De ce afectează temperatura concentrația de oxigen dizolvat?

Se observă că solubilitatea multor gaze dintr-o varietate de lichide scade odată cu creșterea i n temperatura, de exemplu oxigen, azot și metan în apă. Aceasta urmează predicțiile calitative ale principiului lui Le Chatelier, care în termodinamică este înlocuit de ecuația Clapeyron. Deoarece una dintre cele două faze implicate este un gaz, ecuația Clausius-Clapeyron poate fi utilizată.

Aceasta presupune că volumul molar al oricărui gaz / vapor este mult mai mare decât cel al soluției. Presupunând că toate valorile corespund unui mol, ecuația Clausius – Clapeyron este

$$ \ frac {\ mathrm d \ ln (p)} {\ mathrm dT} = \ frac {\ Delta H} {RT ^ 2} $$ care în forma sa integrată între presiune și temperatură $ p_1, T_1 $ până la $ p_2, T_2 $ și presupunând că $ \ Delta H $ este independent de temperatură dă

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

În ciuda aproximărilor implicate în derivarea sa, această ecuație descrie bine măsurătorile presiunii vaporilor asupra multor solide și lichide, de exemplu depresiunea punctului de îngheț, creșterea punctului de fierbere și solubilitatea solidelor și gazelor în lichide, deși acesta din urmă nu este descris la fel de frecvent ca celelalte două.

La creșterea punctului de fierbere, soluția la o temperatură $ T_1 $ are o presiune de vapori mai mică $ p_1 $ decât solventul pur . Soluția fierbe numai atunci când temperatura crește la $ T_2 $ unde presiunea sa de vapori a crescut la $ p_2 $ (în mod normal 1 atm), care este presiunea la care fierbe solventul pur. Conform legii lui Raoult $ p_1 = p_2x _ {\ mathrm s} $, unde $ x _ {\ mathrm s} $ este fracția molară de solvent $ \ ln (p_2 / p_1) = \ ln (1 / x_s) $ Ca $ x_ \ mathrm s = 1-x_ \ mathrm t $ unde $ x_ \ mathrm t $ este fracția molară a solutului, $$ \ ln \ left (\ frac {1} {1-x_t} \ right) = – \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$ și ca $ x_ \ mathrm t $ este mult mai mic decât unitatea $ \ ln (1-x_t) \ approx -x_t -x_t ^ 2/2 \ ldots $ din care al doilea termen poate fi ignorat, deoarece este nesemnificativ în comparație cu primul de atunci, $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$

Termodinamic înălțimea punctului de fierbere și a solubilității sunt foarte asemănătoare, dar trebuie să schimbăm solutul și solventul, așa că ceea ce numeam anterior solvent trebuie să fie acum solut și invers .

Având în vedere acum solubilitatea, variația fracției molare dizolvate $ x_ \ mathrm t $ poate fi scrisă ca $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_ \ mathrm B} \ right) $$

unde ceea ce a fost $ T_2 $ este acum temperatura normală de fierbere a lichefiatului gaz. De asemenea, $ \ Delta H_ \ text {vap} $ (o cantitate pozitivă) este acum căldura (molară) de vaporizare a gazului lichefiat și aproximăm că aceasta este căldura de vaporizare din soluție.

Această ultimă ecuație indică faptul că solubilitatea scade odată cu creșterea temperaturii și ar trebui să fie aceeași în toți solvenții în care formează soluții ideale.

În soluție, o moleculă de gaz are un aspect atractiv. energie de interacțiune între sine și solvent. (Experimentul arată că $ \ Delta H_ \ text {vap} $ este pozitiv, astfel căldura de dizolvat este negativă). Moleculele de solvent au, de asemenea, o interacțiune atractivă între ele, altfel nu ar forma un lichid. Astfel, pentru o interacțiune gaz-solvent, un solvent-solvent trebuie distrus. În general, diferența de energie este probabil mică. Cu toate acestea, există un efect entropic de luat în considerare. În mod clar, acest lucru va crește atunci când un gaz se dizolvă, deoarece acum există o altă specie în solvent și, astfel, numărul de moduri în care moleculele pot fi aranjate a crescut și acest lucru va crește entropia. Împreună, aceste efecte fac ca energia liberă să fie negativă așa cum era de așteptat pentru un proces spontan.

Pe măsură ce temperatura crește, moleculele câștigă în energie medie și astfel sunt mai capabili să depășească potențialul atractiv care le menține în soluție și astfel crește presiunea de vapori a solventului și scade solubilitatea gazului. De asemenea, merită remarcat faptul că energia cinetică medie $ (3/2) kT $ este aceeași în soluție și în faza gazoasă, în soluție este limitată doar la un interval mai mic de mișcare. Astfel, noțiunea că energia cinetică dobândită este cea care face ca o moleculă să intre în fază gazoasă incorect.

Pentru gazele ideale (probabil în soluție fizica este puțin diferită), dar oricum, deoarece oxigenul este un gaz ideal, ecuațiile din fizică pe care trebuie să le aveți în vedere sunt …

energia cinetică = ( 1/2) (masă) (viteză) ^ 2 = (3/2) (constanta Boltzmann) (temperatură),

deci temperatura este o măsură a vitezei moleculelor dvs., în timp ce temperatura crește , la fel crește și viteza moleculelor. Astfel, toate moleculele aflate în soluție, inclusiv oxigenul gazos, se mișcă mai rapid, câștigând energie cinetică pentru a scăpa de energia de solvatare și, prin urmare, sunt mai predispuse să bule pe suprafață și să scape de soluția apoasă, deoarece oxigenul gazos este mai puțin dens decât apa lichidă.

Comentarii

• Din păcate, nici acest răspuns nu este corect.

Apa rece conține mai multă moleculă de oxigen decât apa fierbinte, deoarece moleculele de apă sunt mai apropiate între ele în apa rece, ceea ce face ca molecula de oxigen să scape mai greu. La temperaturi mai ridicate, molecula de oxigen are o cantitate mai mare de energie cinetică. Deci, molecula de gaz din apa fierbinte poate depăși mai ușor forțele slabe de legare din apă și scăpa prin suprafață.

Comentarii

• Din păcate, acest răspuns nu este corect