Springen naar inhoud

kookpuntverandering


  • Log in om te kunnen reageren

#1

petoi1

    petoi1


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 januari 2008 - 11:12

Als je het smeltpunt veranderd door er een zout in op te lossen dan gaat het smeltpunt naar beneden. Logisch want er zijn minder waterstofbruggen dus is er minder energie nodig om het water te verwarmen. Maar het kookpunt wordt hoger wat niet te verklaren is met waterstofbruggen.

Wat gebeurt er dan wel dat het kookpunt verhoogd?

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

#2

*_gast_Gerard_*

  • Gast

Geplaatst op 06 januari 2008 - 11:33

Er zijn op dit forum al heel veel onderwerpen behandeld die je met de zoekfunktie kunt vinden.
Zoals deze.
http://www.chemiefor...kpuntsverhoging

#3

petoi1

    petoi1


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 januari 2008 - 14:31

Die geven mij geen duidelijk of voor mij begrijpbaar antwoord
het principe van vriezen snap ik nu maar van koken a.u.b.

#4

hzeil

    hzeil


  • >1k berichten
  • 1379 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 06 januari 2008 - 15:04

Petoi wil redeneren m.b.v. waterstofbruggen. Hij moet echter redeneren met behulp van het entropiebegrip. Dus met de smelt-entropie en met de verdampingsentropie.
Zij vraag betreft niet de hoogte van het kp. en het sp. Zijn vraag betreft de veranderingen van beide temperaturen. Als je bijv. zout bij water voegt gaat de ene omhoog en de andere omlaag. Ik denk dat hij dat verklaard wil zien.
Uitleggen is beter dan verwijzen naar een website

#5

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 06 januari 2008 - 19:10

In beide gevallen geldt dat zout door het mengen (dat is dus het entropie-effect als je die term kent) met vloeibaar water de vloeibare fase stabieler maakt. Zout mengt niet met ijs en zout mengt niet met waterdamp. Deze fasen kunnen dus niet stabieler worden gemaakt. Het evenwicht tussen de vloeistof en de gasfase zowel als het evenwicht tussen de vloeistof en vaste fase verschuift dus beide ten faveure van de vloeistof. Het smeltpunt daalt, en het kookpunt stijgt.

Een andere (kwalitatieve) manier om er naar te kijken is dat er minder water in de vloeistof is (molfractie < 1,0), er is daardoor een hogere temperatuur nodig om de dampdruk van 1 atmosfeer te bereiken (d.i. dus het kookpunt).

#6

petoi1

    petoi1


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 16:07

Dus even controleren een vloeistofheeft een waarde van 5
vaste stof van 10 en gas 1
Als ik iets in de vloeistof oplossen wordt de 5 bv 7
van 10 naar 7 is minder dan van 10 naar 5 dus minder energie nodig
van 7 naar 1 is echter meer dan van 5 naar 1 dus is er voor verdampen nu meer energie nodig.

#7

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 07 januari 2008 - 21:49

Zo makkelijk ligt het niet. Een evenwicht wil zeggen dat het energieverschil (precieser: het verschil in de "vrije energie") tussen de twee toestanden precies nul is.

Zuiver water en ijs hebben bij nul graden dezelfde vrije energie. Daarom is er geen voorkeur voor de een of voor de ander. Onder nul graden is de vrije energie van ijs lager, boven nul die van water.

Oplossen van zout in water zorgt ervoor dat de vrije energie van het water omlaag gaat. Bij nul graden is zout water dus stabieler dan ijs, en dus wordt er geen ijs gevormd. Als ik de temperatuur laat afnemen, neemt de vrije energie van die oplossing echter snel toe (sneller dan die van ijs), en bij min een paar graden Celcius is toch weer een evenwicht bereikt.

Zuiver water en stoom bij atmosferische druk hebben bij 100 graden dezelfde vrije energie. Daarom is er geen voorkeur voor de een of voor de ander. Onder 100 graden is de vrije energie van water lager, boven 100 graden die van stoom.

