**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

{\displaystyle \Delta T=b\cdot K\_{b}}
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 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
------------------------

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

{\displaystyle \ln x\_{0}={\Delta G \over RT}}
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

{\displaystyle \ln(1-x\_{1})={\Delta H \over R}\left({1 \over T}-{1 \over T\_{b}}\right)}
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

{\displaystyle \Delta T={RT\_{b}^{2} \over \Delta H}x\_{1}}
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

{\displaystyle \Delta T=b\cdot K\_{b}}
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
----------

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

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.

|  |  |
| --- | --- |
| Oppslagsverk/autoritetsdata | Store norske leksikon
 |