Oploswarmten

[Svenniemannie]

We hebben volgende week maandag een practicum cold-heatpacks op school. Hiervoor moeten we zelf een practicum samenstellen.

We (mijn klasgenoot en ik) zijn van plan om 4 zouten op te laten lossen, en dan te kijken welke de nuttigste temperatuursverandering veroorzaakt. (Dus niet 0.01 graden celsius, maar ook niet meteen 100 graden celsius pi.gif )

Natuurlijk willen we wel een soort resultaat, daarom doen we wat "vooronderzoek" welke zouten wel handig zijn om het practicum mee te doen, zodat we wat verschillende uitkomsten hebben.

Nu staat in BINAS helaas geen tabel met "oploswarment", en op internet heb ik die ook niet zo snel kunnen vinden. Weet iemand misschien een goede plek?

(We moeten onze opstelling aanstaande maandag al mailen, dus ik hoop dat iemand snel kan reageren. Ik weet het, we zijn eigenlijk een beetje laat )

Alvast bedankt,

Sven

(p.s. We hadden wel wat leuke stoffen gevonden zoals Amoniumnitraat of nog natriumacetaat, maar die stoffen mogen we niet gebruiken. Wat we wel mogen gebruiken: (Samengevat)

chloriden, sulfaten, carbonaten, nitraten en fosfaten van Natrium en Kalium, en bovendien bij sommige ook nog de magnesium, alluminium of ammoniumverbinding)

[Klintersaas]

Een klein tabelletje met oploswarmten (in het Engels heat of solution) is hier te vinden.

Een veel uitgebreidere tabel met oploswarmten is hier te vinden.

Veel succes met het practicum.

[Svenniemannie]

Bedankt voor het snelle antwoord

Ben er zeker van dat we er iets mee kunnen doen pi.gif

Sven

[Fred F.]

Ofschoon je natriumacetaat niet mag gebruiken wil ik je erop wijzen dat de oploswarmte van 150 kJ/kg voor natriumacetaat.trihydraat in de tabel van Isidoro Martinez niet juist is. Dat moet volgens mij 19.7 kJ/mol zijn voor het trihydraat en -17.2 kJ/mol voor het anhydraat.

Het feit dat hydraten sterker endotherm zijn dan de anhydraten kun je wellicht goed gebruiken in je practicum.

Zo heeft bijvoorbeeld natriumsulfaat.decahydraat (Glauberzout) een oploswarmte van +78.8 kJ/mol (endotherm dus koud) maar natriumsulfaat (watervrij) is -2.4 kJ/mol (exotherm dus warm).

Als je meer data nodig hebt zul je in het engels moeten googlelen en veel doorzettingsvermogen hebben.

[Svenniemannie]

Het feit dat hydraten sterker endotherm zijn dan de anhydraten kun je wellicht goed gebruiken in je practicum.

Zo heeft bijvoorbeeld natriumsulfaat.decahydraat (Glauberzout) een oploswarmte van +78.8 kJ/mol (endotherm dus koud) maar natriumsulfaat (watervrij) is -2.4 kJ/mol (exotherm dus warm).

Ook jij bedankt voor je info.

Even over de quote: Voor zover ik weet zijn hydraten toch "in vaste verhoudingen"?

Dus bijvoorbeeld 1 molecuul CaCl met 2 moleculen H2O (indien gehydrateerd. Waar kan ik eigenlijk sub-scripts invoegen?)

Maar van wat ik uit jouw bericht begrijp heeft Natriumsulfaat dus verschillende gehydrateerde vormen? Want "gewoon" natriumsulfaat mogen we dus wel gebruiken, maar of dat ook mag / kan met Natriumsulfaat.decahydraat....

Als dit te hoog is voor VW05, dan moet je het even zeggen, dan laat ik het zitten pi.gif

Sven

[Fred F.]

Diverse zouten hebben verschillende gehydrateerde vormen. Voor bijvoorbeeld natriumsulfaat is er ook nog een heptahydraat http://nl.wikipedia.org/wiki/Natriumsulfaat.

Hoe meer hydraatwater hoe hoger de oploswarmte. Wat jij al dan niet mag gebruiken voor dit practicum kan ik natuurlijk niet beslissen, ik wijs je er alleen op.

Hydraten zijn in theorie inderdaad in vaste verhoudingen maar door gedeeltelijk drogen of door hygroscopisch gedrag kan het in werkelijkheid afwijken van gehele getallen hydraatwater.

