Тепловой эффект растворения соли. Типы тепловых эффектов

Выпуск 58

Тепловой эффект растворения

Процесс растворения это не просто физическое перемешивание веществ, особенно, когда мы растворяем в воде вещества, состоящие из ионов (кислоты, щёлочи или соли). Химическая реакция это разрыв одних связей и появление новых. На разрыв старых связей энергия затрачивается, а в процессе образования новых - вырабатывается и выделяется, например в виде тепла. Это тепловой эффект растворения. Если на разрыв связей затрачено много энергии, а при образовании новых выделяется мало, то тепло в такой реакции выделяться не будет, а будет наоборот - поглощаться. В процессе растворения рвутся связи между ионами кристалла и образуются новые связи с молекулами воды.

Дмитрий Иванович покажет, каким образом тепловой эффект растворения проявляется при растворении различных веществ - хлорида натрия, нитрата аммония, тиосульфата натрия и серной кислоты.

Выясняется, что при растворении хлорида натрия температура не изменяется. То есть, тепловой эффект этой реакции равен нулю.

При растворении серной кислоты температура заметно выросла, а значит тепловой эффект растворения был положительным.

Нитрат аммония и тиосульфат натрия показали отрицательный тепловой эффект растворения.

В медицинских охлаждающих пакетах находится нитрат аммония, при растворении которого в воде тепловой эффект растворения отрицателен. Вода является самым распространённым веществом на нашей планете, поэтому великое множество химических реакций происходит либо с участием воды, либо в её присутствии. На примере взаимодействия соды и лимонной кислоты Дмитрий Иванович покажет, как вода являет собой вещество, без которого реакция не происходит. Почему? Дело в том, что в этой реакции взаимодействуют между собой ионы, а они могут встретиться лишь в растворе. Для проведения следующего опыта Дмитрию Ивановичу понадобится кристаллический йод и порошок алюминия. Всего капля воды, попав в смесь этих веществ, вызывает бурную реакцию образования йодида алюминия. Вода в данном случае выступает в качестве катализатора.

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.


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

Цель работы - определение теплового эффекта процесса растворения соли в воде и теплоты реакции нейтрализации с использованием калориметра с изотермической оболочкой.

Относительно изучаемых процессов нужно иметь в виду следующее: химические реакции, в отличие от фазовых пре­вращений, сопровождаются изменением состава веществ в системе. Промежуточное положение между ними занимают процессы растворения. Эти процессы, если не знать их природы, представляются трудно объяснимыми. Например, чтобы разрушить кристаллы хлористого натрия на отдельные ионы, требуется затратить довольно значительную энергию (ΔЕ кр):

NaCl тв → Na + газ + Сl – газ; DН° разруш = +777,26 кДж/моль. (18)

По первому закону термохимии, обратный процесс образования кристалла из ионов будет иметь экзотермический характер, то есть DН° образ = – 777,26 кДж/моль.

Вместе с тем при взаимодействии с водой хлорида натрия идет процесс соединения ионов Na + и Сl – с полярными моле­кулами воды, который рассматривается как процесс гидратации ионов, он сопровождается выделением значительного количества теплоты.

В таблице 11 приведены значения энергий связи Е св в некоторых веществах и энтальпий гидратации DН° гидр ионов при стандартных условиях.

В результате процессы растворения ионных соединений рассматриваются как обычные химические реакции и одно­значно характеризуются тепловыми эффектами. Для нахождения их необходимо или провести экспериментальное исследование, например, калориметрическое, или использовать табличные значения теплот образования всех гидратированных ионов и соединений, участвующих в процессе растворения.

Обычно теплоту растворения относят к растворению одного моля ве­щества. При этом предполагается, что образуется бесконечно разбавленный раствор. В итоге механизм растворения представляется как процесс разрушения кристаллической решетки вещества под действием растворителя (эндотермический эффект) и как процесс гидратации образующихся ионов (экзотермический эффект). Суммарный тепловой эффект определяется именно этими процессами.

Таблица 11.

Ис­пользуя первое следствие из второго закона термохимии, можно рассчитать по имеющимся в табл.11. данным тепловые эффекты растворения указанных веществ, а также теплоту нейтрализации кислоты щелочью.

Например, энтальпия растворения кристаллического хлорида натрия в воде находится по уравнению:

NaCl тв aqua → Na + aq + Сl – aq , (19)

DН° p аств. = DН° гидр (Na + aq) + DН° гидр (Cl – aq) – = (20)

420,1 - 353,7 - (- 777,3) = + 3,5 кДж/моль.

Положительный знак теплового эффекта указывает на то, что процесс растворения протекает с поглощением теплоты и температура раствора при этом должна понижаться.

Теплотой реакции нейтрализа­ции называют количество теплоты, которое выделяется при взаимодействии 1 эквивалента сильной кислоты с 1 эквивалентом сильного основания. При этом образуется 1 эквивалент жидкой воды.

Найдено, что в случае разбавленных растворов теплота реакций сильных оснований (таких, как NaOH и КОН) с сильными кислотами (например, НСl или H 2 SO 4) не зависит от природы кислоты и основания. Такое постоянство теплоты нейтрализации объясняется практически полной диссоциацией на ионы сильных кис­лот и оснований, а также образуемых в результате реакции нейтрализации солей. Поэтому при смешивании разбавленных растворов сильной кислоты и сильного основания фактически происходит только одна химическая реакция, а именно: между гидратированными ионами гидроксония H 3 О + aq и гидроксила ОН – а q:

1/2 H 3 О + aq + 1/2 ОН – а q → Н 2 О жидк, (21)

DН° нейтр = DН° образ (Н–OН) – (1/2)·

= – 459,8 – (1/2) · (– 477,8 –– 330,0) = – 55,9 кДж/моль. (22)

Отрицательный знак теплового эффекта говорит о том, что реакция нейтрализации протекает с выделением теплоты и температура раствора при этом должна повышаться.

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.

Понравилась статья? Поделитесь с друзьями!