Kokepunktsforhøyelse

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.

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.  

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 . 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

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 . Hvis et annet stoff løses opp i væsken, vil dens kjemiske potensial forandres til Gv + RT ln x0  der R  er gasskonstanten og  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  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   og er i likevekt ved kokepunktet Tb  vil   som betyr at . Likevektsbetingelsen kan derfor skrives som

 

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

 

At svaret er positivt, bekrefter bare at dette er en heving av koketemperaturen. For vann er denne  og fordampningsvarmen . Skrives svaret som ΔT = Kx1, blir da K = 28,4 K når man benytter at gasskonstanten har verdien .

I stedet for å uttrykke frysepunktsnedsettelsen ved molfraksjonen   av tilsatt stoff, er det mer vanlig å angi den som en funksjon av molaliteten b = n1/m0  til løsningen. Her er 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   slik at . Dermed blir

 

hvor den ebullioskopiske konstanten nå er . Molvekten for vann H2O  er M0 = 18 g/mol slik at for dette løsemiddelet er   som er verdien i tabellen..

Referanser

Litteratur

 I.N. Levine,  Physical Chemistry, McGraw-Hill, New York (2008). ISBN 978-0072538625.
 P.A. Rock, Chemical Thermodynamics, University Science Books, Oxford (1983). ISBN 0-19-855712-5.

Fysikalsk kjemi
Løsningsmidler