Wanneer wegen bedekt zijn met een deken van ijs waardoor gewone auto reizen een potentieel gevaar is, lost het gebruik van gewoon zout om wegen af te dekken het ijs op. 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 thuis-vriezer, één met kraanwater, een ten tweede met een verzadigde zoutoplossing en een derde met een verzadigde suikeroplossing. U zult merken dat het leidingwater bevriest zoals verwacht. Het suikerwater wordt slush met bevroren vlekken, maar het zoute water zal helemaal niet bevriezen. Dit fenomeen vertoont een depressie met een vriespunt.
Een depressie met een vriespunt

Een depressie met een vriespunt verwijst naar de waarneming dat een zuivere stof (dwz water) een duidelijk smelt- /vriespunt (0 ° C) heeft, maar de toevoeging van een onzuiverheid (dwz zout, suiker), evenals het verlagen van deze temperatuur, verspreidt het ook zodat er een minder duidelijk, meer diffuus smelt- /vriespunt is. 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, is het het aantal opgeloste moleculen dat ertoe doet, niet het type opgeloste stof. Als u twee oplossingen vergelijkt, die elk dezelfde hoeveelheid zout of suiker bevatten, verlaagt de zoutoplossing het vriespunt verder . Dit komt omdat 1 gram zout meer moleculen zout bevat dan 1 g suiker moleculen suiker.
Opgeloste concentratie

Chemici gebruiken mol, een eenheid gelijk in aantal aan het molecuulgewicht (gemeten in dalton) van een stof, maar in grammen, om een oplossing te bereiden met een gespecificeerd aantal opgeloste moleculen. Een mol van een stof heeft exact 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 verkrijgen.
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 als vloeistof of vaste stof zal bestaan en begint te smelten of te bevriezen. Om deze reden is ijs bedekt met een dunne laag 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 gestrooid op met ijs bedekte wegen lost op in de laag water die het ijs bedekt, waardoor een oplossing ontstaat die niet langer bevriest punt. Vaste moleculen reizen naar de vloeibare fase, maar keren niet langer terug in de vaste stof. Breng de uiteinden in evenwicht in de richting van de vloeibare fase, steeds meer moleculen bevinden zich in oplossing, waardoor het ijs smelt.