Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.
Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:
Содержание
Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)
Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.
Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:
Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔHI2(тв)0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔHI2(ж)0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.
Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):
Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.
Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции
Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т1 до Т2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):
Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:
где ΔCp(T1,Tf) — изменение теплоемкости в интервале температур от Т1 до температуры фазового перехода; ΔCp(Tf,T2) — изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и Tf — температура фазового перехода.
Стандартная энтальпия сгорания
Стандартная энтальпия растворения
Под энтальпией гидратации — ΔHгидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.
Стандартная энтальпия нейтрализации
Стандартная энтальпия нейтрализации — ΔHнейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:
Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔHгидратации° ионов при разбавлении.
Процесс образования раствора – растворение – заключается в разрушении взаимодействия между молекулами индивидуальных веществ и образовании новых межмолекулярных связей между компонентами раствора.
Количество теплоты, поглощающейся или выделяющейся при растворении одного моля вещества в избытке растворителя, называется теплотой растворения этого вещества.
Образование раствора – процесс самопроизвольный, сопровождающийся уменьшением свободной энергии Гиббса (DG о раст):
DG о раст =DH о раст –TDS о раст 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 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 пересыщенныйраствор, 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 раствораназывается 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, [NaOH]=2 моль/л – это раствор, содержащий 2 моля (или 80 г) гидроксида натрия в одном литре 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 кислотыравен молярной массе кислоты, деленной на ее основность, т.е. на число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл.
Эквивалент основанияравен молярной массе основания, деленной на валентность металла.
Эквивалент оксидаравен 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.
моль экв. Н2SO4 (М=98 г/моль) равен
моль экв. Са(ОН)2 (М=74 г/моль) равен
моль экв. Al2O3 (М=102 г/моль) равен
моль экв. Al2(SO4)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:
.
или ,
(5.2)
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 Сm :
,
(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 р0. С повышением температуры р0 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 p0– давление насыщенного пара над чистым растворителем;
p – давление насыщенного пара растворителя над раствором; N – мольная доля растворенного вещества; n1– число молей растворенного вещества; n2 – число молей растворителя.
Мольная доля (Ni) равна отношению числа молей данного вещества (ni) 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 Ткип – 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 DТзам и повышение температуры кипения DТкип 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 Kк растворителя. Точно так же и повышение температуры кипения, вызываемое растворением одного моля вещества в 1000 г растворителя, называется эбулиоскопической константой Kэ растворителя. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы зависят только от природы растворителя.
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения разбавленных растворов неэлектролитов пропорционально их моляльной концентрации:
(5.5)
(5.6)
Приведенные формулы позволяют рассчитывать составы антифризов – растворов, не замерзающих до определенной температуры.
Исходя из приведенных соотношений очевидно, что при растворении в 1000 г данного растворителя 1 грамм-моля какого-либо неэлектролита DТзам и DТкип раствора будут одинаковыми независимо от природы растворенного вещества и равны:
Приведенные формулы (5.5, 5.6) дают возможность не только определять температуры кипения и замерзания растворов неэлектролитов по их концентрациям, а также рассчитывать молекулярную массу растворенного вещества по температуре кипения или замерзания его растворов:
Если вам тяжело разобраться в данной теме напишите мне в whatsapp разберём вашу тему, согласуем сроки и я вам помогу!
По этой ссылке вы сможете найти много готовых курсовых работ по химии:
Посмотрите похожие темы возможно они вам могут быть полезны:
Введение:
Как правило, при растворении тепло поглощается или выделяется, а объем раствора изменяется. Это объясняется тем, что при растворении вещества происходит два процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и взаимодействие частиц растворителя с частицами растворенного вещества. Оба эти процесса сопровождаются различными изменениями энергии. Энергия требуется для разрушения структуры растворенного вещества, тогда как энергия высвобождается, когда частицы растворителя взаимодействуют с частицами растворенного вещества. В зависимости от соотношения этих тепловых эффектов процесс растворения вещества может быть эндотермическим или экзотермическим. Тепловые эффекты растворения разных веществ различны. Так, когда серная кислота растворяется в воде, выделяется значительное количество тепла, аналогичное явление наблюдается, когда безводный сульфат меди растворяется в воде (экзотермические реакции). Когда нитрат калия или нитрат аммония растворяются в воде, температура раствора резко падает (эндотермические процессы), а когда растворяется хлорид натрия в воде, температура раствора практически не изменяется.
Классификация решений
Растворитель и раствор. Общие свойства истинных решений. Насыщенный, перенасыщенный и ненасыщенный раствор. Методы выражения состава раствора (массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, нормальная концентрация). Физическая теория решений Дж. Вант Хоффа и С. Аррениуса. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева. Сольваты, гидраты, кристаллогидраты, кристаллизационная вода. Растворение веществ как физико-химический процесс. Тепловой эффект процесса растворения. Растворимость веществ. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Степень электролитической диссоциации. Зависимость степени диссоциации от природы электролита, природы растворителя, концентрации и температуры раствора. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Константа электролитической диссоциации. Диссоциация воды. Ионный продукт воды. Водородный показатель. Уравнения ионно-молекулярной реакции. Гидролиз соли. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Степень и константа гидролиза.
