Dissolver qualquer coisa em um líquido aumenta seu ponto de ebulição – um efeito pequeno, mas mensurável, chamado elevação do ponto de ebulição. É uma das quatro propriedades coligativas, o que significa que depende apenas de quantas partículas estão dissolvidas, e não de quais são. Esta calculadora aplica a fórmula padrão ΔTb = i·Kb·m para encontrar a elevação e o ponto de ebulição resultante para qualquer combinação soluto-solvente.

Como funciona a fórmula

A adição de partículas de soluto a um solvente reduz a pressão de vapor do solvente em qualquer temperatura, porque as partículas de soluto ocupam parte da superfície onde as moléculas do solvente, de outra forma, escapariam para o vapor. Um líquido ferve quando sua pressão de vapor é igual à pressão atmosférica circundante, então uma solução com pressão de vapor mais baixa precisa de uma temperatura mais alta para atingir o mesmo limite - daí a elevação.

A relação ΔTb = i·Kb·m captura isso exatamente: mais partículas dissolvidas (maior i ou maior m) significa uma maior supressão da pressão de vapor e uma maior elevação. A constante de proporcionalidade Kb é medida empiricamente para cada solvente e inclui a massa molar do solvente e a entalpia de vaporização.

Entradas e o que elas significam

Molalidade (m) é usada em vez de molaridade porque não muda com a temperatura - a massa do solvente permanece fixa mesmo quando o volume da solução muda ligeiramente com o calor. O fator van't Hoff (i) é a entrada que a maioria das pessoas erram: não é o número de átomos no soluto, é o número de partículas independentes em que ele se divide na solução. O açúcar de mesa (sacarose) permanece intacto, então i=1; o sal de cozinha se divide em dois íons, então i = 2. Kb é específico do solvente - o valor da água de 0,512 °C·kg/mol é aquele que vale a pena memorizar, já que aparece em quase todos os problemas dos livros didáticos.

Limites e casos extremos

O fator de van't Hoff ideal assume a dissociação completa, que se mantém bem em concentrações baixas e diluídas, mas se decompõe à medida que a concentração aumenta - os íons começam a se emparelhar novamente (emparelhamento de íons), então o i efetivo cai abaixo do valor inteiro ideal. Para um trabalho preciso em altas concentrações, use um i medido experimentalmente em vez do valor teórico. A fórmula também assume que o soluto é não volátil (ele não evapora e não contribui com pressão de vapor) - para solutos voláteis como o álcool na água, este modelo simples não se aplica e, em vez disso, é necessária a lei de Raoult para voláteis mistos.