Archiv verlassen und diese Seite im Standarddesign anzeigen : Winterdienst...?
Macgyver
28.01.2002, 13:16
Hi,
warum bewirkt Streusalz im Winter das Schmelzen des Eises auf der Straße? :confused:
Liegt es daran, daß die freiwerdende Hydrationsenergie größer als die aufzubringende Gitterenergie ist? Das würde bedeuten, daß es mit NaCl Kochsalz nicht geht.
Oder hat es was mit der Gefrierpunktserniedrigung zu tun? Dann würde ja auch Zucker gehen, wenn auch recht ineffektiv.
Oder spielt beides eine Rolle...?
Gruß Mac :D
bm
28.01.2002, 13:53
thermoneutral, das bedeutet, dass Gitterenergie und Hydratationsenergie ähnlich sind. (Die Entropie spielt auch noch eine Rolle).
ist also vor allem die Eigenschaft der Gefrierpunkterniedrigung und weniger die der evtl. freiwerdenden Lösungswärme. Da die sowieso recht gering ist, weil Gitter- und Hydrationsenergie meist nah beieinander liegen. Richtig? :cool:
FK
28.01.2002, 19:39
Tatsächlich kühlt sich die Eis-Salz-Mischung ab, während sich das Salz auflöst und das Eis schmilzt.
Gruß,
Franz
bm
28.01.2002, 20:43
NaCl löst sich in Wasser ohne Temperaturänderung, weil die Gitterenergie von Kochsalz und die Hydratationsenergie ähnlich sind.
Gebe ich jetzt Kochsalz zu Eis, dann muss
die Gitterenergie von Kochsalz und die Gitterenergie von Eis aufgebracht werden,
frei wird aber immernoch nur die Hydrationswärme.
Jetzt wird also mehr Energie gebraucht, die das System der Mischung in From von Wärme entzieht : Es kühlt ab, aber es ist flüssig (und damit ruscht man nicht mehr aus!).
nobody
28.01.2002, 21:20
Originalnachricht erstellt von Macgyver
Oder hat es was mit der Gefrierpunktserniedrigung zu tun? Dann würde ja auch Zucker gehen, wenn auch recht ineffektiv.
Oder spielt beides eine Rolle...?
Die Gefrierpunktserniedrigung einer Flüssigkeit ist proportional der Stoffmenge der gelösten Substanz und damit proportional der Masse und umgekehrt proportional der molaren Masse der Substanz. (Raoultsches Gesetz)
Macgyver
29.01.2002, 00:14
besten Dank für Eure Antworten.
Gruß Mac :cool:
Adam
29.01.2002, 23:00
...st eine Kolligative Eigenschaft d.h. sie hängt nur von der Anzahl der gelösten Teilchen und nicht von ihrer Art ab...
Gruß
Adam
nobody
30.01.2002, 09:10
Originalnachricht erstellt von Adam
...st eine Kolligative Eigenschaft d.h. sie hängt nur von der Anzahl der gelösten Teilchen und nicht von ihrer Art ab...
:suspect: Siehe mein vorhergehendes Posting...
Adam
30.01.2002, 22:43
@LOTS
Das chem. Potential des Wassers in welchem ein Stoff gelöst ist lautet
Mit dem Rauoltschen Gesetz: das besagt, dass der partial Drück pA im Verhältins zum Druck der reinen Substanz pA* gleich dem Molenbruch der Substanz A im Gemsich entpricht, folgt
Somit hängt das chem. Potential nur vom Molenbruch ab; was für eine Substanz ich löse spielt keine Rolle. (Das gilt allerdings nur für ideale Mischungen)
Da xA < 0 ist nimmt das chem. Potential ab; der Entropiezustand des Wassers nimmt zu, was zu Gefrierpunkterniedrigung führt.
Gruß
Adam
bm
30.01.2002, 22:47
sagt ihr nicht beide das Gleiche?
Xabbu
24.01.2003, 20:46
@Bm
Also irgendwie kapier ich Deine Aussage nicht!
In der Summe wird doch dem System Energie entzogen, warum soll dann das Eis schmelzen.
Und die Gefrierpunktserniedrigung kann ja auch keine Rolle beim Schmelzen spielen, da sie m.E. nur die Wiedervereisung verhindert. Also warum schmilzt Eis, wenn ich es mit Kochsalz bestreue. Ich vermute etwas ganz anderes, halte mich aber erst einmal noch zurück! :D
Gruß,
Xabbu
FK
24.01.2003, 20:51
Na, dann erzähle mal, was Du vermutest!