Растворение происходит самопроизвольно (DS O и AS 0), поэтому с увеличением температуры их растворимость увеличивается.
Как вы можете объяснить различные значения тепловых эффектов растворения твердых веществ.
Значение AH.idr можно рассчитать, используя известные значения энтальпии других процессов. Итак, растворение ионного соединения может быть представлено в виде двух стадий: разрушения кристаллической решетки на свободные ионы и гидратации ионов. Тогда, согласно закону Гесса, тепловой эффект (энтальпия) растворения DYArasty можно представить в виде алгебраической суммы энергии (энтальпии) разрушения кристаллической решетки AR. и энтальпия гидратации ионов DNahid.
Температура обычно увеличивается с ростом температуры, но есть и обратная зависимость. Влияние температуры зависит от теплового эффекта процесса растворения и от изменения энтропии в этом процессе.
Влияние молекулярной массы полимера на тепловой эффект процесса растворения зависит от физического состояния полимера. Для высокоэластичных полимеров плотность упаковки и, следовательно, энергия межмолекулярных взаимодействий не зависят от молекулярного веса благодаря гибкости макромолекул; следовательно, тепловой эффект растворения одинаков для полимеров с различной длиной цепи. Для стеклообразных полимеров с увеличением молекулярной массы плотность упаковки полимерных цепей уменьшается, полимер становится более рыхлым, энергия межмолекулярного взаимодействия уменьшается, а термический эффект растворения увеличивается.
Мы находим противоположную картину для фторидов щелочноземельных металлов. Например, I MgF = 689 ккал, и хотя теплота гидратации превышает эту величину на 10 ккал, то есть составляет 699 ккал, тем не менее фторид магния нерастворим в воде. Объяснение этого неожиданного поведения состоит в том, что энтропия ионов уменьшается по мере того, как они переходят в раствор. Это, в свою очередь, приводит к снижению теплового эффекта процесса растворения (точнее, его абсолютного значения) примерно на 15 ккал, что определяет практически полную нерастворимость этой соли.
Безводный хлорид алюминия сильно испаряется в воздухе и с шипением растворяется в воде. Объясните причину этих явлений. Рассчитать тепловой эффект процесса растворения хлорида алюминия.
В процессе растворения твердого кристаллического вещества энергия, затрачиваемая на разрушение кристаллической решетки, компенсируется выделением энергии взаимодействия молекул или ионов с растворителем. Количественное соотношение расходуемой и выделяемой энергии определяет тепловой эффект процесса растворения. Например, энергия электростатического взаимодействия ионов натрия и хлора в кристалле хлорида натрия очень высока, и для образования свободных ионов при разрушении одного моля Na 1 потребуется энергия, равная 197 000 калорий. Однако из-за выделения теплоты гидратации ионов наблюдается очень небольшой эффект при растворении хлорида натрия.
Для аналогичных веществ (например, для газов с низкой полярностью) растворимость обычно естественным образом уменьшается с увеличением эндотермичности теплового эффекта процесса растворения.
Для большинства физико-химических расчетов необходимо знать теплоемкость веществ, участвующих в процессе, тепловые эффекты процессов растворения, фазовых превращений и химических реакций. Эти значения могут быть измерены экспериментально. При температурах, близких к комиатным (20-50 ° С), широко используется калориметрический метод.
Растворимость твердых веществ зависит от теплового эффекта процесса растворения. Если он является эндотермическим, то при повышении температуры их растворимость увеличивается в соответствии с принципом Ле-Шателье.
В зависимости от соотношения величины этих тепловых эффектов процесс растворения вещества может быть эндо- и экзотермическим.
Количество тепла, поглощаемое или выделяемое при растворении одного моля вещества в избытке растворителя, называется теплотой растворения этого вещества.
Концентрация решений
Концентрация растворения относится к количеству растворенного вещества, содержащемуся в определенном количестве или в определенном объеме раствора или растворителя.
В химии наиболее часто используются следующие способы выражения концентрации.
Процентная концентрация. Показывает количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 100 г раствора. Например, 15% водный раствор соли представляет собой такой раствор, 100 г которого содержит 15 г соли и 85 г воды.
Вывод:
Молярная концентрация (молярность). Показывает количество молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора, обозначенное в моль / л или формуле вещества, заключенной в квадратные скобки. Например, [NaOH] = 2 моль / л представляет собой раствор, содержащий 2 моль (или 80 г) гидроксида натрия в одном литре раствора.
Эквивалент (обозначенный буквой E) представляет собой действительную или условную частицу вещества, которая может заменить, добавить, высвободить или каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительные реакции.
Кислотный эквивалент равен молярной массе кислоты, деленной на ее основность, то есть на число атомов водорода в молекуле кислоты, которая может быть заменена металлом.
Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔
Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.
Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.
.
,
,
(5.3)
– количество растворителя, г; M – мольная масса растворенного вещества, г/моль.
