Какие факторы определяют тепловой эффект растворения. Тепловые эффекты процесса растворения. Пример расчетной задачи

Раствором называют гомогенную систему, состоящую из двух или большего числа компонентов. При переходе вещества в раствор происходит разрыв межмолекулярных и ионных связей кристаллической решетки твердого вещества и переход его в раствор в виде отдельных молекул или ионов, которые равномерно распределяются среди молекул растворителя.

Для разрушения кристаллической решетки вещества необходимо затратить большую энергию. Эта энергия освобождается в результате гидратации (сольватации) ионов и молекул, т. е. химического взаимодействия растворяемого вещества с водой (или вообще с растворителем).

Значит, растворимость вещества зависит от разности величин энергии гидратации (сольватации) и энергии кристаллической решетки вещества.

Энергия растворения ∆Н раст - энергия, поглощающаяся (или выделяющаяся) при растворении 1 моль вещества в таком объеме растворителя, дальнейшее прибавление которого не вызывает изменения теплового эффекта.

Общий тепловой эффект растворения зависит от тепловых эффектов:

· а) разрушения кристаллической решетки (процесс всегда идет с затратой энергии ∆Н 1 >0);

· б) диффузии растворенного вещества в растворителе (затрата энергии ∆Н 2 >0);

· в) сольватации (гидратации) (выделение теплоты, ∆Н 3 <0, так как между растворителем и растворенным веществом образуются непрочные химические связи, что всегда сопровождается выделением энергии).

Общий тепловой эффект растворения ∆Н p будет равен сумме названных тепловых эффектов

Энергия растворения определяется по формуле 1.1:

∆Н pac т =∆Н к p . р. + ∆Н c , (1.1)

где ∆Н раст - энергия растворения вещества, кДж/моль;

∆Н c - энергия взаимодействия растворителя с растворяемым

веществом (энергия сольватации), кДж/моль;

∆Н к p .р. - энергия разрушения кристаллической решетки,

кДж/моль.

Если энергия разрушения кристаллической решетки больше энергии сольватации, то процесс растворения будет эндотермическим процессом, поскольку энергия, затраченная на разрушение кристаллической структуры, не будет скомпенсирована энергией, выделяющейся при сольватации.

Если энергия разрушения кристаллической решетки меньше энергии сольватации, то процесс растворения будет экзотермическим процессом, поскольку энергия затраченная на разрушение кристаллической структуры полностью скомпенсирована энергией, выделяющейся при сольватации. Следовательно, в зависимости от соотношения между энергией разрушения кристаллической решетки растворенного вещества и энергией взаимодействия растворенного вещества с растворителем (сольватация) энергия растворения может быть как положительной, так и отрицательной величиной.

Так, при растворении в воде хлорида натрия температура практически не изменяется, при растворении нитрата калия или аммония температура резко снижается, а при растворении гидроксида калия или серной кислоты температура раствора резко повышается.

Растворение твердых веществ в воде чаще бывает процессом эндотермическим, так как во многих случаях при гидратации выделяется теплоты меньше, чем тратится на разрушение кристаллической решетки.

Энергию кристаллической решетки можно рассчитать теоретически. Однако для теоретического расчета энергии сольватации до сих пор нет надежных методов.

Существуют некоторые закономерности, которые связывают растворимость веществ с их составом.

Для солей одного и того же аниона с разными катионами (или наоборот) растворимость будет наименьшей в том случае, когда соль образована ионами одинакового заряда и примерно одинакового размера, т.к. в этом случае энергия ионной кристаллической решетки максимальна.

Например, растворимость сульфатов элементов второй группы периодической системы уменьшается по подгруппе сверху вниз (от магния к барию). Это объясняется тем, что ионы бария и сульфата по размерам больше всего подходят друг к другу. В то время как катионы кальция и магния намного меньше анионов SO 4 2- .

Растворимость гидроксидов этих элементов, наоборот, увеличивается от магнию к бария, потому что радиусы катионов магния и анионов гидроксида практически одинаковые, а катионы бария по размеру очень отличаются от небольших анионов гидроксила.

Однако бывают исключения, например, для оксалатов и карбонатов кальция, стронция, бария и др.

1) используя изменение температуры при растворении.

Количество энергии, выделяющейся при нагревании или охлаждении тела рассчитывается по уравнению (1.2):

, (1.2)

где ∆Н раств. – энергия растворения вещества, кДж/моль;

с А - удельная теплоемкость вещества А, Дж/(г∙К);

m 1 - масса вещества А, г;

∆Т – изменение температуры, град.

ПРИМЕР 1.1 При растворении 8г хлорида аммония в 291г воды температура понизилась на 2 0 . Вычислите теплоту растворения NH 4 C1 в воде, принимая удельную теплоемкость полученного раствора равной теплоемкости воды 4,1870 Дж/(г * К).

Решение:

Используя уравнение (1.2), рассчитаем энергию, поглощаемую 291 г воды при растворении 8г NH 4 C1, т.к. при этом температура уменьшается на 2 0 С, то: ∆Н раств. = -(4,187∙291∙(-2)) = 2436,8 Дж.

Для определения энтальпии растворения NH 4 C1 составляем пропорцию, М (NH 4 C1)=53,49 г/моль:

8г NH 4 Cl - 2436,8 Дж

53,49г NH 4 C1 - х Дж

х = 1629,3Дж = 16,3кДж. Следовательно, растворение NH 4 C1 сопровождается поглощением тепла.

2) используя следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (ΔН 0 х.р.) равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции (ΔH 0 o 6р. . npo д.) минус сумма теплот (энтальпий) образования исходных веществ (ΔН 0 обр. исх.) с учётом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции.

ΔН 0 х.р. = ΣΔН 0 обр.прод - Σ ΔН 0 обр.исх, (1.3)

ПРИМЕР 1.2 Рассчитайте тепловой эффект реакции растворения алюминия в разбавленной соляной кислоте, если стандартные теплоты образования реагирующих веществ равны (кДж/моль): ∆Н 0 (НС1) { aq } = - 167,5; ∆Н 0 А1С1 3 {а q } = -672,3.

Решение: Реакция растворения А1 в соляной кислоте протекает по уравнению 2А1+6НС1 (aq) =2AlCl 3(aq) +3H 2 . Поскольку алюминий и водород являются простыми веществами, то для них ΔН 0 =0 кДж/моль, то тепловой эффект реакции растворения равен:

∆Н 0 298 =2∙∆Н 0 А1С1 3 {а q } -6∙∆Н 0 НС1 { aq }

∆Н 0 298 =2∙(-672,3)-6∙(-167,56)=-339,2кДж.

Используя следствие из закона Гесса можно определить возможность протекания реакции растворения. В этом случае необходимо рассчитать энергию Гиббса.

ПРИМЕР 1.3 Будет ли растворяться сульфид меди в разбавленной серной кислоте, если энергия Гиббса реагирующих веществ равна (кДж/моль): ∆G 0 (CuS (к))= -48,95; ∆G 0 (H 2 SО 4(aq))=-742,5; ∆G 0 (CuSО 4(aq))= -677,5, ∆G 0 (Н 2 S (г)) = -33,02.

Решение. Для ответа необходимо подсчитать ∆G 0 298 реакции растворения. Возможная реакция растворения CuS в разбавленной H 2 SO 4 протекает по уравнению:

CuS (к) + H 2 SО 4 (aq) = CuSО 4 (aq) + H 2 S (г)

∆G 0 298 =∆G 0 (CuSО 4(aq)) + ∆G 0 (Н 2 S (г)) -∆G 0 (CuS (K)) -∆G 0 (H 2 SО 4(aq))

∆G 0 298 = -677,5-33,02 + 742,5 + 48,95 =80,93 кДж/моль.

Так как ∆G>0, реакция невозможна, т. е. CuS не будет растворяться в разбавленной H 2 SO 4 .

Теплота гидратации ∆Н 0 гидрат. - теплота, выделяемая при взаимодействии 1 моль растворяемого вещества с растворителем - водой.

ПРИМЕР 1.4. При растворении 52,06г ВаС1 2 в 400 моль Н 2 О выделяется 2,16 кДж теплоты, а при растворении 1 моль ВаС1 2 ∙2Н 2 О в 400 моль Н 2 О поглощается 18,49 кДж теплоты. Вычислите теплоту гидратации безводного ВаС1 2 ,

Решение. Процесс растворения безводного ВаС1 2 можно представить следующим образом:

а) гидратация безводной соли ВаС1 2

ВаС1 2 +2Н 2 О = ВаС1 2 ∙2Н 2 О; ∆Н гидр. <0

б) растворение образовавшегося гидрата

BaCl 2 ∙2H 2 О+aq* → ВаС1 2 ∙2Н 2 О (aq); ∆Н раст. >0

Количество теплоты ∆Н 0 , выделяющееся при растворении безводного ВаС1 2 , равно алгебраической сумме тепловых эффектов этих двух процессов:

∆Н 0 == ∆Н 0 гидр +∆Н 0 раств; ∆Н 0 гидр = ∆Н 0 - ∆Н 0 раств

Для вычисления теплоты гидратации безводного хлорида бария надо определить теплоту растворения ВаС1 2 для тех же условий, что и для ВаС1 2 ∙2Н 2 О, т. е. для 1 моль ВаС1 2 (раствор в обоих случаях должен иметь одинаковую концентрацию); M(BaCl 2)=208,25 г/моль

52,06г ВаС1 2 - 2,16кДж

208,25г ВаС1 2 - х кДж

х=8,64 кДж/моль. Следовательно, ∆Н раств =-8,64 кДж/моль.