Oplossen van zout in water zorgt ervoor dat de vrije energie van het water omlaag gaat. Bij 100 graden is zout water dus stabieler dan stoom, en dus wordt er geen stoom gevormd. Als ik de temperatuur laat toenemen, neemt de vrije energie van stoom echter snel af (sneller dan die van zout water), en bij een paar graden hoger dan 100 graden is toch weer een evenwicht bereikt.

Zo duidelijker? Misschien kan een kreatieveling een plaatje maken.

#8

petoi1

    petoi1


  • 0 - 25 berichten
  • 6 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 07 januari 2008 - 22:32

Dit heeft te maken met de formule van Gibbs toch?
die heb hier indd al een paar keer gezien hier
de vrije energie moest 0 zijn (evenwicht) en de enthalpie is constant want de druk doet er in dit geval niet en dus verschuift het evenwicht alleen in de temperatuur en de stabiliteit of entropie.
hogere stabiliteit moet dan gecompeerd worden met lagere temperatuur en andersom voor het kookpunt.

Of is het nog steeds niet goed?

#9

Robin85

    Robin85


  • >250 berichten
  • 365 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 08 januari 2008 - 18:07

je kan het ook zo zien: de dampdruk van een vloeistof is een maat voor het streven naar hogere entropie (door verdamping). Toevoegen van opgesloste stoffen verhogen de entropie van het oplosmiddel deels waardoor de neiging naar een grotere entropie een stukje daalt, en dit uit zich in een kookpuntsverhoging

#10

RgK

    RgK


  • 0 - 25 berichten
  • 4 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 10 januari 2008 - 22:30

Er gaat nog best wat complexe thermodynamica schuil achter kookpuntsverhoging. Het gaat erom dat de chemische potentiaal µ (de Gibbs energie per mol) van het water in verschillende fasen gelijk is. Stel je een systeem voor waarin water met een oplosmiddel verdampt. Dan geldt µA(l)=µA(g)=µA*(g), waarbij de asterisk staat voor de chemische potentiaal van de zuivere component en A even de korte notatie is voor het oplosmiddel. Ook geldt: µA*(l) + RTln(xA)=µA*(g). RTln(xA) is hierbij een correctieterm voor de opgeloste stof in de zuivere vloeistof.
De laatste vergelijking gaan we even herschrijven zodat we krijgen: RTln(xA)=µA*(g)-µA*(l)=ΔvapGA
Voor ΔvapGA kunnen we schrijven ΔvapGA=ΔvapHA + TΔvapSA zodat we krijgen:
ln(xA)=ΔvapGA/RT=ΔvapHA/RT + ΔvapSA/R.
Hier maken we een differentiaalvergelijking van, zodat we krijgen: dln(xA)/dT=1/R * d(ΔvapGA/T)/dT. De Gibbs-Helmholtz relatie toepassend laat zich dit herschrijven in dln(xA)/dT=1/R * ΔvapHA/T2. Nu halen we dT naar de rechterkant en integreren dln(xA) van 1 naar xA en de rechterkant van het kookpunt van de zuivere stof T* naar het kookpunt van de oplossing T, om te krijgen: ln(xA)=ΔvapHA/R * (1/T - 1/T*).
Zie hier het verband tussen de molfractie opgeloste stof en de verhoging van het kookpunt. Hetzelfde is te doen voor vriespuntsdaling en oplosbaarheid.

Veranderd door RgK, 10 januari 2008 - 22:31


#11

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 11 januari 2008 - 22:24

Bedankt, RgK, mathematisch is dat vast beter dan hoe ik het beschreef. Dit geeft mij (chemlevel 8) helaas niet meer gevoel over "waarom" het kookpunt omhoog en het vriespunt omlaag gaat. Ik denk dat een "gevoelsbeschrijving" zoals die eerder gegeven is daarvoor geschikter is!

#12

RgK

    RgK


  • 0 - 25 berichten
  • 4 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 12 januari 2008 - 19:04

Ik ben het met je eens, alle wiskunde heeft niet heel veel toegevoegde waarde als het gaat om het idee achter deze eigenschappen te snappen. Ik heb het alleen even voor de volledigheid uitgewerkt. (Met dank aan de sheets van mijn docent thermodynamica overigens)





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures