Jonföreningars löslighet i vatten
I min bok står det att jonföreningar löser sig bättre i vatten i högre temperatur pga upplösning av salter är endoterma (vilket gynnas av högre T). Men huvudregeln om jonföreningars löslighet i vatten går emot detta (som säger att en jonförening är lättlöslig i vatten ifall den energi som avges när jonerna hydratiseras är större än den energin som krävs för att bryta bindningar = detta innebär ju att jonföreningar som lätt löser sig i vatten är exoterma)!!
Jag tänker att den endoterma reaktionen ändå kan ske pga ordnad oordning/entropi; men varför gynnas den då av temperaturökning?
Det finns inget salt som är obegränsat lösligt i vatten - om du häller i salt i en vattenlösning kommer du förr eller senare till en punkt då det inte löser sig mer salt, då är lösningen mättad. När detta inträffar är det inte entalpimässigt gynnsamt att lösa upp mer salt. Om du värmer en mättad saltlösning, kan du lösa upp mer salt i den.
Smaragdalena skrev :Det finns inget salt som är obegränsat lösligt i vatten - om du häller i salt i en vattenlösning kommer du förr eller senare till en punkt då det inte löser sig mer salt, då är lösningen mättad. När detta inträffar är det inte entalpimässigt gynnsamt att lösa upp mer salt. Om du värmer en mättad saltlösning, kan du lösa upp mer salt i den.
Förstår inte varför det är så! :/ känns så oklart
Till slut har du vatten i salt snarare än tvärt om. Det måste finnas en gräns för hur mycket salt man kan lösa in.
Teraeagle skrev :Till slut har du vatten i salt snarare än tvärt om. Det måste finnas en gräns för hur mycket salt man kan lösa in.
Nu förstår jag ingenting..
Gå ut i köket och häll upp en deciliter vatten i ett glas. * Häll i salt. Rör om * Upprepa * - * tills du har lite salt kvar på botten hur mycket du än rör om. Du har nu gjort en mättad saltlösning.
Sätt in glaset med mättad saltlösning i mikrovågsugnen och värm i 1 minut. Rör om igen. Ser du att allt saltet har löst sig?
Smaragdalena skrev :Gå ut i köket och häll upp en deciliter vatten i ett glas. * Häll i salt. Rör om * Upprepa * - * tills du har lite salt kvar på botten hur mycket du än rör om. Du har nu gjort en mättad saltlösning.
Sätt in glaset med mättad saltlösning i mikrovågsugnen och värm i 1 minut. Rör om igen. Ser du att allt saltet har löst sig?
Förstår dock inte varför det är så! Upplösning av NaCl är exoterm, därför tänker jag att upphettning bara ger motsatsen.
Upplösning av NaCl i rent vatten är exoterm, "upplösning" av NaCl i en mättad saltlösning leder till en dynamisk jämvikt där det faller ut lika mycket som det löses upp hela tiden.
Smaragdalena skrev :Upplösning av NaCl i rent vatten är exoterm, "upplösning" av NaCl i en mättad saltlösning leder till en dynamisk jämvikt där det faller ut lika mycket som det löses upp hela tiden.
Jag resonerar att avkylning gynnar den exoterma reaktionen. Därför bör upphettning ge sämre löslighet....
Du glömmer fortfarande att ta hänsyn till att det handlar om en MÄTTAD lösning av saltet. Då är inte upplösning av ännu mer salt en exoterm reaktion.
Smaragdalena skrev :Du glömmer fortfarande att ta hänsyn till att det handlar om en MÄTTAD lösning av saltet. Då är inte upplösning av ännu mer salt en exoterm reaktion.
Så - så länge en lösning är mättad så ges en upplösning av ännu mer salt genom upphettning (oavsett ifall vägen till mättningen varit exo- eller endoterm). MEN vägen till mättningen dvs när man löser saltet kan antingen vara endoterm eller exoterm?
För vissa (lättlösliga) salter, t ex NaOH, är upplösning en exoterm reaktion - blandningen blir varm.
För vissa (lättlösliga) salter, t ex salmiak, är upplösning en endoterm reaktion - blandningen blir kallare.
Smaragdalena skrev :För vissa (lättlösliga) salter, t ex NaOH, är upplösning en exoterm reaktion - blandningen blir varm.
För vissa (lättlösliga) salter, t ex salmiak, är upplösning en endoterm reaktion - blandningen blir kallare.
Jääättebra!!! Vet du dock varför man kan lösa ännu mer salt när man värmer lösningen?
Har ni pratat om Gibbs fria energi?
Smaragdalena skrev :Har ni pratat om Gibbs fria energi?
Nej, inte än :-) Det kanske är lite överkurs, men det vore bra ifall du förklarade!
Gibbs fria energi kan bl a användas för att avgöra om en reaktion är spontan eller inte. Det som påverkar är entalpiskillnad, entropiskillnad och temperatur.
När du beräknar entalpin så antar du att lösningen är oändligt utspädd (läs: består bara av vatten). Det är fallet i början när saltet börjar att lösas upp, men när man har löst upp en betydande mängd av det börjar det antagandet att bli orimligt.
Om man försöker att beräkna jämviktskonstanten för upplösningen
vid 25 grader, så finner man att K=. Om man gör en jämviktstabell och beräknar jämviktskoncentrationen av Na+, så får man fram att den motsvarar 2991 mol/dm3. Det skulle betyda att man kan lösa 120 kg NaOH i en liter vatten innan det inte gick att lösa upp mer. Helt orimligt resultat.
Varför blir det fel?
- När man tar fram jämviktskonstanten antar man att lösningen är oändligt utspädd, vilket kan stämma bra för svårlösliga salter. När man har löst upp en del NaOH börjar dock det antagandet att falla ihop.
- Man kan inte längre se vattnet som lösningsmedel. I jämviktsekvationer kan man ju normalt förkorta bort vatten, men det blir inte längre möjligt.
- När koncentrationen av joner blir tillräckligt hög, fungerar inte längre jämviktsekvationen som den ska. Inom gymnasiekemin gör man en förenkling och stoppar in koncentrationer, men det ska egentligen vara aktiviteter. Dessa beror av temperaturen, koncentrationen, lösningsmedlet och allt möjligt.
Slutsats: Man kan inte använda vanliga jämviktsekvationer och principer som att "ökad temperatur ger lägre koncentration om reaktionen är exoterm" som man gör på gymnasiet när det kommer till lättlösliga salter. När man ökar koncentrationen av ett ämne väldigt mycket börjar en mängd andra faktorer att spela in. Dessa är inte alltid helt enkla att modellera (ett dussin olika saker beror på temperaturen och man kan inte alltid uppskatta värdet på alla variabler).
