Vriespuntsverlaging door calciumchloride

1.Voorbereiding

a.Materiaal + stoffen

• 2 bekers van 250 ml
• ijsblokjes
• vast calciumchloride
• lepel

2.Uitvoeren

a.Werkwijze

1. Breng in de eerste beker 6 ijsblokjes in ongeveer 50ml water en meet de temperatuur.
2. Giet de helft van het water en de ijsblokjes over in een tweede beker waaraan een paar lepels calciumchloride is toegevoegd.
3. Dompel in elke beker een thermometer.
4. Na enige minuten is het meeste ijs in de tweede beker gesmolten maar de temperatuur is lager dan in de eerste beker.

b.Waarneming (+ foto’s)

3.Reflecteren

De zoutkristallen moeten worden “afgebroken” (tot ze bestaan uit de samenstellende ionen, A⁺ en B^–), dit kost energie (endotherme reactie). Dit zorgt dan voor een vriespuntsdaling. Vriespuntsdaling is het verschijnsel dat de temperatuur waarbij een vloeistof vast wordt daalt als er andere stoffen in opgelost zijn.

De mate van vriespuntsdaling is niet afhankelijk van de soort opgeloste stof,doch alleen van het aantal opgeloste deeltjes. Hoe meer deeltjes er opgelost zijn, hoe meer het vriespunt van het oplosmiddel daalt. Dit verschijnsel vormt daarmee de basis voor de gladheidsbestrijding door middel van strooizout (pekel).Verder is de vriespuntsdaling afhankelijk van het oplosmiddel. Die afhankelijkheid heet de molaire vriespuntsdaling. Voor water is die constante 1,86 kg.K/mol. De opgeloste deeltjes zijn:

• het aantal moleculen (uitgedrukt in mol per 1,0 kg oplosmiddel) als de opgeloste stof niet   splitst in ionen

• het aantal ionen (uitgedrukt in mol per 1,0 kg oplosmiddel) als het een oplosbaar zout betreft.

De vriespuntsdaling kan berekend worden met de volgende formule: Hierin isT° de vriespuntsdaling (in K of °C), K de molaire vriespuntsdaling van het oplosmiddel, m het aantal gram opgeloste stof per 1,0 kg water en M de molmassa van de opgeloste stof.

Voorbeeld

Er wordt 58,44 g keukenzout (NaCl), de molmassa is 58,44 ), in 1,0 kg water oplost.

gram per 1,0 kg water. Omdat NaCl bij oplossen in water in ionen splitst moet hiermee rekening worden gehouden.1 mol NaCl

zal bij oplossen in water splitsen in 1 mol Na⁺ en 1 mol Cl^– Het aantal deeltjes is dus tweemaal zo groot. Dit betekent dat .

De vriespuntsverlaging wordt dus:

Een in water oplosbaar zout levert een grotere vriespuntsdaling dan een stof die niet splitst in ionen. Als het water ‘verzadigd’ is en er geen zout meer kan oplossen: dan kom je aan -21,1 °C. Wil je beneden m in twintig nog ijs wegkrijgen, dan moet je het keukenzout (natriumchloride of NaCl) vervangen door calciumchloride (CaCl₂). Als dat oplost, levert één mol drie deeltjes (een calciumion en twee chloorionen) tegen twee bij keukenzout.

Strooizouten

Calciumchloride zorgt voor een grote vriespuntsdaling echter het is, wegens het dubbele aantal chloorionen, dubbel zo giftig voor planten als natriumchloride. En het is nog eens duurder ook. De strooidiensten gebruiken het dan ook alleen als ze wel moeten. Bovendien vreet het beton aan, net als twee andere goedkope zouten die wel eens gebruikt worden: ammoniumsulfaat (zeg maar kunstmest) en magnesiumchloride.