hoewel het hydratatieproces warmte afgeeft, wordt dit meer dan gecompenseerd door de warmte die wordt geabsorbeerd tijdens de eerste ontleding van het zout in ionen. Met andere woorden, het totale proces van ontbinding–ontbinding in ionen plus hydratatie–absorbeert warmte. Dit kan gemakkelijk worden aangetoond: giet wat water in een glas en test de temperatuur met uw vinger. Voeg wat zout toe, roer en test het opnieuw. De temperatuur zal zijn gedaald.,
de werkelijke reden dat de toepassing van zout ijs doet smelten is dat een oplossing van water en opgelost zout een lager vriespunt heeft dan zuiver water. Wanneer zout aan ijs wordt toegevoegd, lost het eerst op in de film van vloeibaar water die altijd op het oppervlak aanwezig is, waardoor het vriespunt onder de ices-temperatuur daalt. Ijs in contact met zout water smelt daarom, waardoor meer vloeibaar water ontstaat, dat meer zout oplost, waardoor meer ijs smelt, enzovoort. Hoe hoger de concentratie van opgelost zout, hoe lager het totale vriespunt., Er is echter een limiet aan de hoeveelheid zout die kan worden opgelost in water. Water met een maximale hoeveelheid opgelost zout heeft een vriespunt van ongeveer nul graden Fahrenheit. Daarom zal de toepassing van zout het ijs niet smelten op een stoep als de temperatuur onder nul graden F.
om te begrijpen waarom water dat opgelost zout bevat een lager vriespunt heeft dan zuiver water, bedenk dan dat wanneer ijs en water in contact zijn er een dynamische uitwisseling is op het raakvlak van de twee fasestaten., Door thermische trillingen in het ijs raakt een groot aantal moleculen per seconde los van het oppervlak en komt het in het water terecht. Tijdens dezelfde periode hechten een groot aantal watermoleculen zich aan het oppervlak van het ijs en worden deel van de vaste fase. Bij hogere temperaturen is de eerste snelheid sneller dan de laatste en smelt het ijs. Bij lagere temperaturen is het omgekeerde waar. Op het vriespunt zijn de twee tarieven gelijk., Als zout wordt opgelost in het water, De snelheid van de loslating van de ijsmoleculen wordt niet beïnvloed, maar de snelheid waarmee watermoleculen hechten aan het ijsoppervlak wordt verminderd, vooral omdat de concentratie van watermoleculen in de vloeistof (moleculen per kubieke centimeter) lager is. Daarom is het smeltpunt lager.John Margrave, hoogleraar scheikunde aan de Rice University, legt uit.
alle ijzige oppervlakken bevatten in feite kleine plassen water. Omdat zout oplosbaar is in water, lost zout toegepast op dergelijke oppervlakken op., Vloeibaar water heeft wat bekend staat als een hoge diëlektrische constante, waardoor de ionen in het zout (positief geladen natrium en negatief geladen chloor) te scheiden. Deze ionen, op hun beurt, reageren met watermoleculen en hydratethat is, vormen gehydrateerde ionen (geladen ionen verbonden met watermoleculen). Dit proces geeft warmte af, omdat hydraten stabieler zijn dan de individuele ionen. Die energie smelt dan microscopische delen van het ijsoppervlak. Zo kan een aanzienlijke hoeveelheid zout verspreid over een groot oppervlak het ijs daadwerkelijk ontdooien., Bovendien, als je rijdt over het ijs in uw auto, de druk helpt dwingen het zout in het ijs en meer van deze hydratatie optreedt.
het steenzout dat in de winter op ijzige wegen wordt aangebracht, is dezelfde stof die uit uw zoutschudder komt. Het enige verschil is de grootte. Steenzout is het materiaal dat is gekristalliseerd in grotere stukken, terwijl het keukenzout is vermalen en verpulverd tot een min of meer uniforme grootteverdeling. Calciumchloride wordt net zo vaak gebruikt om ijs op straat te smelten als natriumchloride. In feite is het goedkoper dan natriumchloride., Bedrijven produceren grote hoeveelheden calciumchloride uit pekel en andere natuurlijke materialen die voor hetzelfde doel kunnen worden gebruikt.
oorspronkelijk gepubliceerd op 8 December 2003.