Тогда ∆Н гидр =18,49+8,64 =27,13 кДж/моль.

РАСТВОРИМОСТЬ

Самый распространенный жидкий растворитель – вода. Она обладает наиболее растворяющей и диссоциирующей способностью. Для воды температура растворения ограничивается интервалом 0–100 0 С.

Большинство растворяющихся в воде веществ являются твердыми.

Процесс растворения вещества сопровождается диффузией, т.е. перемещением молекул из областей более концентрированного раствора в области с меньшей его концентрацией. Другими словами, вещество при растворении равномерно распределяется по всей массе растворителя.

Процесс растворения происходит до тех пор, пока концентрация данного вещества в растворе не доходит до определенного значения, при котором наступает состояние равновесия:

твердая фаза раствор

Способность твердого вещества переходить в раствор не беспредельна. При введении в стакан с водой (Т= const) первые порции вещества полностью растворяются, и образуется ненасыщенный раствор. В этом растворе возможно растворение следующих порций до тех пор, пока вещество не перестанет переходить в раствор и часть его останется в виде осадка на дне стакана.

Растворение является двунаправленным процессом: твердое вещество переходит в раствор, а растворенное вещество в свою очередь переходит в твердую фазу. Если количество вещества, переходящего в раствор за единицу времени, равно количеству вещества, выделяющегося за то же время в твердую фазу, то это значит, что произошло насыщение раствора. Образующийся при этом раствор называется насыщенным раствором . Увеличение концентрации раствора замедляет установление равновесия.

Между веществом в насыщенном растворе и веществом в осадке устанавливается состояние гетерогенного равновесия. Частицы растворенного вещества переходят через поверхность раздела их жидкой фазы (раствора) в твердую фазу (осадок) и обратно, поэтому состав насыщенного раствора остается постоянным при некоторой фиксированной температуре. Насыщенные растворы являются стабильными системами, т. е. они могут существовать при данной температуре без изменения концентрации сколь угодно долго.

С изменением температуры изменяется и концентрация насыщенного раствора. При понижении температуры раствор может в определенных условиях некоторое время сохранять данную концентрацию вещества, т. е. концентрация раствора может оказаться выше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такие растворы называют пересыщенными . Пересыщенные растворы являются нестабильными системами. Достаточно перемешать такой раствор или бросить самый маленький кристаллик растворенного вещества (затравку), чтобы начала выделяться твердая фаза. Этот процесс продолжается до тех пор, пока концентрация вещества не достигнет концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Возможность существования пересыщенного раствора объясняется трудностью возникновения центров кристаллизации.

В растворах электролитов непрерывно происходят процессы ионизации и ассоциации. При этом поддерживается равновесие, сохраняется постоянным состав раствора, но процесс электролитической диссоциации не прекращается. Если же в раствор ввести некоторое другое вещество, то его ионы могут вступить в реакцию с первым веществом и образовать новое вещество, которое не вводилось в раствор. Например, в отдельно приготовленных растворах хлорида бария и сульфата натрия устанавливается равновесие:

в первом растворе: ВаС1 2 ↔ Ва 2+ + 2С1 - ,

во втором растворе: Na 2 SО 4 ↔ 2Na + + SO 4 2- .

Оба эти соединения представляют собой соли и относятся к сильным электролитам, т. е. в разбавленных растворах эти вещества находятся преимущественно в виде ионов. Если слить эти два раствора, то ионы SО 4 2- встретятся не только с ионами натрия, но и с ионами бария и вступят с ними в реакцию:

SO 4 2- + Ba 2+ ↔ BaSО 4 .

Эта реакция происходит, так как сульфат бария является малорастворимым соединением и выпадает в осадок. В растворе останутся катионы натрия и анионы хлора,- но осадка не образуется, потому что хлорид натрия хорошо растворим в воде.

