Springen naar inhoud

waarom smelt ijs met zout


  • Log in om te kunnen reageren

#1

G-bol

    G-bol


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 27 april 2005 - 20:17

ik wil echt heel graag weten WAAROM ijs smelt met water dan staat nergens vermeld op deze forum wel van dat temperatuur enzo maar ik wil weten waarom ijs smelt met water en hoe je dat kan onderzoeken met een proefje?

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

DrQuico

    DrQuico


  • >1k berichten
  • 2952 berichten
  • VIP

Geplaatst op 27 april 2005 - 20:31

IJs bestaat uit watermoleculen die op een regelmatige wijze aan elkaar gebonden zijn via waterstofbruggen. Het toevoegen van zout (en daarmee natrium en chloride ionen) heeft als gevolg dat de regelmatige struktuur verbroken wordt. De watermoleculen gaan interacties aan met de ionen, en niet meer alleen met zichzelf. Het verdwijnen van de regelmatige struktuur is eigenlijk hetzelfde als smelten.

#3

bteunissen

    bteunissen


  • >1k berichten
  • 1122 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 27 april 2005 - 21:09

Het is echter niet zo dat ijs altijd smelt door zout. Een zoutoplossing heeft een lager vriespunt dan water zonder toegevoegd zout. Het toevoegen van zout verlaagd het vriespunt met een paar graden. Maar als de temperatuur laag genoeg is dan zal het water gewoon bevriezen.

Grtz Bas

#4

MaxiPlanck

    MaxiPlanck


  • 0 - 25 berichten
  • 16 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 27 april 2005 - 22:20

Zout water heeft ook een hoger kookpunt dan zoet water, in tegenstelling tot wat je zou denken n.a.v. smeltpuntsverlaging door toevoeging van zout [!]

#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 28 april 2005 - 06:31

Leuk, een thermodynamisch onderwerp!

Hoe komt dat nou, vriespuntsverlaging en kookpuntsverhoging door oplossen van een stof?

Nou, dat zit zo. Een vloeistof heeft een grotere wanorde dan een vaste stof (want de moleculen kunnen in een vloeistof door elkaar bewegen), maar ook een grotere energie (want er worden bij smelten dure intermoleculaire bindingen verzwakt). We hebben als altijd te maken met:

ΔG = ΔH - TΔS

De belangrijke thermodynamische vergelijking die in ťťn formule laat zien dat elk systeem streeft naar zo laag mogelijke enthalpie (H), zo hoog mogelijke entropie (S), en dat de entropie belangrijker wordt bij hogere temperaturen.

Voor het smelten geldt gezien wat ik boven de formule al schreef dat ΔH positief is, en ΔS ook. Bij de smelttemperatuur geldt dat ΔG = 0, er is dan een thermodynamisch evenwicht tussen de twee toestanden. Verhogen we daar de temperatuur, dan wordt ΔG voor smelten negatief, en dus smelt alles. Verlagen we de temperatuur, dan wordt ΔG voor smelten positief, voor bevriezen negatief, en dus bevriest alles.

Nu voegen we een stof toe, we lossen iets op. Dat kan alleen in de vloeistof, in ijs lost zout niet of nauwelijks op. Wat is een belangrijke thermodynamische eigenschap van die oplossing? Nou, hij heeft een nog grotere wanorde, een grotere entropie, dan zuiver water. Oftewel in de formule hierboven neemt ΔS toe: voor het ijs verandert niets, maar de entropie van de oplossing is groter dan die van zuiver water. Bij die grotere ΔS hoort een kleinere T als we het smeltevenwicht (ΔG=0) weer tot stand willen brengen. Et voila, we hebben kwalitatief aangetoond dat we een smeltpuntsverlaging hebben.

Hetzelfde geldt voor een kookpuntsverhoging; hierbij moet je je realiseren dat de opgeloste moleculen of ionen ook alleen de entropie van de vloeistoffase verhogen, en niet meeverdampen.

Conclusie: Het oplossen van een zout in water verhoogt de wanorde, en verlaagt daardoor de vrije energie van de vloeibare fase. Daardoor wordt deze over een groter temperatuurbereik stabiel tegenover de gasfase en de vaste fase.

Veranderd door rwwh, 28 april 2005 - 06:33


#6

G-bol

    G-bol


  • 0 - 25 berichten
  • 5 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 28 april 2005 - 13:14

bedankt allemaal voor jullie reactie dit heeft me veel geholpen voor mijn PO

#7

ruudruud

    ruudruud


  • 0 - 25 berichten
  • 1 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 01 mei 2008 - 21:42

rwwh,

Ik had nog even een vraagje...

"Voor het smelten geldt gezien wat ik boven de formule al schreef dat ΔH positief is, en ΔS ook. Bij de smelttemperatuur geldt dat ΔG = 0, er is dan een thermodynamisch evenwicht tussen de twee toestanden. Verhogen we daar de temperatuur, dan wordt ΔG voor smelten negatief, en dus smelt alles. Verlagen we de temperatuur, dan wordt ΔG voor smelten positief, voor bevriezen negatief, en dus bevriest alles"

Als T groter wordt, dan wordt ΔG volgens mij kleiner, gezien de vergelijking (of heb ik het helemaal mis?) Dus als ΔG kleiner wordt komt er toch minder vrije energie vrij? Hoe kan het dan dat juist smelt? (Het kan ook dat het nergens op slaat, scheikunde is niet m'n beste vak)

#8

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 02 mei 2008 - 06:43

Het probleem bij jouw redenering is dat bij toename in de temperatuur niet ΔG afneemt, maar G! Om het helemaal te begrijpen kun je het beste G als functie van de temperatuur tekenen voor de vaste fase en de vloeistoffase. In eerste benadering (alleen geldig bij kleine temperatuursverandering, maar voor dit idee is dat niet belangrijk) zijn dat twee rechte lijnen met als helling -S, en als intercept bij T=0 is de vertikale as H (G=H-TS is de formule van een rechte lijn). De lijn voor de vloeistof heeft
dus een steilere helling dan die voor de vaste stof (maar begint hoger!). De twee lijnen kruisen elkaar ergens: onder die kruisingstemperatuur is de vaste stof lijn lager dan de vloeistoflijn (de vaste stof heeft daar een lagere vrije energie), en erboven andersom.

Als je aan de vloeistof een opgeloste stof toevoegt, blijft H "hetzelfde", maar wordt S groter, de lijn gaat dus steiler naar beneden lopen. Teken maar uit wat er dan met het kruispunt gebeurt.





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures