entalpiforandringen ΔH  er ikke noe annet enn fordampningsvarmen for den flytende fasen av løsemiddelet.

For rent løsemiddel som har x0 = 1 og er i likevekt ved kokepunktet Tb vil ΔG = 0  som betyr at ΔS = ΔH/Tb. Likevektsbetingelsen kan derfor skrives som

For en tynn oppløsning er molfraksjonen x1 av tilsatt stoff mye mindre enn én slik at ln (1 - x1) = - x1. Derfor blir den modifiserte koketemperaturen T  bare litt forskjellig fra den opprinnelige Tb. Defineres nå kokepunktsforhøyelsen som ΔT = T - Tb, blir den dermed

At svaret er positivt, bekrefter bare at dette er en heving av koketemperaturen. For vann er denne Tb = 373 K og fordampningsvarmen ΔH = 40,65 kJ/mol. Skrives svaret som ΔT = Kx1, blir da K = 28,4 K når man benytter at gasskonstanten har verdien R = 8,31 J/mol K.

I stedet for å uttrykke frysepunktsnedsettelsen ved molfraksjonen x1 = n1/(n0 + n1) av tilsatt stoff, er det mer vanlig å angi den som en funksjon av molaliteten b = n1/m0 til løsningen. Her er m0 = n0M0 massen til løsningsmiddelet som består av n0 mol og har molar masse M0. Da mengden av tilsatt stoff er antatt å være liten, har man tilnærmet at x1 = n1/n0 slik at x1 = bM0. Dermed blir

hvor den ebullioskopiske konstanten nå er Kb = KM0 = RM0Tb2/ΔH. Molvekten for vann H2O  er M0 = 18 g/mol slik at for dette løsemiddelet er Kb = 28,4 K⋅18 g/mol = 0,51 K kg/mol  som er verdien i tabellen..

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ D.R. Lide, Handbook of Chemistry and Physics, 77 ed. CRC Press, New York (1996). ISBN 0-8493-0477-6.

Litteratur[rediger | rediger kilde]