Процесс осаждения происходит постепенно. Сначала образуются очень мелкие кристаллы - зародыши, которые постепенно вырастают в кристаллы большого размера или группу кристаллов. Время с момента смешивания растворов до образования зародышей - мелких кристаллов называют индукционным периодом . Продолжительность этого периода зависит от индивидуальных свойств осадка. Так, в случае образования хлорида серебра это время очень мало, в случае образования сульфата бария этот период значительно больше.

Осаждение в химическом анализе следует проводить так, чтобы образовывалось по возможности меньшее количество мелких кристаллов (зародышей), тогда при постепенном прибавлении осадителя будут нарастать имеющиеся центры кристаллизации, т. е. будут расти крупные кристаллы.

Растворимость вещества – качественная и количественная способность вещества образовывать раствор при смешивании с другим веществом (растворителем).

Растворимость веществ определяется концентрацией насыщенного при данной температуре раствора.

Состав насыщенного раствора может быть выражен любым известным способом (массовая доля, молярная концентрация и др.). Чаще других величин применяют коэффициент растворимости k s - отношение массы безводного растворенного вещества к массе растворителя , например, при 20 0 С коэффициент растворимости равен 0,316 для KNО 3 , что соответствует 24,012%-ному или 2,759М раствору.

Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100г растворителя.

ПРИМЕР 2.1 Вычислите коэффициент растворимости ВаС1 2 в воде при 0 0 С, если при этой температуре в 13,1г раствора содержится 3,1г ВаС1 2 .

Решение. Коэффициент растворимости выражают массой вещества (г), которое можно растворить в 100г растворителя при данной температуре. Масса раствора ВаС1 2 13,1г. Следовательно, в 10г растворителя при 0 0 С содержится 3,1г ВаС1 2 . Коэффициент растворимости ВаС1 2 при 0 0 С равен:

В случае растворения твердых или жидких веществ в жидкостях растворимость возрастает с повышением температуры, а для газов – убывает. На растворимость газов большое влияние оказывает давление.

По растворимости при Т = const различают:

1) хорошо растворимые вещества (образуют >0,1М насыщенные растворы),

2) малорастворимые вещества (образуют 0,1 - 0,001М насыщенные растворы),

3) практически нерастворимые вещества (образуют <0,001М насыщенные растворы).

Например, MgCl 2 - хорошо растворимое в воде вещество (при 20 0 С образует 5,75М насыщенный раствор), MgCО 3 - малорастворимое вещество (образует 0,02М раствор) и Mg(OH) 2 - практически нерастворимое вещество (образует 1,2∙10 -4 М раствор).

Растворимость вещества зависит от его природы и агрегатного состояния до растворения, а также от природы растворителя и температуры приготовления раствора, а для газов также и от давления.

Растворение – физико-химический процесс, ведущий к образованию гомогенной системы. Тепловые эффекты, сопровождающие его, являются следствием самых разнообразных причин. Рассмотрим несколько примеров:

А) Процесс растворения в воде жидкостей может сопровождаться такими явлениями, как диссоциация полярных молекул с образованием ионов, возникновением водородных связей между полярными молекулами воды и молекулами веществ, содержащих элементы с высокой электроотрицательностью, гидратацией химических частиц, и т.д.

С 2 Н 5 ОН - Н 2 О

Эта система отвечает образованию идеальных растворов в широком диапазоне концентраций. Процесс растворения должен сопровождаться образованием водородных связей, следовательно, является энергетически выгодным, то есть обладает положительным тепловым эффектом.

СН 3 СООН - Н 2 О

Уксусная кислота является слабой одноосновной кислотой К д = 1,8 10 -5 , следовательно, при растворении в воде какая то часть энергии будет затрачена на диссоциацию молекул (отрицательный тепловой эффект), а часть энергии, наоборот, будет выделяться в виде теплоты при гидратации ионов. Суммарный эффект будет зависеть от соотношения этих величин.

Б) Процесс растворения твердых веществ в воде зависит от типа кристаллической решетки последних. Как правило, растворение ионных кристаллов связано с двумя противоположными эффектами: положительной величиной энергии гидратации ионов и отрицательной – разрушения кристаллической решетки. У молекулярных кристаллов первая составляющая практически отсутствует. При сливании разбавленных растворов солей сильных электролитов теплового эффекта не наблюдается. Если же при этом образуется осадок, наблюдается тепловой эффект осаждения.

Интегральная теплота растворения –это количество теплоты, поглощающееся или выделяющееся при растворении 1 моль вещества в очень большом (300 моль/ моль вещества) количестве растворителя.

Пример расчетной задачи:

Вычислить интегральную теплоту растворения хлорида аммония, если при растворении 1,473 г соли в 528,5 г воды температура понизилась на 0,174 о С. Массовая теплоемкость раствора 4,109 Дж/г. К. Теплоемкость калориметра 181,4 Дж/ г. К

Решение: Интегральную теплоту растворения можно рассчитать по формуле:

Q = (C калорим. + С р-ра. m)× ΔТ/n,

где С - теплоемкость, n - количество растворенного вещества: n = m/M

m (р-ра) = 528,5 +1,473 = 530 г,

ΔТ = -0,174 о С,

Q = (4,109 × 530 + 181,4)×(-0,174)×53,5/ 1,473×1000 = -15,11 кДж/моль Из курса химической термодинамики известно, что мерой теплового эффекта химического процесса при изобарном процессе (постоянство давления в системе) является термодинамическая функция состояния – энтальпия

ΔН = Н кон. – Н нач. Тепловой эффект при этом равен по абсолютной величине энтальпии, но противоположен ей по знаку. Экзотермический процесс, сопровождающийся выделением тепла, соответствует –ΔН, а эндотермический, сопровождающийся поглощением тепла, соответствует +ΔН.Таким образом, в рассмотренной выше задаче процесс растворения хлорида аммония – эндотермический, ΔН = 15,11 кДж/моль.

В каждом веществе запасено определенное количество энергии. С этим свойством веществ мы сталкиваемся уже за завтраком, обедом и ужином, как так как продукты питания позволяют нашему организму использовать энергию самых разнообразных химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в движение, работу, идет на поддержание постоянной (и довольно высокой!) температуры тела.

Энергия химических соединений сосредоточена главным образом в химических связях. Чтобы разрушить связь между двумя атомами, требуется ЗАТРАТИТЬ ЭНЕРГИЮ. Когда химическая связь образуется, энергия ВЫДЕЛЯЕТСЯ. Любая химическая реакция заключается в разрыве одних химических связей и образовании других.

Когда в результате химической реакции при образовании новых связей выделяется энергии БОЛЬШЕ, чем потребовалось для разрушения "старых" связей в исходных веществах, то избыток энергии высвобождается в виде тепла. Примером могут служить реакции горения. Например, природный газ (метан CH 4) сгорает в кислороде воздуха с выделением большого количества теплоты. Реакция даже может идти со взрывом - так много энергии заключено в этом превращении. Такие реакции называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ от латинского "экзо" - наружу (имея в виду выделяющуюся энергию).

В других случаях на разрушение связей в исходных веществах требуется энергии больше, чем может выделиться при образовании новых связей. Такие реакции происходят только при подводе энергии извне и называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "эндо" - внутрь). Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H 2 из угля и воды, которое происходит только при нагревании

Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного МОЛЯ реагента или (реже) для моля продукта реакции. Такая величина называется ТЕПЛОВЫМ ЭФФЕКТОМ РЕАКЦИИ. Например, тепловой эффект реакции сгорания водорода в кислороде можно выразить любым из двух уравнений: 2 H 2 (г) + O 2 (г) = 2 H 2 О(ж) кДж или H 2 (г) + 1/2 O 2 (г) = H 2 О(ж) кДж

Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов. Представьте себя на минуту конструктором мощной ракеты, способной выводить на орбиту космические корабли и другие полезные грузы. Самая мощная в мире российская ракета "Энергия" перед стартом на космодроме Байконур. Двигатели одной из её ступеней работают на сжиженных газах - водороде и кислороде. Допустим, вам известна работа (в кДж), которую придется затратить для доставки ракеты с грузом с поверхности Земли до орбиты, известна также работа по преодолению сопротивления воздуха и другие затраты энергии во время полета. Как рассчитать необходимый запас водорода и кислорода, которые (в сжиженном состоянии) используются в этой ракете в качестве топлива и окислителя? Без помощи теплового эффекта реакции образования воды из водорода и кислорода сделать это затруднительно. Ведь тепловой эффект - это и есть та самая энергия, которая должна вывести ракету на орбиту. В камерах сгорания ракеты эта теплота превращается в кинетическую энергию молекул раскаленного газа (пара), который вырывается из сопел и создает реактивную тягу. В химической промышленности тепловые эффекты нужны для расчета количества теплоты для нагревания реакторов, в которых идут эндотермические реакции. В энергетике с помощью теплоты сгорания топлива рассчитывают выработку тепловой энергии. Врачи-диетологи используют тепловые эффекты окисления пищевых продуктов в организме для составления правильных рационов питания не только для больных, но и для здоровых людей - спортсменов, работников различных профессий. По традиции для расчетов здесь используют не джоули, а другие энергетические единицы - калории (1 кал = 4,1868 Дж). Энергетическое содержание пищи относят к какой-нибудь массе пищевых продуктов: к 1 г, к 100 г или даже к стандартной упаковке продукта. Например, на этикетке баночки со сгущенным молоком можно прочитать такую надпись: "калорийность 320 ккал/100 г".

