Aumento del punto de ebullición sin cambio en las condiciones físicas.

Esto se denomina propiedad coligativa de los líquidos, y el aumento del punto de ebullición depende del número de partículas en el líquido por unidad de volumen e independiente de las especies moleculares o iónicas de las partículas. Se puede encontrar mucha más información en https://en.wikipedia.org/wiki/Colligative_properties . Para responder a la pregunta de cómo se ve un aumento en el punto de ebullición, mi mejor suposición es que las partículas no volátiles adicionales en la mezcla impiden la evaporación del agua en la superficie al interponerse físicamente en el camino, o esas partículas son puentes de hidrógeno. con las moléculas de agua y dificultando su salida de la superficie.

Con respecto a la destilación fraccionada, solo puede suministrar una temperatura a una mezcla líquida. Cada componente de la mezcla se evaporará de esa mezcla de modo que los componentes con una presión de vapor más alta se enriquecerán selectivamente en el vapor resultante en relación con los componentes con presiones de vapor más bajas. Para mezclas de hidrocarburos de cadena lineal, la relación entre la composición del vapor y la composición del líquido es prácticamente "ideal", lo que permite el uso de los valores de K, que se muestran en https://en.wikipedia.org/wiki/Relative_volatility . Para mezclas de cosas como moléculas no polares mezcladas con moléculas polares, esa relación es mucho más complicada y se usan coeficientes de fugacidad, como se muestra en https://en.wikipedia.org/wiki/Fugacity. Tenga en cuenta que si no existieran las propiedades coligativas, es una "extensión" pensar que la destilación fraccionada no funcionaría, ya que la destilación fraccionada depende de las presiones de vapor de los componentes y no de si esas presiones de vapor están deprimidas o no por alguna mezcla no volátil. componente.

La clave para la elevación del punto de ebullición (y la depresión del punto de congelación) es que la impureza permanece en la fase líquida, donde felizmente permanece disuelta, en lugar de hervir o congelarse.

Cuando hierves agua salada, la sal no hierve (dicho de otra manera, no es volátil). De manera similar, cuando congelas agua salada, casi nada de la sal queda atrapada en el hielo, sino que se separa de la estructura cristalina en crecimiento, que no tiene espacio para ella.

Ahora tenemos la base para una explicación simplificada: sabemos que la concentración de agua en agua impura debe ser menor que en agua pura (donde es 100%, como lo es en vapor de agua y hielo). Como resultado, tenemos que aumentar la fuerza impulsora de la ebullición aumentando la temperatura para compensar esta concentración más baja. En otras palabras, debido a que hay menos moléculas de agua por unidad, tenemos que darles un empujón térmico extra para que alcancen una presión de vapor de 1 atm, el umbral de ebullición. (Por el contrario, tenemos que aumentar la fuerza impulsora para la congelación al disminuir la temperatura).

He aquí una explicación más técnica: se produce una transformación de fase donde los llamados potenciales químicos de dos fases son iguales. (El potencial químico es como una concentración generalizada que tiene en cuenta los enlaces, y al igual que con la concentración, la materia tiende a desplazarse hacia regiones donde su potencial químico es relativamente bajo). El potencial químico del agua en el agua impura es menor que en el agua pura. , por lo que la fase líquida se ve favorecida sobre las fases sólida y gaseosa. Esto es equivalente a decir que el punto de ebullición se ha elevado y el punto de congelación se ha reducido.

También podemos mostrar este efecto esquemáticamente.A continuación se muestra un esquema del potencial químico frente a la temperatura para sólidos, líquidos y gases. La pendiente de cada curva es la entropía de esa fase (alta para los gases, baja para los sólidos), y la intersección con el cero absoluto es la entalpía (ligeramente más alta para los líquidos que para los sólidos debido a los enlaces intermoleculares deficientes, mucho más alta para los gases debido a la falta de tal vinculación). La curva más baja a cualquier temperatura dada es siempre la fase de equilibrio a esa temperatura. Tenga en cuenta que si se cae la curva de líquido (porque la concentración de agua disminuye cuando agrega impurezas), la intersección con la curva de sólido puro se mueve a una temperatura más baja y la intersección con la curva de gas puro se mueve a una temperatura más alta. Esto ilustra el mismo fenómeno de elevación del punto de ebullición y depresión del punto de congelación.