Wanneer wegen bedekt zijn met een deken van ijs waardoor het rijden met gewone auto's een potentieel gevaar vormt, lost het ijs op door gewoon zout te gebruiken om wegen te bedekken. Maar waarom werkt dit? En zou suiker, ook een witte, kristallijne verbinding, moeilijk te onderscheiden van zout zonder te proeven, ook niet werken?
Experiment
Plaats drie flessen in een vriezer, een met kraanwater, een tweede met een verzadigde zoutoplossing en een derde met een verzadigde suikeroplossing. U zult merken dat het kraanwater bevriest zoals verwacht. Het suikerwater wordt slush met bevroren plekken, maar het zoute water bevriest helemaal niet. Dit fenomeen toont vriespuntdepressie aan.
Vriespunt depressie
Vriespuntverlaging verwijst naar de waarneming dat een zuivere stof (d.w.z. water) een bepaald smelt-/vriespunt (0°C) heeft, maar de toevoeging van een onzuiverheid (d.w.z. zout, suiker), evenals het verlagen van deze temperatuur, verspreidt het ook, zodat er een minder duidelijk, meer diffuus smelten/bevriezen is punt. Hoe groter de hoeveelheid onzuiverheid, hoe lager het smelt-/vriespunt. Met andere woorden, vriespuntdepressie is een colligatieve eigenschap. En als het gaat om colligatieve eigenschappen van oplossingen, gaat het om het aantal moleculen van de opgeloste stof, niet om het type opgeloste stof. Door twee oplossingen te vergelijken, die elk dezelfde hoeveelheid zout of suiker bevatten, zal de zoutoplossing het vriespunt verlagen lower verder. Dit komt omdat 1 gram zout meer moleculen zout bevat dan 1 gram suiker moleculen suiker bevat.
Opgeloste concentratie
Chemici gebruiken mol, een eenheid die in aantal gelijk is aan het molecuulgewicht (gemeten in daltons) van een stof, maar in grammen, om een oplossing te bereiden met een bepaald aantal opgeloste moleculen. Een mol van een stof heeft precies hetzelfde aantal moleculen als een mol van een andere stof. Tafelsuiker (sucrose), C12H22O11, heeft een molecuulgewicht van 342 dalton. Weeg 342 g af om één mol sucrose te verkrijgen. Tafelzout, NaCl, heeft een molecuulgewicht van 58 dalton. Weeg 58 g af om één mol zout te verkrijgen. Merk op dat je bijna zes keer meer sucrose nodig hebt om hetzelfde aantal moleculen in één mol zout te krijgen.
IJs- en waterevenwicht
Onder normale omstandigheden is vast water in evenwicht met vloeibaar water bij zijn standaard bevriezing temperatuur van 0'C, wat betekent dat water tevreden zal bestaan als een vloeistof of een vaste stof, en zal beginnen te smelten of bevriezen. Om deze reden is ijs bedekt met een dun laagje water. Moleculen in de vaste fase wisselen constant van plaats met moleculen in de vloeibare fase. Dit gedrag van water maakt het mogelijk om zout te gebruiken om ijs te smelten.
Smeltend ijs
Zout dat op met ijs bedekte wegen wordt gestrooid, lost op in de waterfilm die het ijs bedekt, waardoor een oplossing ontstaat die niet langer op het vriespunt ligt. Vaste moleculen gaan de vloeibare fase in, maar keren niet meer terug in de vaste stof. Balanceer naar de vloeibare fase, steeds meer moleculen bevinden zich in oplossing, waardoor het ijs smelt.