Disolver cualquier cosa en un líquido eleva su punto de ebullición — un efecto pequeño pero medible llamado elevación del punto de ebullición. Es una de cuatro propiedades coligativas, lo que significa que depende solo de cuántas partículas están disueltas, no de qué son. Esta calculadora aplica la fórmula estándar ΔTb = i·Kb·m para encontrar la elevación y el punto de ebullición resultante para cualquier combinación de soluto y solvente.
Cómo funciona la fórmula
Agregar partículas de soluto a un solvente reduce la presión de vapor del solvente a cualquier temperatura dada, porque las partículas de soluto ocupan parte de la superficie por donde las moléculas de solvente escaparían al vapor de otro modo. Un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala la presión atmosférica circundante, así que una solución con menor presión de vapor necesita una temperatura más alta para alcanzar ese mismo umbral — de ahí la elevación.
La relación ΔTb = i·Kb·m captura esto exactamente: más partículas disueltas (mayor i o mayor m) significa una mayor supresión de la presión de vapor y una mayor elevación. La constante de proporcionalidad Kb se mide empíricamente para cada solvente e incorpora la masa molar del solvente y su entalpía de vaporización.
Entradas y qué significan
La molalidad (m) se usa en lugar de la molaridad porque no cambia con la temperatura — la masa del solvente permanece fija incluso cuando el volumen de la solución cambia ligeramente con el calor. El factor de van't Hoff (i) es la entrada que más gente confunde: no es el número de átomos en el soluto, es el número de partículas independientes en las que se divide en solución. El azúcar de mesa (sacarosa) permanece intacto, así que i=1; la sal de mesa se divide en dos iones, así que i=2. Kb es específico del solvente — el valor del agua de 0.512 °C·kg/mol es el que vale la pena memorizar, ya que aparece en casi todos los problemas de libro de texto.
Límites y casos extremos
El factor de van't Hoff ideal asume disociación completa, lo cual se cumple bien a concentraciones bajas y diluidas, pero se rompe conforme sube la concentración — los iones comienzan a re-emparejarse (emparejamiento de iones), así que el i efectivo cae por debajo del valor entero ideal. Para trabajo preciso a altas concentraciones, usa un i medido experimentalmente en lugar del valor teórico. La fórmula también asume que el soluto es no volátil (no se evapora él mismo ni contribuye a la presión de vapor) — para solutos volátiles como el alcohol en agua, este modelo simple no aplica y se necesita en su lugar la ley de Raoult para volátiles mixtos.