Obwohl der Hydratationsprozess Wärme abgibt, wird dies durch die bei der anfänglichen Zersetzung des Salzes in Ionen absorbierte Wärme mehr als kompensiert. Mit anderen Worten, der gesamte Auflösungsprozess-Zersetzung in Ionen plus Hydratation-absorbiert Wärme. Dies kann leicht demonstriert werden: Gießen Sie etwas Wasser in ein Glas und testen Sie die Temperatur mit dem Finger. Etwas Salz hinzufügen, umrühren und erneut testen. Die Temperatur wird abgenommen haben.,
Der eigentliche Grund dafür, dass durch die Anwendung von Salz Eis schmilzt, ist, dass eine Lösung aus Wasser und gelöstem Salz einen niedrigeren Gefrierpunkt hat als reines Wasser. Bei Zugabe zu Eis löst sich Salz zuerst in dem Film aus flüssigem Wasser auf, das immer auf der Oberfläche vorhanden ist, wodurch der Gefrierpunkt unter die ices-Temperatur gesenkt wird. Eis in Kontakt mit Salzwasser schmilzt daher, wodurch mehr flüssiges Wasser entsteht, das mehr Salz auflöst, wodurch mehr Eis schmilzt und so weiter. Je höher die Konzentration des gelösten Salzes ist, desto niedriger ist der Gesamtgefrierpunkt., Es gibt jedoch eine Grenze für die Menge an Salz, die in Wasser gelöst werden kann. Wasser, das eine maximale Menge an gelöstem Salz enthält, hat einen Gefrierpunkt von etwa null Grad Fahrenheit. Daher wird die Anwendung von Salz das Eis auf einem Bürgersteig nicht schmelzen, wenn die Temperatur unter Null Grad F liegt
Um zu verstehen, warum Wasser, das gelöstes Salz enthält, einen niedrigeren Gefrierpunkt als reines Wasser hat, sollten Sie berücksichtigen, dass bei Kontakt von Eis und Wasser ein dynamischer Austausch an der Schnittstelle der beiden Phasenzustände stattfindet., Aufgrund thermischer Schwingungen im Eis löst sich eine große Anzahl von Molekülen pro Sekunde von seiner Oberfläche und tritt in das Wasser ein. Während des gleichen Zeitraums heften sich eine große Anzahl von Wassermolekülen an die Oberfläche des Eises und werden Teil der festen Phase. Bei höheren Temperaturen ist die erstere Rate schneller als die letztere und das Eis schmilzt. Bei niedrigeren Temperaturen ist das Gegenteil der Fall. Am Gefrierpunkt sind die beiden Raten gleich., Wenn Salz im Wasser gelöst wird, ist die Ablösegeschwindigkeit der Eismoleküle nicht beeinflusst, aber die Geschwindigkeit, mit der sich Wassermoleküle an die Eisoberfläche anlagern, ist verringert, hauptsächlich weil die Konzentration von Wassermolekülen in der Flüssigkeit (Moleküle pro Kubikzentimeter) niedriger ist. Daher ist der Schmelzpunkt niedriger.
John Margrave, Chemieprofessor an der Rice University, erklärt.
Alle eisigen Oberflächen enthalten tatsächlich kleine Wasserpfützen. Da Salz in Wasser löslich ist, löst sich auf solche Oberflächen aufgetragenes Salz auf., Flüssiges Wasser hat eine sogenannte hohe Dielektrizitätskonstante, die es den Ionen im Salz (positiv geladenes Natrium und negativ geladenes Chlor) ermöglicht, sich zu trennen. Diese Ionen wiederum reagieren mit Wassermolekülen und Hydratdas heißt, bilden hydratisierte Ionen (geladene Ionen, die mit Wassermolekülen verbunden sind). Dieser Prozess gibt Wärme ab, weil Hydrate stabiler sind als die einzelnen Ionen. Diese Energie schmilzt dann mikroskopisch kleine Teile der Eisoberfläche. So kann eine beträchtliche Menge Salz, die sich über eine große Oberfläche verteilt, das Eis tatsächlich auftauen., Wenn Sie in Ihrem Auto über das Eis fahren, hilft der Druck außerdem, das Salz in das Eis zu zwingen, und es kommt zu mehr Flüssigkeitszufuhr.
Das Steinsalz, das im Winter auf eisige Straßen aufgetragen wird, ist die gleiche Substanz, die aus Ihrem Salzstreuer austritt. Der einzige Unterschied ist die Größe. Steinsalz ist das Material, das in größeren Stücken kristallisiert hat, während Speisesalz zu einer mehr oder weniger gleichmäßigen Größenverteilung zermahlen und pulverisiert wurde. Calciumchlorid wird genauso häufig zum Schmelzen von Eis auf der Straße verwendet wie Natriumchlorid. Tatsächlich ist es billiger als Natriumchlorid., Unternehmen stellen große Mengen Calciumchlorid aus Sole und anderen natürlichen Materialien her, die für den gleichen Zweck verwendet werden können.
Ursprünglich am 8. Dezember 2003 veröffentlicht.