Hoe ze vroeger ijs maakten: ik snap het niet!

quote:

Op zondag 1 oktober 2006 19:21 schreef nixxx het volgende:
misschien iets duidelijker.. onder normale omstandigheden zijn ijs en vloeibaar water in evenwicht bij 0 graden. als je ijs laat smelten blijft dit dus 0 graden totdat al het ijs gesmolten is.

Als je zelf iets anders wilt bevriezen.. dan heb je een temperatuurverschil nodig, anders gaat de warmte niet uit datgene dat je bevriezen wilt. Warmte stroomt van hoge temperatuur naar lage temperatuur.

Met een kilo ijs kun je in principe een andere kilo vloeibaar water van 0 graden bevriezen, ware het niet dat warmte van 0 graden niet naar iets anders van 0 graden gaat. Dus je hebt een truc nodig om het ijs dat je wilt gebruiken om iets anders te bevriezen kouder te maken.

Zout toevoegen verlaagt het vriespunt, dus ijs+zout+water is in evenwicht bij zeg -15 graden.. dan kan je daarmee dus wel je andere kilo vloeibaar water bevriezen omdat de warmte dan van 0 graden naar -15 stroomt.

quote:

Op zondag 1 oktober 2006 22:39 schreef Xcalibur het volgende:
jeej, jij hebt zeker scheikunde gedaan ofzo

quote:

Op zondag 1 oktober 2006 19:08 schreef brrrrrrt het volgende:

Hoe kan dit? Het kan geen chemische reactie zijn toch? Zout en water doet niks met elkaar. Dus je kunt niet spreken van endotherme of exotherme reactie. Maar waar komt die gigantische koud maak energie dan vandaan?
En het kan ook niks met oplossen te maken hebben, want in zulk steenkoud water lost zout toch niet op?
En zout verlaagt het vriespunt van water enorm? (zout strooien bij ijzel)

Ik voel me haast gebroodje aapt. Briljante fysicus iemand

quote:

Op zondag 1 oktober 2006 22:35 schreef VonHinten het volgende:
Redelijk offtopic, maar wel een kicken truc / marteling ( ) met zout en ijs.

Heb het zelf ook gedaan en het is rete pijnlijk

quote:

Op zondag 1 oktober 2006 23:28 schreef Queen_Bee het volgende:

[..]

Wat is dat witte, k dacht gewoon ijs en zout, maar ze krijgen t er niet af ofzo?

quote:

Op zondag 1 oktober 2006 23:16 schreef McGry het volgende:

[..]

middelbare school chemie kan dit uitleggen:

Niet alleen chemische reaction zijn endo-/exotherm, maar ook gewone oplosreacties. Dit is gewoon een endotherme oplosreactie. Ondanks dat je zou verwachten dat zout niet wilt oplossen in koud water aangezien de reactie endotherm is, moet je er rekening mee houden dat er andere thermodynamisch effecten meespelen die er voor zorgen dat het process wel spontaan gebeurt. In een oplos reactie is er bijv. een grote toename in entropy, dus gebeurt de reactie toch en wordt er warmte uit de omgeving onttrokken.

quote:

Op maandag 2 oktober 2006 10:35 schreef H.Thijs het volgende:

[..]

in de middelbare school krijg je niets over entropie hoor..

quote:

Op maandag 2 oktober 2006 10:35 schreef H.Thijs het volgende:

[..]

in de middelbare school krijg je niets over entropie hoor..

quote:

Nou, dat zit zo. Een vloeistof heeft een grotere wanorde dan een vaste stof (want de moleculen kunnen in een vloeistof door elkaar bewegen), maar ook een grotere energie (want er worden bij smelten dure intermoleculaire bindingen verzwakt). We hebben als altijd te maken met:

ΔG = ΔH - TΔS

De belangrijke thermodynamische vergelijking die in één formule laat zien dat elk systeem streeft naar zo laag mogelijke enthalpie (H), zo hoog mogelijke entropie (S), en dat de entropie belangrijker wordt bij hogere temperaturen.

Voor het smelten geldt gezien wat ik boven de formule al schreef dat ΔH positief is, en ΔS ook. Bij de smelttemperatuur geldt dat ΔG = 0, er is dan een thermodynamisch evenwicht tussen de twee toestanden. Verhogen we daar de temperatuur, dan wordt ΔG voor smelten negatief, en dus smelt alles. Verlagen we de temperatuur, dan wordt ΔG voor smelten positief, voor bevriezen negatief, en dus bevriest alles.

Nu voegen we een stof toe, we lossen iets op. Dat kan alleen in de vloeistof, in ijs lost zout niet of nauwelijks op. Wat is een belangrijke thermodynamische eigenschap van die oplossing? Nou, hij heeft een nog grotere wanorde, een grotere entropie, dan zuiver water. Oftewel in de formule hierboven neemt ΔS toe: voor het ijs verandert niets, maar de entropie van de oplossing is groter dan die van zuiver water. Bij die grotere ΔS hoort een kleinere T als we het smeltevenwicht (ΔG=0) weer tot stand willen brengen. Et voila, we hebben kwalitatief aangetoond dat we een smeltpuntsverlaging hebben.

Hetzelfde geldt voor een kookpuntsverhoging; hierbij moet je je realiseren dat de opgeloste moleculen of ionen ook alleen de entropie van de vloeistoffase verhogen, en niet meeverdampen.

Conclusie: Het oplossen van een zout in water verhoogt de wanorde, en verlaagt daardoor de vrije energie van de vloeibare fase. Daardoor wordt deze over een groter temperatuurbereik stabiel tegenover de gasfase en de vaste fase.