Waarom beïnvloedt temperatuur de concentratie opgeloste zuurstof?

Er wordt waargenomen dat de oplosbaarheid van veel gassen in verschillende vloeistoffen afneemt met een toename van i n temperatuur, bijvoorbeeld zuurstof, stikstof en methaan in water. Dit volgt de kwalitatieve voorspellingen van het principe van Le Chatelier, dat in de thermodynamica wordt verdrongen door de Clapeyron-vergelijking. Aangezien een van de twee betrokken fasen een gas is, kan de Clausius-Clapeyron-vergelijking worden gebruikt.

Dit veronderstelt dat het molaire volume van elk gas / damp veel groter is dan dat van de oplossing. Aangenomen dat alle waarden overeenkomen met één mol, is de Clausius-Clapeyron-vergelijking

$$ \ frac {\ mathrm d \ ln (p)} {\ mathrm dT} = \ frac {\ Delta H} {RT ^ 2} $$ die in zijn geïntegreerde vorm tussen druk en temperatuur $ p_1, T_1 $ tot $ p_2, T_2 $, en door aan te nemen dat $ \ Delta H $ onafhankelijk is van temperatuur geeft

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

Ondanks de benaderingen die betrokken zijn bij de afleiding ervan, beschrijft deze vergelijking goed de metingen van de dampspanning over veel vaste stoffen en vloeistoffen, bijvoorbeeld verlaging van het vriespunt, verhoging van het kookpunt en oplosbaarheid van vaste stoffen en gassen in vloeistoffen, hoewel de laatste niet zo vaak wordt beschreven als de andere twee.

Bij de verhoging van het kookpunt heeft de oplossing bij een temperatuur $ T_1 $ een lagere dampspanning $ p_1 $ dan het zuivere oplosmiddel . De oplossing kookt alleen wanneer de temperatuur wordt verhoogd tot $ T_2 $, waar de dampspanning is gestegen tot $ p_2 $ (normaal 1 atm), de druk waarbij het zuivere oplosmiddel kookt. Volgens de wet van Raoult $ p_1 = p_2x _ {\ mathrm s} $, waarbij $ x _ {\ mathrm s} $ de molfractie is van oplosmiddel $ \ ln (p_2 / p_1) = \ ln (1 / x_s) $ As $ x_ \ mathrm s = 1-x_ \ mathrm t $ waarbij $ x_ \ mathrm t $ de molfractie van opgeloste stof is, $$ \ ln \ left (\ frac {1} {1-x_t} \ right) = – \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$ en als $ x_ \ mathrm t $ is veel kleiner dan eenheid $ \ ln (1-x_t) \ approx -x_t -x_t ^ 2/2 \ ldots $ waarvan de tweede term kan worden genegeerd omdat deze onbeduidend is in vergelijking met de eerste, dan $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$

Thermodynamisch de verhoging van kookpunt en oplosbaarheid lijken erg op elkaar, maar we moeten opgeloste stof en oplosmiddel omwisselen, dus wat we voorheen oplosmiddel noemden, moet nu opgeloste stof zijn en vice versa .

Nu de oplosbaarheid in overweging wordt genomen, kan de variatie van de opgeloste molfractie $ x_ \ mathrm t $ worden geschreven als $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_ \ mathrm B} \ right) $$

waar $ T_2 $ nu de normale kooktemperatuur was van het vloeibare gas. Ook $ \ Delta H_ \ text {vap} $ (een positieve grootheid) is nu de (molaire) verdampingswarmte van het vloeibaar gemaakte gas en we benaderen dit als de verdampingswarmte uit de oplossing.

Deze laatste vergelijking geeft aan dat de oplosbaarheid afneemt naarmate de temperatuur stijgt en hetzelfde zou moeten zijn in alle oplosmiddelen waarin het ideale oplossingen vormt.

In de oplossing heeft een gasmolecuul een aantrekkelijke interactie-energie tussen zichzelf en het oplosmiddel. (Experiment toont aan dat $ \ Delta H_ \ text {vap} $ positief is, dus de op te lossen warmte is negatief). De oplosmiddelmoleculen hebben ook onderling een aantrekkelijke wisselwerking, anders zouden ze geen vloeistof vormen. Dus voor een gas-oplosmiddel interactie moet een oplosmiddel-oplosmiddel worden vernietigd. Over het algemeen is het verschil in energie waarschijnlijk klein. Er is echter een entropisch effect waarmee rekening moet worden gehouden. Het is duidelijk dat dit zal zijn toegenomen wanneer een gas oplost, aangezien er nu een andere soort in het oplosmiddel zit en dus is het aantal manieren waarop de moleculen kunnen worden gerangschikt toegenomen en dit zal de entropie hebben vergroot. Samen maken deze effecten de vrije energie negatief zoals verwacht voor een spontaan proces.

Naarmate de temperatuur toeneemt, winnen de moleculen aan gemiddelde energie en zijn ze dus beter in staat om het aantrekkelijke potentieel te overwinnen dat ze in oplossing houdt en dus neemt de dampspanning van het oplosmiddel toe en neemt de oplosbaarheid van het gas af. Het is ook vermeldenswaard dat de gemiddelde kinetische energie $ (3/2) kT $ hetzelfde is in de oplossing en in de gasfase, in oplossing is het slechts beperkt tot een kleiner bewegingsbereik. Dus het idee dat het de kinetische energie is die wordt verkregen die ervoor zorgt dat een molecuul in de gasfase terechtkomt, is onjuist.

Voor ideale gassen (waarschijnlijk in oplossing is de fysica een beetje anders) maar hoe dan ook, aangezien zuurstof een ideaal gas is, zijn de vergelijkingen uit de fysica die je in gedachten moet houden …

kinetische energie = ( 1/2) (massa) (snelheid) ^ 2 = (3/2) (Boltzmann-constante) (Temperatuur),

dus daarom is temperatuur een maat voor de snelheid van je moleculen, waar naarmate de temperatuur toeneemt , zo neemt ook de snelheid van de moleculen toe. Alle moleculen in oplossing, inclusief gasvormige zuurstof, bewegen dus sneller en verkrijgen kinetische energie om te ontsnappen aan solvatatie-energie, en dus zijn ze meer vatbaar voor het opborrelen van het oppervlak en ontsnappen aan een waterige oplossing omdat zuurstofgas minder dicht is dan vloeibaar water.

Opmerkingen

• Helaas is dit antwoord ook niet correct.

Koud water bevat meer zuurstofmoleculen dan warm water omdat watermoleculen dichter bij elkaar staan in koud water, waardoor het moeilijker wordt om zuurstofmoleculen te ontsnappen. Bij hogere temperatuur heeft het zuurstofmolecuul een grotere hoeveelheid kinetische energie. Zodat het gasmolecuul in heet water gemakkelijker de zwakke bindende krachten in het water kan overwinnen en via het oppervlak kan ontsnappen.

Opmerkingen

• Helaas is dit antwoord is niet correct