Jag vet att en ökning av temperaturen minskar syrgasens löslighet i vatten, men jag vet inte varför. Kan någon förklara?
Kommentarer
- Har du försökt att söka lite själv? Du ' sa inte vad du vet hittills eller där du tittade innan du publicerade här. Söker google efter " syreupplösningstemperatur " ger detta som det tredje resultatet. Pröva.
- @Don_S oh coolt, det står att det ' s eftersom lösning av syre är exoterm, och enligt Le Chatelier ' s princip skulle tillsättning av värme gynna den endotermiska sidan, så att lägga till värme flyttar jämvikten åt vänster. Tack för länken, perfekt!
Svar
Lösligheten för många gaser i en mängd olika vätskor observeras minska med ökningen i n temperatur, till exempel syre, kväve och metan i vatten. Detta följer de kvalitativa förutsägelserna av Le Chateliers princip, som inom termodynamik ersätts av Clapeyron-ekvationen. Eftersom en av de två inblandade faserna är en gas kan ekvationen Clausius-Clapeyron användas.
Detta förutsätter att molvolymen för vilken gas / ånga som helst är mycket större än lösningen. Om vi antar att alla värden motsvarar en mol är ekvationen Clausius – Clapeyron
$$ \ frac {\ mathrm d \ ln (p)} {\ mathrm dT} = \ frac {\ Delta H} {RT ^ 2} $$ som i sin integrerade form mellan tryck och temperatur $ p_1, T_1 $ till $ p_2, T_2 $, och genom att anta att $ \ Delta H $ är oberoende av temperatur ger
$$ \ ln \ left (\ frac {p_2} {p_1} \ right) = – \ frac {\ Delta H} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ right) $$$ i vätskor, även om den senare inte beskrivs så ofta som de andra två.
I kokpunktens höjd har lösningen vid en temperatur $ T_1 $ ett lägre ångtryck $ p_1 $ än det rena lösningsmedlet . Lösningen kokar bara när temperaturen höjs till $ T_2 $ där dess ångtryck har ökat till $ p_2 $ (normalt 1 atm), vilket är det tryck vid vilket det rena lösningsmedlet kokar. Enligt Raoults lag $ p_1 = p_2x _ {\ mathrm s} $, där $ x _ {\ mathrm s} $ är molfraktionen av lösningsmedel $ \ ln (p_2 / p_1) = \ ln (1 / x_s) $ Som $ x_ \ mathrm s = 1-x_ \ mathrm t $ där $ x_ \ mathrm t $ är molfraktionen av löst ämne, $$ \ ln \ left (\ frac {1} {1-x_t} \ right) = – \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ vänster (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ höger) $$ och som $ x_ \ mathrm t $ är mycket mindre än enhet $ \ ln (1-x_t) \ approx -x_t -x_t ^ 2/2 \ ldots $ från vilken den andra termen kan ignoreras eftersom den är obetydlig jämfört med den första då, $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ vänster (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_1} \ höger) $$
Termodynamiskt höjning av kokpunkt och löslighet är väldigt lika men vi måste byta lösningsmedel och lösningsmedel över så det vi tidigare kallade lösningsmedel måste nu vara lösligt och tvärtom .
Med tanke på nu löslighet kan variationen av molfraktionen upplöst $ x_ \ mathrm t $ skrivas som $$ x_ \ mathrm t = \ frac {\ Delta H_ \ text {vap}} {R} \ left (\ frac {1} {T_2} – \ frac {1} {T_ \ mathrm B} \ höger) $$
där det som var $ T_2 $ nu är den normala koktemperaturen för den flytande gas. Även $ \ Delta H_ \ text {vap} $ (en positiv kvantitet) är nu (molär) förångningsvärme för den flytande gasen och vi uppskattar detta för att vara förångningsvärmen från lösningen.
Den sista ekvationen indikerar att lösligheten minskar med temperaturökning och bör vara densamma i alla lösningsmedel där den bildar idealiska lösningar.
I lösningen har en gasmolekyl en attraktiv interaktionsenergi mellan sig själv och lösningsmedlet. (Experimentet visar att $ \ Delta H_ \ text {vap} $ är positiv så att värmen som ska lösas upp är negativ). Lösningsmedelsmolekylerna har också en attraktiv interaktion mellan sig annars skulle de inte bilda en vätska. För en interaktion mellan gas och lösningsmedel måste således ett lösningsmedel-lösningsmedel förstöras. Generellt sett är skillnaden i energi antagligen liten. Det finns dock en entropisk effekt att tänka på. Uppenbarligen kommer detta att ha ökat när en gas löser sig eftersom det nu finns en annan art i lösningsmedlet och därmed har antalet sätt som molekylerna kan ordnas ökat och detta kommer att öka entropin. Tillsammans gör dessa effekter den fria energin negativ som förväntat för en spontan process.
När temperaturen höjs ökar molekylerna i genomsnittlig energi och kan således övervinna den attraktiva potentialen som håller dem i lösning och därmed ökar lösningsmedlets ångtryck och gasens löslighet minskar. Det är också värt att notera att den genomsnittliga kinetiska energin $ (3/2) kT $ är densamma i lösningen och i gasfasen, i lösning är den bara begränsad till ett mindre rörelseområde. Således uppfattas att det är den kinetiska energin som förvärvas som får en molekyl att gå in i gasfasen i felaktig riktning.
Svar
För ideala gaser (förmodligen i lösning är fysiken lite annorlunda) men hur som helst eftersom syre är en idealgas är ekvationerna från fysiken som du behöver tänka på …
kinetisk energi = ( 1/2) (massa) (hastighet) ^ 2 = (3/2) (Boltzmann-konstant) (Temperatur),
så därför är temperaturen ett mått på hastigheten på dina molekyler, där när temperaturen ökar , så ökar molekylernas hastighet. Således rör sig alla molekyler i lösning, inklusive gasformigt syre, snabbare och får kinetisk energi för att undkomma lösningsenergi, och så är de mer benägna att bubbla upp ytan och fly ut vattenlösning eftersom syrgas är mindre tät än flytande vatten.
Kommentarer
- Tyvärr är inte heller svaret korrekt.
Svar
Kallt vatten innehåller mer syremolekyl än varmt vatten eftersom vattenmolekyler är närmare varandra i kallt vatten vilket gör det svårare för syremolekylen att fly. Vid högre temperatur har syremolekylen större mängd kinetisk energi. Så gasmolekylen i varmt vatten kan lättare övervinna de svaga bindningskrafterna i vattnet och fly genom ytan.
Kommentarer
- Tyvärr svaret är inte korrekt