Hvorfor påvirker temperaturen koncentrationen af opløst ilt?

Opløseligheden af mange gasser i en række væsker observeres at falde med stigning i n temperatur, for eksempel ilt, nitrogen og methan i vand. Dette følger de kvalitative forudsigelser af Le Chateliers princip, som i termodynamik erstattes af Clapeyron-ligningen. Da en af de to involverede faser er en gas, kan ligningen Clausius-Clapeyron anvendes.

Dette antager, at molvolumenet af enhver gas / damp er langt større end opløsningens. Hvis vi antager, at alle værdier svarer til en mol, er ligningen Clausius – Clapeyron

$$ \ frac {\ mathrm d \ ln (p)} {\ mathrm dT} = \ frac {\ Delta H} {RT ^ 2} $$ som i sin integrerede form mellem tryk og temperatur $ p_1, T_1 $ til $ p_2, T_2 $, og ved at antage at $ \ Delta H $ er uafhængig af temperatur giver

$$ \ ln \ left (\ frac {p_2} {p_1} \ right) = – \ frac {\ Delta H} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$

På trods af de tilnærmelser, der er involveret i dens afledning, beskriver denne ligning godt målingerne af damptrykket over mange faste stoffer og væsker, for eksempel nedtrykning af frysepunktet, kogepunktets forøgelse og opløseligheden af faste stoffer og gasser i væsker, skønt sidstnævnte ikke er så ofte beskrevet som de to andre.

I kogepunktets højde har opløsningen ved en temperatur $ T_1 $ et lavere damptryk $ p_1 $ end det rene opløsningsmiddel . Opløsningen koger kun, når temperaturen øges til $ T_2 $, hvor dens damptryk er steget til $ p_2 $ (normalt 1 atm), hvilket er det tryk, hvormed det rene opløsningsmiddel koger. Ifølge Raoults lov $ p_1 = p_2x _ {\ mathrm s} $, hvor $ x _ {\ mathrm s} $ er molfraktionen af opløsningsmiddel $ \ ln (p_2 / p_1) = \ ln (1 / x_s) $ Som $ x_ \ mathrm s = 1-x_ \ mathrm t $ hvor $ x_ \ mathrm t $ er molfraktionen af opløst stof, $$ \ ln \ left (\ frac {1} {1-x_t} \ right) = – \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$ og som $ x_ \ mathrm t $ er langt mindre end enhed $ \ ln (1-x_t) \ approx -x_t -x_t ^ 2/2 \ ldots $ hvorfra det andet udtryk kan ignoreres, da det er ubetydeligt sammenlignet med det første, $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$

Termodynamisk højden af kogepunktet og opløseligheden er meget ens, men vi skal bytte opløsningsmiddel og opløsningsmiddel over, så det, vi tidligere kaldte opløsningsmiddel, skal nu være opløst og omvendt .

I betragtning af nu opløselighed kan variationen af molfraktionen opløst $ x_ \ mathrm t $ skrives som $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_ \ mathrm B} \ right) $$

hvor det, der var $ T_2 $, nu er den normale kogetemperatur for den flydende gas. Også $ \ Delta H_ \ text {vap} $ (en positiv mængde) er nu (molær) fordampningsvarme af den flydende gas, og vi tilnærmer dette til at være fordampningsvarmen fra opløsning.

Denne sidste ligning indikerer, at opløseligheden falder med stigning i temperatur og skal være den samme i alle opløsningsmidler, hvor den danner ideelle opløsninger.

I opløsningen har et gasmolekyle et attraktivt interaktionsenergi mellem sig selv og opløsningsmidlet. (Eksperiment viser, at $ \ Delta H_ \ text {vap} $ er positiv, så varmen, der skal opløses, er negativ). Opløsningsmiddelmolekylerne har også en attraktiv interaktion indbyrdes, ellers ville de ikke danne en væske. For en interaktion mellem gas og opløsningsmiddel skal et opløsningsmiddel-opløsningsmiddel således destrueres. Samlet set er forskellen i energi sandsynligvis lille. Der er dog en entropisk effekt at overveje. Dette vil klart være steget, når en gas opløses, da der nu er en anden art i opløsningsmidlet, og antallet af måder, hvorpå molekylerne kan arrangeres, er således steget, og dette vil have øget entropien. Sammen gør disse effekter den frie energi negativ som forventet for en spontan proces.

Efterhånden som temperaturen øges, får molekylerne en gennemsnitlig energi, og de er således mere i stand til at overvinde det attraktive potentiale, der holder dem i opløsning, og opløsningsmidlets damptryk stiger, og gasens opløselighed falder. Det er også værd at bemærke, at den gennemsnitlige kinetiske energi $ (3/2) kT $ er den samme i opløsningen og i gasfasen, i opløsning er den kun begrænset til et mindre bevægelsesområde. Forestillingen om, at det er den kinetiske energi, der erhverves, får et molekyle til at gå ind i gasfasen i forkert.

For ideelle gasser (sandsynligvis i opløsning er fysikken lidt anderledes) men alligevel, da ilt er en ideel gas, er ligningerne fra fysik, som du skal huske på …

kinetisk energi = ( 1/2) (masse) (hastighed) ^ 2 = (3/2) (Boltzmann konstant) (Temperatur),

så derfor er temperatur et mål for hastigheden på dine molekyler, hvor temperaturen stiger , så øges hastigheden af molekylerne. Således bevæger alle molekyler i opløsning, herunder gasformigt ilt, hurtigere og vinder kinetisk energi for at undslippe opløsningsenergi, og derfor er de mere tilbøjelige til at boble overfladen op og undslippe vandig opløsning, fordi iltgas er mindre tæt end flydende vand.

Kommentarer

• Desværre er dette svar heller ikke korrekt.

Koldt vand har mere iltmolekyle end varmt vand, fordi vandmolekyler er tættere på hinanden i koldt vand, hvilket gør det sværere iltmolekyle at undslippe. Ved højere temperaturer har iltmolekylet større mængde kinetisk energi. Så gasmolekylet i varmt vand kan lettere overvinde de svage bindende kræfter i vandet og flygte gennem overfladen.

Kommentarer

• Desværre dette svar er ikke korrekt