Эбулиоскопия описывает явление , что температура кипение из жидкости (в растворителе ) будет выше , когда другое соединение добавляет, а это означает , что раствор имеет более высокую температуру кипения , чем чистый растворитель. Это происходит всякий раз, когда нелетучее растворенное вещество, такое как соль, добавляется к чистому растворителю, например воде. Точку кипения можно точно измерить с помощью эбуллиоскопа .
Объяснение
Эбулиоскопия является Коллигативным свойством , что означает , что она зависит от присутствия растворенных частиц и их количества, но не их идентичность. Это эффект разбавления растворителя в присутствии растворенного вещества. Это явление происходит для всех растворенных веществ во всех растворах, даже в идеальных, и не зависит от каких-либо конкретных взаимодействий растворенного вещества и растворителя. Повышение точки кипения происходит как в том случае, если растворенное вещество является электролитом , таким как различные соли, так и неэлектролитом. С термодинамической точки зрения происхождение повышения температуры кипения является энтропийным и может быть объяснено с точки зрения давления пара или химического потенциала растворителя. В обоих случаях объяснение зависит от того факта, что многие растворенные вещества присутствуют только в жидкой фазе и не переходят в газовую фазу (за исключением чрезвычайно высоких температур).
В терминах давления пара жидкость кипит при температуре, когда давление ее пара равно окружающему давлению. Что касается растворителя, то присутствие растворенного вещества снижает давление его пара за счет разбавления. У нелетучих растворенных веществ давление пара равно нулю, поэтому давление пара раствора меньше, чем давление пара растворителя. Таким образом, требуется более высокая температура, чтобы давление пара достигло давления окружающей среды, а точка кипения повышается.
В терминах химического потенциала при температуре кипения жидкая фаза и газовая (или паровая) фаза имеют одинаковый химический потенциал (или давление пара), что означает, что они энергетически эквивалентны. Химический потенциал зависит от температуры, и при других температурах жидкая или газовая фаза имеет более низкий химический потенциал и более энергетически выгодна, чем другая фаза. Это означает, что при добавлении нелетучего растворенного вещества химический потенциал растворителя в жидкой фазе уменьшается из-за разбавления, но химический потенциал растворителя в газовой фазе не изменяется. Это, в свою очередь, означает, что равновесие между жидкой и газовой фазами устанавливается при температуре раствора, отличной от температуры чистой жидкости, т. Е. Температура кипения повышается. [1]
Явление понижения точки замерзания аналогично повышению точки кипения. Однако величина понижения точки замерзания больше, чем повышение точки кипения для того же растворителя и той же концентрации растворенного вещества. Из-за этих двух явлений диапазон жидких веществ растворителя увеличивается в присутствии растворенного вещества.
Уравнение для расчетов при разбавленной концентрации
Степень повышения точки кипения может быть рассчитана путем применения соотношения Клаузиуса-Клапейрона и закона Рауля вместе с допущением о нелетучести растворенного вещества. В результате в разбавленных идеальных растворах степень повышения точки кипения прямо пропорциональна молярной концентрации (количеству вещества на массу) раствора в соответствии с уравнением: [1]
- ΔT b = K b · b B
где повышение точки кипения определяется как T b (раствор) - T b (чистый растворитель) .
- K b - эбуллиоскопическая константа , которая зависит от свойств растворителя. Его можно рассчитать как K b = RT b 2 M / ΔH v , где R - газовая постоянная , а T b - температура кипения чистого растворителя [в K], M - молярная масса растворителя, а ΔH v - теплота испарения на моль растворителя.
- b B - моляльность раствора, рассчитанная с учетом диссоциации, поскольку повышение точки кипения является коллигативным свойством, зависящим от количества частиц в растворе. Это проще всего сделать, используя фактор Ван 'т-Хоффа i как b B = b solute · i . Фактор i учитывает количество отдельных частиц (обычно ионов), образованных соединением в растворе. Примеры:
- i = 1 для сахара в воде
- i = 1,9 для хлорида натрия в воде из-за почти полной диссоциации NaCl на Na + и Cl - (часто упрощается как 2)
- i = 2,3 для хлорида кальция в воде из-за почти полной диссоциации CaCl 2 на Ca 2+ и 2Cl - (часто упрощается как 3)
Нецелые коэффициенты i возникают из-за ионных пар в растворе, которые снижают эффективное количество частиц в растворе.
Уравнение после включения фактора Ван 'т Гоффа
- ΔT b = K b · b растворенное вещество · i
При высоких концентрациях приведенная выше формула менее точна из-за неидеальности раствора. Если растворенное вещество также является летучим, одно из ключевых предположений, использованных при выводе формулы, неверно, поскольку оно получено для растворов нелетучих растворенных веществ в летучем растворителе. В случае летучих растворенных веществ более уместно говорить о смеси летучих соединений, и влияние растворенного вещества на температуру кипения необходимо определять по фазовой диаграмме смеси. В таких случаях смесь может иногда иметь температуру кипения ниже, чем у любого из чистых компонентов; смесь с минимальной температурой кипения является разновидностью азеотропа .
Эбуллиоскопические константы
Значения эбуллиоскопических констант K b для выбранных растворителей: [2]
Сложный | Температура кипения в ° C | Эбуллиоскопическая константа K b в единицах [(° C · кг) / моль] или [° C / моль] |
---|---|---|
Уксусная кислота | 118,1 | 3,07 |
Бензол | 80,1 | 2,53 |
Сероуглерод | 46,2 | 2.37 |
Четыреххлористый углерод | 76,8 | 4,95 |
Нафталин | 217,9 | 5,8 |
Фенол | 181,75 | 3,04 |
Воды | 100 | 0,512 |
Использует
Вместе с приведенной выше формулой повышение температуры кипения в принципе можно использовать для измерения степени диссоциации или молярной массы растворенного вещества. Этот вид измерения называется эбуллиоскопией ( греч. «Кипение-просмотр»). Однако, поскольку перегрева трудно избежать, точные измерения ΔT b затруднены [1], что частично было преодолено изобретением термометра Бекмана . Кроме того, криоскопическая постоянная, определяющая депрессию точки замерзания, больше, чем эбуллиоскопическая постоянная, и, поскольку точку замерзания часто легче точно измерить, более распространено использование криоскопии .