bien que le processus d’hydratation dégage de la chaleur, celle-ci est plus que compensée par la chaleur absorbée lors de la décomposition initiale du sel en ions. En d’autres termes, le processus total de dissolution-décomposition en ions plus hydratation-absorbe la chaleur. Cela peut facilement être démontré: versez de l’eau dans un verre et testez sa température avec votre doigt. Ajouter un peu de sel, remuer et tester à nouveau. La température aura diminué.,
la raison réelle pour laquelle l’application de sel fait fondre la glace est qu’une solution d’eau et de sel dissous a un point de congélation inférieur à celui de l’eau pure. Lorsqu’il est ajouté à la glace, le sel se dissout d’abord dans le film d’eau liquide qui est toujours présent à la surface, abaissant ainsi son point de congélation en dessous de la température du CIEM. La glace en contact avec l’eau salée fond donc, créant plus d’eau liquide, qui dissout plus de sel, provoquant ainsi plus de glace à fondre, et ainsi de suite. Plus la concentration de sel dissous est élevée, plus son point de congélation global est bas., Il y a cependant une limite à la quantité de sel dissous dans l’eau. L’eau contenant une quantité maximale de sel dissous a un point de congélation d’environ zéro degré Fahrenheit. Par conséquent, l’application de sel ne fera pas fondre la glace sur un trottoir si la température est inférieure à zéro degré F.
pour comprendre pourquoi l’eau contenant du sel dissous a un point de congélation inférieur à l’eau pure, considérez que lorsque la glace et l’eau sont en contact il y a un échange dynamique, En raison des vibrations thermiques dans la glace, un grand nombre de molécules par seconde se détachent de sa surface et pénètrent dans l’eau. Au cours de la même période, Un grand nombre de molécules d’eau se fixent à la surface de la glace et font partie de la phase solide. À des températures plus élevées, le premier taux est plus rapide que le second et la glace fond. À des températures plus basses, l’inverse est vrai. Au point de congélation, les deux taux sont égaux., Si le sel est dissous dans l’eau, le taux de détachement des molécules de glace n’est pas affecté, mais la vitesse à laquelle les molécules d’eau se fixent à la surface de la glace est diminuée, principalement parce que la concentration de molécules d’eau dans le liquide (molécules par centimètre cube) est plus faible. Par conséquent, le point de fusion est plus bas.
John Margrave, professeur de chimie à L’Université Rice, explique.
Toutes les surfaces glacées contiennent en fait de petites flaques d’eau. Comme le sel est soluble dans l’eau, le sel appliqué sur ces surfaces se dissout., L’eau liquide a ce qu’on appelle une constante diélectrique élevée, ce qui permet aux ions du sel (sodium chargé positivement et chlore chargé négativement) de se séparer. Ces ions, à leur tour, réagissent avec les molécules d’eau et hydratentce qui est, forment des ions hydratés (ions chargés joints aux molécules d’eau). Ce processus dégage de la chaleur, car les hydrates sont plus stables que les ions individuels. Cette énergie fait ensuite fondre des parties microscopiques de la surface de la glace. Ainsi, une quantité substantielle de sel étalée sur une grande surface peut réellement décongeler la glace., En outre, si vous conduisez sur la glace dans votre automobile, la pression aide à forcer le sel dans la glace et plus de cette hydratation se produit.
le sel gemme appliqué sur les routes glacées en hiver est la même substance qui sort de votre salière. La seule différence est la taille. Le sel gemme est le matériau qui s’est cristallisé en plus gros morceaux, tandis que le sel de table a été broyé et pulvérisé pour obtenir une distribution granulométrique plus ou moins uniforme. Le chlorure de Calcium est tout aussi couramment utilisé pour faire fondre la glace dans les rues que le chlorure de sodium. En fait, c’est moins cher que le chlorure de sodium., Les entreprises fabriquent de grandes quantités de chlorure de calcium à partir de saumures et d’autres matériaux naturels pouvant être utilisés dans le même but.
Initialement publié le 8 décembre 2003.