Matematické Fórum

<h1>dydy</h1> napsal(a):

budou se  obě tepla rovnat (2: teplo dodané "plotýnkou" která zajišťuje konstantní teplotu  a 1: úbytek teploty * tepelná kapacita vody - jelikož můžeme použít aproximaci malých koncentrací).

Nebudou se rovnat. Ona ta rozpouštěcí entalpie bude při každé teplotě jiná, se snižující teplotou Ti roste mřížková energie, takže potřebuješ víc energie na rozrušení té krystalové struktury (které je energeticky výhodnější). Když budeš tu sůl rozpouštět ve vodě, tak Ti začne klesat teplota toho roztoku, takže budeš potřebovat čím dál tím víc energie na rozpuštění. Tohle se docela dobře pozoruje u látek, co mají velkou kladnou rozpouštěcí entalpii. Stává se mi to, když třeba připravuju roztok thiosíranu sodného, ke konci už se mu nechce moc rozpouštět.

Zatímco u toho roztoku, kde budeš externím ohříváním udržovat stejnou teplotu budeš mít tu rozpouštěcí entalpii furt stejnou, takže ta sůl bude odebírat furt stejné množství energie. Aby se ty tepla rovnaly, musel bys ještě ten ohřívaný roztok ochladit na teplotu, na kterou se ochladil ten první roztok.

A mimochodem, ne vždy látka potřebuje teplo na to, aby se rozpustila. Některé ho naopak uvolňují - třeba NaOH, bezvodý CaCl2, bezvodý LiCl, H2SO4 apod.

<h1>dydy</h1> napsal(a):

Souvisí nějak toto množství tepla  (nejspíš podělené množstvím-hmotností vody) nějak s rozdílem teploty, o kterou se sníží teplota tuhnutí směsi?

Ne, vůbec to s tím nesouvisí. Rozpouštěcí entalpie se odvíjí od mřížkové energie a hydratační entalpie iontů. Tohle snížení bodu tuhnutí/zvýšení bodu varu souvisí s poklesem tlaku syté páry nad kapalinou v důsledku rozpuštění pevné látky. Když tak si najdi ebulioskopii a kryoskopii, tam to bude podrobněji popsané.

<h1>dydy</h1> napsal(a):

PS: využije se zde v tomto dotazu některý termodynamický pojem-otenciál jako U H(alpie) G(ibssova) F(olná-energie)

K tomu teplu dodanému/odebranému rozpouštěním se používá pojem rozpouštěcí nebo hydratační entalpie. Pokud je kladná, látka odebírá teplo při rozpouštění, pokud je záporná, tak ho naopak uvolňuje.

U toho snižování bodu tuhnutí/varu se pak používají kryoskopická/ebulioskopická konstanta. Podle té zjistíš, o kolik se sníží/zvýší teplota tuhnutí/varu po rozpuštění pevné látky.

↑ <h1>dydy</h1>:

Každá pevná látka snižuje teplotu tuhnutí a zvyšuje teplotu varu kapaliny. To vůbec nesouvisí s rozpouštěcí entalpií.

Při rozpouštění soli přeci ta sůl nemůže začít krystalizovat zpátky. Když se roztok stane nasycený, tak se víc soli už rozpouštět nebude. Něco jiného je, pokud uděláš nasycený roztok třeba při 80 °C a pak to zchladíš na 20 °C. To Ti pak ta pevná látka z roztoku vykrystalizuje (ve většině případů, ale jsou i látky, jejichž rozpustnost s rostoucí teplotou klesá, třeba Ca(OH)2, CaSO4, sírany lanthanoidů apod.). Zkus si třeba udělat nasycený roztok síranu draselno-hlinitého ve vroucí vodě a pak ho zchladit v lednici. Skoro všechen ten síran Ti vykrystalizuje, protože má dost strmou křivku rozpustnosti. Třeba u NaCl by Ti nevykrystalizovalo skoro nic, u toho se rozpustnost s rostoucí teplotou moc nemění. A zase naopak pokud bys udělala nasycený roztok síranu neodymitého při pokojové teplotě a zahřála ho k varu, tak se Ti téměř všechen vysráží.

<h1>dydy</h1> napsal(a):

Tak to to jsem si neuvědomil (vždyť  jde přece o jiný typ termodnamického děje)
To mě přivádí na takovou myšlenku sporu: v analogii jader atomů když nějaká jaderná reakce potřebuje dodat energii (to je špatně formulované, mělo by jít o celkovou energetickou bilanci, protože fůze neproběhne taky za pokojové teploty), tak vznikne nestabilní  produkt a když uvolňuje energii, znamená to, že původní látka byla nestabilní.

Nechápu vůbec, jak to s tímhle souvisí. Rozpouštění má pramálo společného s jadernými reakcemi.

Rozpouštění je děj s kladnou entropickou bilancí. Proto může existovat jak takový děj, při kterém se teplo uvolňuje, tak takový děj, při kterém se pohlcuje.

Rozpouštěcí enthalpie bude záviset především na tom, jaké vazby vzniknou při rozpouštění iontů. Pokud jsou vznikající vazby mezi solventem a rozpouštěnou látkou slabší, je rozpouštění endotermické, pokud silnější, je exotermické. Na tom lze dobře vysvětlit, proč se třeba při rozpouštění NaOH uvolňuje teplo - krystalová mřížka NaOH nemá tak pevné vazby jako u jiných látek, uvolňující se OH- skupiny mohou dobře interagovat s molekulami vody za vzniku H-můstků, Na+ se dobře obalí solvatačním obalem z molekul vody...