Springen naar inhoud

Zouten oplossen


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Hpstefann

    Hpstefann


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 20 mei 2013 - 19:04

Ik ben bezig met een proef waarbij ik verschillende zouten oplos. Alleen kan ik geen antwoord vinden, waarom een bepaalde zout beter oplost (bij een zelfde temperatuur) dan een andere zout. Of juist minder goed oplost in water dan een andere zout.

Bedankt voor de hulp alvast!

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

#2

Kravitz

    Kravitz


  • >1k berichten
  • 4042 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 23 mei 2013 - 09:06

Opmerking moderator :

Verplaatst naar het vakforum voor anorganische chemie.
"Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill

#3

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 24 mei 2013 - 07:11

De maximale concentratie zal hoog zijn als de ionen in het zout zich in water lekkerder voelen, en een zout lost slecht op als de ionen zich in de vaste stof veel lekkerder voelen.

Toch: de maximale concentratie van de oplossing van zouten is alleen in sommige gevallen te vinden uit een regeltje.

Er zijn sommige ionen die zich in water echt zo op hun plaats voelen dat alle zouten waar ze inzitten goed oplossen, bijvoorbeeld natriumionen en nitraationen. En ionen met hoge ladingen zitten vaak in de vaste stof zo goed stevig en lekker in elkaar dat water geen kans heeft om ze los te trekken: die lossen vaak heel slecht op.

Meer precieze oplosbaarheden zul je per stuk moeten weten of opzoeken in tabellen.

#4

Hpstefann

    Hpstefann


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 24 mei 2013 - 15:06

Waardoor komt het dat zoals u zegt dat nitraationen zich goed voelen in water waardoor het goed oplost. En bij chloride bijvoorbeeld niet, echter zijn de ladingen bij beide stoffen het zelfde.

#5

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 24 mei 2013 - 15:35

Chloride-ionen voelen zich ook prima in water, de meeste chlorides lossen ook prima op. Wat dat betreft is chloride misschien niet zo'n goed voorbeeld. Je kunt eigenlijk ook makkelijker even alleen naar het kristalrooster kijken. Een houtje-touwtje uitleg:

In een kristalrooster zitten afwisselend de positieve en de negatieve ionen. Neem bijvoorbeeld dit plaatje van een NaCl (keukenzout) rooster:

Geplaatste afbeelding
(bron: http://www.chemistry...images/nacl.jpg)

Zoals je ziet zijn de Na+ ionen een stukje kleiner dan de Cl- ionen. Ze passen er op zich makkelijk tussen. Maar hoe je het ook probeert, er blijft dus ook altijd een flink stuk lege ruimte over, en zelfs in de meest gunstige ordening (zoals hierboven getekend) zijn de ionen nog niet helemaal happy. Het is dus makkelijk om het NaCl-rooster open te breken, en NaCl zal dus ook relatief gemakkelijk oplossen.

Zou je een ander metaal-ion hebben met een flink grotere straal, dan passen die ionen er meer precies in, blijft er minder lege ruimte over en voelen de ionen zich meer happy in het kristalrooster. Zo'n stof lost minder goed op.

Maar, stel dat juist de negatieve ionen nog groter worden, dan blijft er in deze pakking dus nóg meer lege ruimte over en voelen de ionen zich uiteindelijk dus nóg minder happy in het rooster. Het zal dan dus makkelijker zijn om het rooster te verbreken.

Een nitraat-ion is wat groter dan een chloride-ion. Bovendien heeft het een beetje een onhandige vorm, het is eigenlijk een platte driehoek en geen bol zoals een Cl- ion. Dat maakt het voor nitraat-ionen minder handig om in een driedimensionaal kristalrooster te gaan zitten. Conclusie: nitraten lossen gemakkelijker op. Hetzelfde geldt voor acetaat-ionen, die zijn ook relatief groot met een onhandige vorm.

Hiermee kun je dus verklaren waarom de zouten van sommige ionen soms beter oplosbaar zijn dan de zouten van andere ionen, terwijl de ladingen verder wel gelijk zijn.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#6

Hpstefann

    Hpstefann


  • 0 - 25 berichten
  • 12 berichten
  • Gebruiker

Geplaatst op 25 mei 2013 - 18:03

Heel erg bedankt voor uw uitleg!