Subscripts maak je door toevoeging van codes rondom het gewenste subscript: [ sub ]_subscript[ /sub ]

Of voor superscript: [ sup ]^supercript[ /sup ]

De spacies tussen de vierkante haken dien je weg te laten anders werkt het niet.

[Svenniemannie]

We hebben nog een leuke exotherme reactie gevonden met de stof Magnesiumsulfaat.

Het probleem: volgens deze link is het een oplosreactie, maar volgens BINAS (tabel 45B) een hydratie :S

Als je een zout oplost, worden de enkele ionen gehydrateerd, maar bij een hydratie, (zoals MgSO₄ of CaCl) worden toch de hele moleculen gehydrateerd? Hoe zat dit nu? pi.gif

[Marko]

Bij hydratatie worden watermoleculen opgenomen in het kristalrooster. Bij oplossen voeg je naar verhouding meer water toe, het kristalrooster wordt afgebroken en de ionen (in het geval van magnesiumsulfaat Mg²⁺ en SO₄^2-) worden omgeven door een schil van watermoleculen.

[Fred F.]

Volgens mij is hydra(ta)tiewarmte de enthalpieverandering die optreedt wanneer een zout een hydraat vormt door opname van weinig water, bijvoorbeeld:

Na₂SO₄ + 10 H₂O ---> Na₂SO₄^.10H₂O

Het gevormde hydraat is niet opgelost maar een kristal en bevat precies het hydraatwater.

De hydratatiewarmte is dan gelijk aan: (oploswarmte watervrij zout) - (oploswarmte hydraat) en zo wordt het in de praktijk ook berekend. Negatieve waarde betekent weer exotherm.

Een heel bekend voorbeeld hiervan is natuurlijk gips: CaSO₄+ 2 H₂O ---> CaSO₄^.2H₂O en dit is behoorlijk exotherm zoals iedereen weet die wel eens met gips gewerkt heeft. Het is hierbij belangrijk niet te veel water toe te voegen.

Ik heb geen BINAS dus ik weet niet wat daar in staat. Met data van websites (zoals die van Isidoro Martinez en andere goedwillende amateurs) moet je altijd oppassen want je weet nooit waar zij de data vandaan hebben. Bovendien komt het in de engelstalige wereld nogal eens voor dat men dingen door elkaar haalt.

Volgens mij is de oploswarmte van MgSO₄^.7H₂O gelijk aan 16 kJ/mol.

Ik heb nog een oploswarmte voor aluminiumchloride AlCl₃ van -374 kJ/mol (zeer sterk exotherm) dus wellicht is dit interessant. Overigens moet je bij proefjes met exotherme oploswarmtes zeer voorzichtig te werk gaan(heel langzaam toevoegen, in de zuurkast en met veiligheidsbril) om spatten te voorkomen.

[*gast_hzeil_*]

Dit onderwerp heeft ook altijd mijn belangstelling gehad. Maar onbevredigend vind ik hier de opsommingen van feiten zonder dat er iets verklaard wordt over de achtergronden.

Laat ik zelf maar een poging wagen:

Een zout met een geordend kristalrooster gaat bij het oplossen over in een wanordelijke ionenoplossing met een veel groter aantal realiseringsmogelijkheden. Dat houdt in : entropiewinst, warmteopname uit de omgeving na afkoeling van de oplossing. Dus eigenlijk zou ieder zout onder afkoeling moeten oplossen. We vinden dat echter alleen maar duidelijk bij ammoniumnitraat en zilvernitraat.

Bij de meeste zouten overheerst bij het oplossen een nieuwe ordening t.g.v. de ionhydratatie. Die houdt in: entropieverlies, warmteafgifte na temperatuur verhoging. Het duidelijkst vinden we dat bij aluminiumchloride en calciumchloride. Er zijn dus twee tegengestelde warmteeffecten tegelijk aan de orde. Welk effect overheerst?

De kleine metaalionen met een hoge lading worden heel sterk gehydrateerd. Weinig gehydrateerd worden: ammoniumionen, nitraat ionen, zilverionen en bijvoorbeeld kwikionen.

Op basis hiervan kun je de oploswarmten een beetje voorspellen en bijvoorbeeld zouten als LiCl, NaCl en KCl met elkaar vergelijken. Je moet daarvoor natuurlijk watervrij LiCl nemen. Want zouten met kristalwater zijn in de vaste fase al (deels) gehydrateerd. Als je bijvoorbeeld aluin ( K-Al-sulfaat), met veel kristalwater, oplost krijg je, ondanks de aanwezige Al-ionen , toch wat afkoeling. Hier overheerst het eerste effect dus het tweede. Bij AlCl3 (watervrij) is dat omgekeerd.