Раздел химии, занимающийся изучением превращения энергии в химических реакциях называется термохимией Существует два закона термохимии: 1. Закон Лавуазье-Лапласа (тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.) 2. Закон Г.И. Гесса (тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Таким образом, растворение-это физико - химический процесс. Растворение веществ сопровождается тепловым эффектом: выделением (+Q) или поглощением (-Q) теплоты в зависимости от природы веществ. Сам процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворимого вещества и растворителя.

Опытным путем установить растворение каких веществ в воде сопровождается выделением теплоты (+Q), а каких поглощением (- Q). Материалы: ацетон, сахароза, хлорид натрия, карбонат натрия (безводный и (или) кристаллогидрат), гидрокарбонат натрия, лимонная кислота, глицерин, вода, снег. Оборудование: электронный медицинский термометр или датчик температуры из наборов цифровых датчиков школьных кабинетов химии, физики или биологии.

6 Сахароза Хлорид натрия Карбонат натрия(безводный) Гидрокарбонат натрия Лимонная кислота Глицерин Снег

Работа с одноклассниками Тест 1.При стандартных условиях теплота образования равна 0 для: а) водорода б)воды в)пероксида водорода г) алюминия. 2.Реакция, уравнение которой N2+O2=2NO-Q относится к реакциям: а)эндотермического соединения б)экзотермического соединения в)эндотермического разложения г)экзотермического разложения.

3.Эндотермической является реакция: а) горения водорода б)разложения воды в) горения углерода г)горения метана. 4.Какое определение неверно для данной реакции: 2 NaNO3 (тв.)=2 NaNO2(тв.)+ O2(г.)- Q а)гомогенная б)эндотермическая в)реакция соединения г)окислительно-восстановительная. 5.Основным законом термохимии является закон: а)Гей-Люссака б) Гесса в)Авогадро г)Пруста

Общий тепловой эффект растворения зависит от тепловых эффектов:

· а) разрушения кристаллической решетки (процесс всегда идет с затратой энергии ∆Н 1 >0);

· б) диффузии растворенного вещества в растворителе (затрата энергии ∆Н 2 >0);

Общий тепловой эффект растворения ∆Н p будет равен сумме названных тепловых эффектов

Энергия растворения определяется по формуле 1.1:

∆Н pac т =∆Н к p . р. + ∆Н c , (1.1)

где ∆Н раст - энергия растворения вещества, кДж/моль;

∆Н c - энергия взаимодействия растворителя с растворяемым

веществом (энергия сольватации), кДж/моль;

∆Н к p .р. - энергия разрушения кристаллической решетки,

кДж/моль.

Существуют некоторые закономерности, которые связывают растворимость веществ с их составом.

Однако бывают исключения, например, для оксалатов и карбонатов кальция, стронция, бария и др.

1) используя изменение температуры при растворении.

Количество энергии, выделяющейся при нагревании или охлаждении тела рассчитывается по уравнению (1.2):

, (1.2)

где ∆Н раств. – энергия растворения вещества, кДж/моль;

с А - удельная теплоемкость вещества А, Дж/(г∙К);

m 1 - масса вещества А, г;

∆Т – изменение температуры, град.

Решение:

Для определения энтальпии растворения NH 4 C1 составляем пропорцию, М (NH 4 C1)=53,49 г/моль:

8г NH 4 Cl - 2436,8 Дж

53,49г NH 4 C1 - х Дж

х = 1629,3Дж = 16,3кДж. Следовательно, растворение NH 4 C1 сопровождается поглощением тепла.

ΔН 0 х.р. = ΣΔН 0 обр.прод - Σ ΔН 0 обр.исх, (1.3)

∆Н 0 298 =2∙∆Н 0 А1С1 3 {а q } -6∙∆Н 0 НС1 { aq }

∆Н 0 298 =2∙(-672,3)-6∙(-167,56)=-339,2кДж.

CuS (к) + H 2 SО 4 (aq) = CuSО 4 (aq) + H 2 S (г)

∆G 0 298 =∆G 0 (CuSО 4(aq)) + ∆G 0 (Н 2 S (г)) -∆G 0 (CuS (K)) -∆G 0 (H 2 SО 4(aq))

∆G 0 298 = -677,5-33,02 + 742,5 + 48,95 =80,93 кДж/моль.