Ik had nog een vraag over de oplosbaarheid bij hogere temperaturen. Ook dan kunnen zouten verschillen in oplosbaarheid en dat had te maken met het feit dat de ene zout meer endotherm is dan de ander? Dat bij het oplossen van een zout dus een endotherme reactie ontstaat, maar dat het per zout verschilt hoe groot het endotherm is? Ik begreep dit niet helemaal.

#7

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 25 mei 2013 - 22:53

Temperatuurafhankelijkheid van een proces is vaak afhankelijk van de "entropie" of "wanorde"-term in de vrije energie, niet zozeer of het proces endotherm of exotherm is. Dit komt omdat in de berekening van de vrije energie de entropie direct wordt vermenigvuldigd met de temperatuur. Als er dus bij een proces een hoop entropie wordt gemaakt, dan zal dat proces bij een hogere temperatuur nog veel liever verlopen dan bij lage temperatuur.

Ik heb dit argument nooit in relatie tot de oplosbaarheid van zouten gehoord. Oplossen van vaste stoffen is over het algemeen een proces waarbij veel entropie wordt gegenereerd, maar toch zijn niet alle zouten beter oplosbaar in heet dan in koud water; keukenzout is een mooi voorbeeld waar de oplosbaarheid niet sterk temperatuursafhankelijk is.

#8

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 26 mei 2013 - 11:25

Ik vind bovenstaande eerlijk gezegd verwarrend. Eerst stel je dat de temperatuursafhankelijkheid het gevolg is van entropieverandering, vervolgens dat die entropieverandering groot is bij het oplossen van zouten (waaruit de conclusie dus moet zijn: zouten lossen beter op bij hoge temperatuur) en tenslotte stel je dat dit niet geldt voor de oplosbaarheid van keukenzout.

Hoewel je wat betreft de eerste 2 punten natuurlijk volkomen gelijk hebt (deze volgen uit de definitie van Gibbs vrije energie) maakt het laatste punt een en ander verwarrend. Ik ben het dan ook niet eens met de stelling dat de temperatuursafhankelijkheid niet gerelateerd zou zijn aan het endotherm of exotherm zijn van een reactie. Het principe van Le Châtelier volgend verlopen endotherme reacties beter naarmate de temperatuur wordt verhoogd. Is het oplossen van een zout een endotherm proces (wat bij veel zouten overigens ook het geval is), dan zal het zout beter oplossen bij hogere temperatuur.

Verder hangt de entropie-afhankelijkheid die je noemt samen met het warmte-effect van de reactie. Immers, als de reactie endotherm is en bovendien een entropie-afname zou laten zien, dan is LaTeX en zal de reactie niet spontaan verlopen. Een endotherme reactie moet dus wel entropie-gedreven zijn, anders zou deze niet plaatsvinden.

Cetero censeo Senseo non esse bibendum


#9

rwwh

    rwwh


  • >5k berichten
  • 6847 berichten
  • Moderator

Geplaatst op 28 mei 2013 - 22:04

Marko heeft natuurlijk helemaal gelijk, al is het oproepen van het principe van Le Châtelier hier wel heel dicht bij een cirkelredenering. Dat is namelijk een fenemenologisch principe, en in het geval van endotherme reacties en de temperatuur is dit fenomeen volgens mij het gevolg van de entropieterm in de vrije energie!

Overigens is het oplossen van keukenzout inderdaad slechts marginaal endotherm: Zie: http://en.wikipedia....nge_of_solution

#10

Marko

    Marko


  • >5k berichten
  • 8937 berichten
  • VIP

Geplaatst op 28 mei 2013 - 23:40

Marko heeft natuurlijk helemaal gelijk, al is het oproepen van het principe van Le Châtelier hier wel heel dicht bij een cirkelredenering. Dat is namelijk een fenemenologisch principe,


Nee hoor, het is een fundamenteel principe dat kan worden afgeleid uit thermodynamische definities, zoals in dit boek (Concepts in Physical Chemistry) gebeurt:

http://books.google....id=cWVq196HQ9oC

(pagina 149)

Cetero censeo Senseo non esse bibendum






0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures