Perché la temperatura influisce sulla concentrazione di ossigeno disciolto?

Si osserva che la solubilità di molti gas in una varietà di liquidi diminuisce con laumento i n temperatura, ad esempio ossigeno, azoto e metano nellacqua. Ciò segue le previsioni qualitative del principio di Le Chatelier, che in termodinamica è soppiantato dallequazione di Clapeyron. Poiché una delle due fasi coinvolte è un gas, è possibile utilizzare lequazione di Clausius-Clapeyron.

Ciò presuppone che il volume molare di qualsiasi gas / vapore sia di gran lunga maggiore di quello della soluzione. Supponendo che tutti i valori corrispondano a una mole, lequazione di Clausius – Clapeyron è

$$ \ frac {\ mathrm d \ ln (p)} {\ mathrm dT} = \ frac {\ Delta H} {RT ^ 2} $$ che nella sua forma integrata tra pressione e temperatura $ p_1, da T_1 $ a $ p_2, T_2 $, e assumendo che $ \ Delta H $ sia indipendente dalla temperatura dà

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

Nonostante le approssimazioni implicate nella sua derivazione, questa equazione descrive bene le misurazioni della tensione di vapore su molti solidi e liquidi, ad esempio depressione del punto di congelamento, elevazione del punto di ebollizione e solubilità di solidi e gas nei liquidi, sebbene questultimo non sia descritto frequentemente come gli altri due.

Nellelevazione del punto di ebollizione la soluzione alla temperatura $ T_1 $ ha una pressione di vapore $ p_1 $ inferiore rispetto al solvente puro . La soluzione bolle solo quando la temperatura viene aumentata a $ T_2 $ dove la sua tensione di vapore è aumentata a $ p_2 $ (normalmente 1 atm), che è la pressione alla quale bolle il solvente puro. Per la legge di Raoult $ p_1 = p_2x _ {\ mathrm s} $, dove $ x _ {\ mathrm s} $ è la frazione molare del solvente $ \ ln (p_2 / p_1) = \ ln (1 / x_s) $ As $ x_ \ mathrm s = 1-x_ \ mathrm t $ dove $ x_ \ mathrm t $ è la frazione molare di soluto, $$ \ ln \ left (\ frac {1} {1-x_t} \ right) = – \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$ e poiché $ x_ \ mathrm t $ è molto più piccolo dellunità $ \ ln (1-x_t) \ approx -x_t -x_t ^ 2/2 \ ldots $ da cui il secondo termine può essere ignorato in quanto è insignificante rispetto al primo allora, $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$

Termodinamicamente lelevazione del punto di ebollizione e la solubilità sono molto simili ma dobbiamo scambiare soluto e solvente, quindi quello che prima chiamavamo solvente ora deve essere soluto e viceversa .

Considerando ora la solubilità, la variazione della frazione molare disciolta $ x_ \ mathrm t $ può essere scritta come $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_ \ mathrm B} \ right) $$

dove quella che era $ T_2 $ è ora la normale temperatura di ebollizione del liquido liquefatto gas. Anche $ \ Delta H_ \ text {vap} $ (una quantità positiva) è ora il calore (molare) di vaporizzazione del gas liquefatto e approssimiamo che questo sia il calore di vaporizzazione dalla soluzione.

Questultima equazione indica che la solubilità diminuisce allaumentare della temperatura e dovrebbe essere la stessa in tutti i solventi in cui forma soluzioni ideali.

Nella soluzione una molecola di gas ha un attrattivo energia di interazione tra sé e il solvente. (Lesperimento mostra che $ \ Delta H_ \ text {vap} $ è positivo quindi il calore da dissolvere è negativo). Le molecole di solvente hanno anche uninterazione attraente tra loro altrimenti non formerebbero un liquido. Pertanto, per uninterazione gas-solvente, una solvente-solvente deve essere distrutta. Nel complesso la differenza di energia è probabilmente piccola. Tuttavia, cè un effetto entropico da considerare. Chiaramente questo aumenterà quando un gas si dissolverà poiché ora cè unaltra specie nel solvente e quindi il numero di modi in cui le molecole possono essere disposte è aumentato e questo avrà aumentato lentropia. Insieme, questi effetti rendono lenergia libera negativa come ci si aspetta da un processo spontaneo.

Allaumentare della temperatura le molecole guadagnano energia media e quindi sono maggiormente in grado di superare il potenziale attrattivo che le mantiene in soluzione e quindi la tensione di vapore del solvente aumenta e la solubilità del gas diminuisce. Vale anche la pena notare che lenergia cinetica media $ (3/2) kT $ è la stessa nella soluzione e nella fase gassosa, in soluzione è semplicemente limitata a un raggio di movimento inferiore. Da qui lidea che sia lenergia cinetica acquisita che fa entrare una molecola nella fase gassosa in modo errato.

Per i gas ideali (probabilmente in soluzione la fisica è leggermente diversa) ma comunque poiché lossigeno è un gas ideale, le equazioni dalla fisica che devi tenere a mente sono …

energia cinetica = ( 1/2) (massa) (velocità) ^ 2 = (3/2) (costante di Boltzmann) (Temperatura),

quindi la temperatura è una misura della velocità delle tue molecole, dove allaumentare della temperatura , così aumenta la velocità delle molecole. Pertanto, tutte le molecole in soluzione, compreso lossigeno gassoso, si muovono più rapidamente guadagnando energia cinetica per sfuggire allenergia di solvatazione, e quindi sono più inclini a ribollire sulla superficie e sfuggire alla soluzione acquosa perché lossigeno gassoso è meno denso dellacqua liquida.

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• Purtroppo neanche questa risposta è corretta.

Lacqua fredda contiene più molecole di ossigeno rispetto allacqua calda perché le molecole dacqua sono più vicine tra loro nellacqua fredda, il che rende più difficile la fuga della molecola di ossigeno. A temperature più elevate, la molecola di ossigeno ha una maggiore quantità di energia cinetica. Quindi la molecola di gas nellacqua calda può superare più facilmente le deboli forze di legame allinterno dellacqua e sfuggire attraverso la superficie.

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• Sfortunatamente questa risposta non è corretto