Gruß,
Franz
Xabbu
24.01.2003, 21:02
Also ich glaube, daß es sich um eine Art gestörtes Gleichgewicht handelt. Pures Eis gibt es ja nicht, sondern es steht immer mit einer wäßrigen Phase im Gleichgewicht. Löse ich nun in dieser mein Kochsalz, so störe ich dann dieses System, in dem ich ihm Wasser "entziehe". Das System reagiert derart, dass etwas Eis schmilzt, um wieder ins Gleichgewicht zu gelangen und so weiter, bis eben der ganze Kristall geschmolzen ist.
Klingt plausibel, oder??
Gruß,
Xabbu
bm
24.01.2003, 21:07
Deine Aussgae stimmt, steht aber nicht im Widerspruch zu der meinigen.
Auch wenn diese etwas vereinfachend war.
Xabbu
24.01.2003, 21:14
@bm
Also chemisches Potential und osmotischer Druck kenne ich. Aber osmotisches Potential, nie davon gehört :confused:
Bitte um Aufklärung.
Grüsse
Xabbu
FK
24.01.2003, 21:15
Also das Prinzip vom kleinsten Zwang?
Hört sich erstmal gut an...allerdings gibt es unter 0 °C kein flüssiges Wasser; nur festes und gasförmiges.
Übrigens klappt das Auftauen von Eis mit NaCl nur bis -21 °C (wenn ich mich nicht irre). Dann ist für das System nichts mehr an freier Enthalpie zu gewinnen (bzw. zu verlieren, von innen gesehen).
Gruß,
Franz
bm
24.01.2003, 21:38
3.11 Salzlösungen sind einfach anders
Vom gesamten Wasser der Erde sind 97% Salzwasser. Es hat einige besondere Ei-genschaften. Die gelösten Ionen stören die Wassermoleküle beim Aufbau des hoch geordneten Eis-Gitters. Deswegen kann Salzwasser, z. B. in Polarregionen, auch kälter als 0°C sein ohne zu gefrieren. Dieser Effekt heißt Gefrierpunktsernied-rigung. Man nutzt ihn beim winterlichen Einsatz von Streusalz gegen vereiste Straßen und Fußwege. Das gelöste Salz bewirkt außerdem eine Siedepunktserhöhung: Salzwasser siedet erst jenseits von 100°C, weil die gelösten Ionen die Wassermoleküle der Hydrathülle fest an sich binden. Eine ge-sättigte NaCl Lösung siedet bei 107,7°. Sowohl Gefrierpunktserniedrigung als auch Siedepunktserhöhung beruhen letztlich darauf, dass die Ionen Dipol-Wechselwirkung stärker ist als die Wasserstoffbrückenbindungen unter den Wassermolekülen.
Magnesiumchlorid stellt ein stark hygroskopisches Salz dar mit einem tiefsten Gefrierpunkt von –33°C in 21%iger wässriger Lösung. Diese Eigenschaften prädes-tinieren es als Taustoff im Winterdienst. Mit der Entwicklung und Ausbreitung der Feuchtsalz-Streuung hat Magnesiumchlorid in Form der Lösung eine neue, bedeutende Anwendung gefunden. Bei dieser Technik wird NaCl mit ca. 30% einer MgCl2 Lösung beim Streuen vermischt.
Streusalz
Die Temperatur ist heute nacht weit unter Null Grad gesunken - sagt Professor Archipi zu seinem Sohn, den er gerade zur Schule bringt. Der junge Mann wundert sich: Ist sein Vater etwa mitten in der Nacht aufgestanden, um die Temperatur zu messen?
Der Professor beruhigt ihn: Nein, nachts schlafe ich wie ein Bär. Aber sieh mal die Pfütze dort. Sie ist mit einer Eisschicht überzogen. Gestern jedoch wurden die Straßen mit Salz abgestreut, und Wasser, das sich mit Salz vermischt, friert erst bei Temperaturen unter minus 18 Grad.
Warum? Mein alter Freund Michel Raoult hat dazu eine Theorie aufgestellt. Um sie zu verstehen, benötigt man lediglich die Kenntnis zweier physikalischer Besonderheiten von Wasser. Erstens: Wasser besteht aus Molekülen, die untereinander zusammengehalten werden. Nicht mit Klebstoff, sondern über elektrische Kräfte.
