La elevación del punto de ebullición es el fenómeno por el cual el punto de ebullición de un líquido (un disolvente ) será mayor cuando se añade otro compuesto, lo que significa que una solución tiene un punto de ebullición más alto que un disolvente puro. Esto sucede siempre que se agrega un soluto no volátil, como una sal, a un solvente puro, como el agua. El punto de ebullición se puede medir con precisión utilizando un ebullioscopio .
La elevación del punto de ebullición es una propiedad coligativa , lo que significa que depende de la presencia de partículas disueltas y de su número, pero no de su identidad. Es un efecto de la dilución del disolvente en presencia de un soluto. Es un fenómeno que ocurre para todos los solutos en todas las soluciones, incluso en soluciones ideales, y no depende de ninguna interacción específica soluto-disolvente. La elevación del punto de ebullición ocurre tanto cuando el soluto es un electrolito , como varias sales, como cuando no es un electrolito. En términos termodinámicos , el origen de la elevación del punto de ebullición es entrópico y puede explicarse en términos de la presión de vapor o potencial químico del disolvente. En ambos casos, la explicación depende del hecho de que muchos solutos sólo están presentes en la fase líquida y no pasan a la fase gaseosa (excepto a temperaturas extremadamente altas).
Dicho en términos de presión de vapor, un líquido hierve a la temperatura en la que su presión de vapor es igual a la presión circundante. Para el solvente, la presencia del soluto disminuye su presión de vapor por dilución. Un soluto no volátil tiene una presión de vapor de cero, por lo que la presión de vapor de la solución es menor que la presión de vapor del disolvente. Por lo tanto, se necesita una temperatura más alta para que la presión de vapor alcance la presión circundante y el punto de ebullición se eleva.
Dicho en términos de potencial químico, en el punto de ebullición, la fase líquida y la fase gaseosa (o vapor) tienen el mismo potencial químico (o presión de vapor), lo que significa que son energéticamente equivalentes. El potencial químico depende de la temperatura y, a otras temperaturas, la fase líquida o gaseosa tiene un potencial químico más bajo y es energéticamente más favorable que la otra fase. Esto significa que cuando se agrega un soluto no volátil, el potencial químico del solvente en la fase líquida disminuye por dilución, pero el potencial químico del solvente en la fase gaseosa no se ve afectado. Esto significa a su vez que el equilibrio entre la fase líquida y gaseosa se establece a una temperatura diferente para una solución que para un líquido puro, es decir, el punto de ebullición es elevado. [1]
El fenómeno de la depresión del punto de congelación es análogo al de la elevación del punto de ebullición. Sin embargo, la magnitud de la depresión del punto de congelación es mayor que la elevación del punto de ebullición para el mismo disolvente y la misma concentración de soluto. Debido a estos dos fenómenos, el rango líquido de un disolvente aumenta en presencia de un soluto.
El grado de elevación del punto de ebullición se puede calcular aplicando la relación de Clausius-Clapeyron y la ley de Raoult junto con el supuesto de no volatilidad del soluto. El resultado es que en soluciones ideales diluidas, el grado de elevación del punto de ebullición es directamente proporcional a la concentración molal (cantidad de sustancia por masa) de la solución según la ecuación: [1]
donde la elevación del punto de ebullición se define como T b (solución) − T b (disolvente puro) .
Los factores i no enteros resultan de pares de iones en solución, que reducen el número efectivo de partículas en la solución.
Ecuación después de incluir el factor de van 't Hoff
En concentraciones elevadas, la fórmula anterior es menos precisa debido a que la solución no es ideal . Si el soluto también es volátil, una de las suposiciones clave utilizadas para derivar la fórmula no es cierta, ya que se derivó para soluciones de solutos no volátiles en un solvente volátil. En el caso de solutos volátiles es más relevante hablar de una mezcla de compuestos volátiles y el efecto del soluto sobre el punto de ebullición debe determinarse a partir del diagrama de fases de la mezcla. En tales casos, la mezcla a veces puede tener un punto de ebullición inferior al de cualquiera de los componentes puros; una mezcla con un punto de ebullición mínimo es un tipo de azeótropo .
Valores de las constantes ebullioscópicas K b para disolventes seleccionados: [3]
Junto con la fórmula anterior, en principio se puede utilizar la elevación del punto de ebullición para medir el grado de disociación o la masa molar del soluto. Este tipo de medición se llama ebullioscopia ( latín - griego "ver en ebullición"). Sin embargo, dado que el sobrecalentamiento es difícil de evitar, es difícil realizar mediciones precisas de ΔT b , [1] lo que se superó en parte con la invención del termómetro Beckmann . Además, la constante crioscópica que determina la depresión del punto de congelación es mayor que la constante ebullioscópica y, dado que el punto de congelación suele ser más fácil de medir con precisión, es más común utilizar la crioscopia .