Так как ∆G>0, реакция невозможна, т. е. CuS не будет растворяться в разбавленной H 2 SO 4 .

Решение. Процесс растворения безводного ВаС1 2 можно представить следующим образом:

а) гидратация безводной соли ВаС1 2

ВаС1 2 +2Н 2 О = ВаС1 2 ∙2Н 2 О; ∆Н гидр. <0

б) растворение образовавшегося гидрата

BaCl 2 ∙2H 2 О+aq* → ВаС1 2 ∙2Н 2 О (aq); ∆Н раст. >0

∆Н 0 == ∆Н 0 гидр +∆Н 0 раств; ∆Н 0 гидр = ∆Н 0 - ∆Н 0 раств

52,06г ВаС1 2 - 2,16кДж

208,25г ВаС1 2 - х кДж

х=8,64 кДж/моль. Следовательно, ∆Н раств =-8,64 кДж/моль.

Тогда ∆Н гидр =18,49+8,64 =27,13 кДж/моль.

Знак изменения энтропии растворения (DS о раст) зависит от степени изменения порядка в системе до и после растворения. При растворении газов в жидкости энтропия системы уменьшается, а энтальпия увеличивается, поэтому растворение газов понижается при повышении температуры.

Знак изменения энтальпии системы при растворении (DН о раст) определяется суммой тепловых эффектов всех процессов, сопровождающих растворение. При растворении твердого вещества разрушается его кристаллическая решетка и частицы вещества равномерно распределяются по всему объему раствора. Этот процесс требует затраты энергии, следовательно, DН о кр > 0. Одновременно протекает процесс взаимодействия частиц растворенного вещества с водой с образованием гидратов, сопровождающийся выделением теплоты (DН о гидр < 0).

Общий тепловой эффект растворения твердого вещества (DН о раст) определяется соотношением тепловых эффектов этих процессов и может быть как положительным, так и отрицательным, либо равным нулю, как при растворении сахара в воде.

Растворение жидкостей и газов в большинстве случаев сопровождается выделением небольшого количества теплоты и, согласно принципу Ле Шателье, с понижением температуры их растворимость уменьшается.

Растворимость

При приготовлении раствора какого-либо вещества молекулы растворяемого вещества непрерывно переходят в раствор и благодаря диффузии равномерно распределяются по всему объему растворителя. Перешедшие в раствор молекулы растворенного вещества, ударяясь о поверхность еще не растворившегося вещества, снова входят в его состав. По мере возрастания концентрации раствора увеличивается скорость образования твердого вещества. При равенстве скоростей этих процессов в системе устанавливается равновесие (DG о раст =0):

вещество нерастворенное « вещество в растворе,

при этом число молекул растворенного вещества, поступающих в раствор и уходящих из него в единицу времени становится равным.

Раствор максимальной концентрации, который при данной температуре может неопределенно долго находиться в равновесии с избытком растворяемого вещества,называется насыщенным .

Концентрация насыщенного раствора называется растворимостью .

Растворимость выражается количеством граммов растворенного вещества, содержащихся в 100 граммах растворителя, либо количеством молей растворенного вещества, содержащихся в 1 литре раствора.

Раствор, концентрация которого при данной температуре меньше насыщенного, называется ненасыщенным .

Растворимость твердых веществ (например, солей), как правило, с понижением температурыуменьшается. Если медленно охлаждать насыщенный раствор, то можно получить пересыщенный раствор , т.е. раствор, концентрация которого больше растворимости вещества при данной температуре. Пересыщенные растворы неустойчивы (DG о раст >0) и самопроизвольно или при внешнем воздействии (встряхивание, внесение кристаллов) переходят в состояние равновесия (DG о раст =0). При этом избыток растворенного вещества выпадает в осадок.

Концентрация растворов

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве или в определенном объеме раствора или растворителя.

В химии наиболее употребимы следующие способы выражения концентрации.

Процентная концентрация. Показывает число граммов растворенного вещества, содержащихся в 100 г раствора. Например, 15%-ный водный раствор соли – это такой раствор, в 100 г которого содержится 15 г соли и 85 г воды.

Молярная концентрация (молярность). Показывает число молей растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора, обозначается моль/л или формулой вещества, заключенной в квадратные скобки. Например, =2 моль/л – это раствор, содержащий 2 моля (или 80 г) гидроксида натрия в одном литре раствора.