Zweitens: Diese Moleküle sind wie Billiardkugeln, die sich in alle Richtungen bewegen, und das um so schneller, je wärmer das Wasser ist. Sinkt nun die Wassertemperatur unter Null Grad, verringert sich die Geschwindigkeit dieser Moleküle. Die elektrischen Kräfte reichen in diesem Falle aus, sie in einem Block zusammenzuhalten. Auf diese Weise entsteht Eis. Steigt hingegen die Temperatur über 100 Grad, sind die elektrischen Kräfte zu schwach, um die Wassermoleküle aneinander zu binden. Sie werden gas-förmig und entweichen - so entsteht Wasserdampf. Und flüssiges Wasser liegt natürlich zwischen diesen beiden Grenzwerten.
Nicht schlecht, deine Physikstunde, Papa - bemerkt Piarchi schelmisch. Aber das erklärt nicht, warum Salz die Temperatur, bei der Wasser gefriert, herabsetzt.
Professor Archipi - an die neckischen Bemerkungen seines Sprösslings gewöhnt - fährt fort, ohne sich von ihm stören zu lassen. Damit Wasser gefriert, müssen sich die Moleküle, aus denen es besteht, ordnen, sie müssen sich organisieren. Eine Salzlösung erstarrt erst deshalb bei niedrigeren Temperaturen, weil sich die Wassermoleküle anstatt untereinander lieber an die Chlor- und Natriumatome des Salzes binden. Diese Chlor- und Natriumatome verhindern gewissermaßen die Bindung der Wassermoleküle unterein-ander. Sie stören die Eisbildung, und daher muss die Temperatur von Salzwasser stärker absinken, bevor es zu Eis erstarrt. Natürlich wirst du einwenden, dass sich das Streusalz auf den Straßen nicht mit flüs-sigem Wasser mischt, da dieses ja schon zu Eis geworden ist. Doch nicht so stürmisch, junger Mann, dir ist sicher entgangen, dass dieses Eis in Wirklichkeit von einer hauchdünnen Wasserschicht bedeckt ist. Und das Salz löst sich zunächst in dieser Schicht, bringt die darunter liegende zum Schmelzen und so weiter und so weiter, bis sich schließlich das ganze Eis verflüssigt hat.
Mit dieser Erklärung gibt sich der junge Piarchi zufrieden: Alles klar, wenn man Salz auf das Eis streut, schmilzt es. Und genau das macht man im Winter, um die Straßen wieder frei zu kriegen.
habe mir soeben das Phasendiagramm von Wasser (lang, lang ist es her!) zu Gemüte geführt. Wenn ich es richtig interpretiere steht oberhalb des Tripelpunktes (d.h. bei Atmosphärendruck) Eis nur mit fl. Wasser im Gleichgewicht, aber nicht mit der Dampfphase. Somit müsste Deine Aussage also falsch sein.
dass dieses Eis in Wirklichkeit von einer hauchdünnen Wasserschicht bedeckt ist. Und das Salz löst sich zunächst in dieser Schicht, bringt die darunter liegende zum Schmelzen und so weiter und so weiter, bis sich schließlich das ganze Eis verflüssigt hat
könnte von mir sein :D
Das bedeutet doch aber auch, dass ich mit Zucker das Eis auftauen könnte, falls mir mal das Salz ausgeht. Der Vorteil wäre keine Korrosion am Auto. Aber wenn ich dann im Frühjahr an die Ameisen denke, na ja ich weiß nicht so recht. ;)
Gruß,
Xabbu
FK
24.01.2003, 22:19
Originalnachricht erstellt von Xabbu
@FK
habe mir soeben das Phasendiagramm von Wasser (lang, lang ist es her!) zu Gemüte geführt. Wenn ich es richtig interpretiere steht oberhalb des Tripelpunktes (d.h. bei Atmosphärendruck) Eis nur mit fl. Wasser im Gleichgewicht, aber nicht mit der Dampfphase. Somit müsste Deine Aussage also falsch sein.
Ich habe gesagt, dass unterhalb 0 °C nur Eis und Wasserdampf existieren. Dabei möchte ich auch bleiben.
Oberhalb 0 °C existieren nur Dampf und flüssiges Wasser.
Diese Aussagen gelten für Normaldruck.
Für den Tripelpunkt gelten die Bedingungen +0,0099 °C und 611,3 Pa ("wahrer" Tripelpunkt).