Молярная концентрация эквивалентов. Показывает число молей эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора, обозначается С эк. Например, С эк H 2 SO 4 =0,1моль экв/л – это раствор Н 2 SO 4 , содержащий 0,1 моля эквивалентов серной кислоты (или 4,9 г) в 1 л раствора.

Эквивалентом (обозначается буквой Э ) называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Эквивалент кислоты равен молярной массе кислоты, деленной на ее основность, т.е. на число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл.

Эквивалент основания равен молярной массе основания, деленной на валентность металла.

Эквивалент оксида равен молярной массе оксида, деленной на произведение числа атомов элемента, входящих в состав молекулы, и валентности этого элемента.

Эквивалент соли равен молярной массе соли, деленной на произведение валентности металла и числа атомов металла в ее молекуле.

Например:

моль экв. Н 2 SO 4 (М=98 г/моль) равен

моль экв. Са(ОН) 2 (М=74 г/моль) равен

моль экв. Al 2 O 3 (М=102 г/моль) равен

моль экв. Al 2 (SO 4) 3 (М=342 г/моль) равен

Растворы с молярной концентрацией эквивалентов широко применяются при проведении реакций между растворенными веществами. Пользуясь этой концентрацией, легко заранее рассчитать, в каких объемных соотношениях должны быть смешаны растворенные вещества, для того чтобы они прореагировали без остатка. Согласно закону эквивалентов количества веществ, вступающих в реакцию, пропорциональны их эквивалентам :

Следовательно, для реакции всегда нужно брать такие объемы растворов, которые содержали бы одинаковое число молей эквивалентов растворенных веществ. При одинаковой молярной концентрации растворов объемы реагирующих веществ пропорциональны их С эк. Если объемы затрачиваемых на реакцию растворов обозначить через V 1 и V 2 , а их молярные концентрации эквивалентов через С эк.1 и С эк.2 , то зависимость между этими величинами выразится отношением:

т.е. объемы реагирующих веществ обратно пропорциональны молярным концентрациям их эквивалентов .

На основании этих зависимостей можно не только вычислить необходимые для проведения реакций объемы растворов, но и по объемам затраченных на реакцию растворов находить их концентрации.

Титр . Показывает количество граммов растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора. Обозначается буквой Т.

Зная титр раствора, легко вычислить его молярную концентрацию эквивалента, и наоборот:

Моляльная концентрация (моляльность). Показывает число молей растворенного вещества, содержащееся в 1000 г растворителя, обозначается С m:

(5.3)

где m – количество растворенного вещества, – количество растворителя, г; M – мольная масса растворенного вещества, г/моль.

Законы Рауля

Каждой жидкости при данной температуре соответствует определенное давление насыщенного пара р 0 . С повышением температуры р 0 увеличивается. При растворении в жидкости какого-либо нелетучего вещества давление насыщенного пара растворителя над раствором становится ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Причем понижение давления пропорционально концентрации раствора.

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества (закон Рауля) :

(5.4)

где p 0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем;

p – давление насыщенного пара растворителя над раствором; N – мольная доля растворенного вещества; n 1 – число молей растворенного вещества; n 2 – число молей растворителя.

Мольная доля (N i ) равна отношению числа молей данного вещества (n i) к сумме числа молей всех веществ (включая растворитель) в растворе:

Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества приводит к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.

Согласно закону Рауля, давление водяного пара над водным раствором ниже, чем над водой.

Температура кипения жидкости Т кип – это температура, при которой давление насыщенного пара ее достигает атмосферного давления; для воды это 100°С (при давлении 101,3 кПа или 1,013∙10 5 Н/м 2). Так как над раствором давление насыщенного пара растворителя ниже, то для того чтобы раствор закипел, его надо нагреть до более высокой температуры, чем чистый растворитель.

Следствия закона Рауля

1. Понижение температуры замерзания DТ зам и повышение температуры кипения DТ кип раствора неэлектролита прямо пропорциональны количеству вещества, растворенному в данном количестве растворителя.

2. Эквимолярные (т.е. содержащие одно и то же число молей эквивалентов вещества) количества растворенных веществ, будучи растворены в одном и том же количестве данного растворителя, одинаково понижают температуру его замерзания и одинаково повышают температуру его кипения.

Понижение температуры замерзания, вызываемое растворением одного моля вещества в 1000 г растворителя, есть величина постоянная для данного растворителя. Она называется криоскопической константой K к растворителя. Точно так же и повышение температуры кипения, вызываемое растворением одного моля вещества в 1000 г растворителя, называется эбулиоскопической константой K э растворителя. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы зависят только от природы растворителя.