Способы выражения концентраций растворов

виде тепла (рост хаотичности системы).

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас

системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не

совершающая работу энергия).

Анализ уравнения (1) позволяет установить, какой из факторов, составляющих

энергию Гиббса, ответственен за направление протекания химической реакции,

энтальпийный (ΔH) или энтропийный (ΔS · T).

·         Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и

реакция возможна при любой температуре.

·         Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и

реакция с поглощением  теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких

условиях.

·         В остальных случаях (ΔH < 0, ΔS < 0 и ΔH > 0,

ΔS > 0) знак ΔG зависит  от соотношения ΔH и TΔS. Реакция

возможна, если она сопровождается уменьшением изобарного потенциала; при

комнатной температуре, когда значение T невелико, значение TΔS также

невелико, и обычно изменение энтальпии больше TΔS. Поэтому  большинство

реакций, протекающих  при комнатной температуре, экзотермичны. Чем выше

температура, тем больше TΔS, и даже эндотермические реакции становятся

осуществляемыми.

Проиллюстрируем эти четыре случая соответствующими реакциями:

     1. 

ΔH < 0 

ΔS > 0 

ΔG < 0 

C2H5–O–C2H5 + 6O2 = 4CO2 + 5H2O 

(реакция возможна  при любой температуре)

2. 

ΔH > 0 

ΔS < 0 

ΔG > 0 реакция невозможна

3. 

ΔH < 0 

ΔS < 0 

ΔG > 0, ΔG < 0 

N2 + 3H2 = 2NH3 (возможна  при низкой температуре)

4. 

ΔH > 0 

ΔS > 0 

ΔG > 0, ΔG < 0  

N2O4(г) = 2NO2(г) (возможна  при высокой температуре). 
 

Для оценки знака  ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔS наиболее

типичных процессов. ΔH образования сложных веществ  и ΔH реакции лежат

в пределах 80–800 кДж∙моль-1. Энтальпия реакции сгорания

ΔH0сгор всегда отрицательна и составляет тысячи

кДж∙моль-1. Энтальпии  фазовых переходов обычно меньше

энтальпий образования и химической реакции ΔHпар – десятки

кДж∙моль-1, ΔHкрист  и ΔHплав

равны 5–25 кДж∙моль-1.

Зависимость ΔH от температуры выражается соотношением ΔHT =

ΔH° + ΔCp · ΔT, где  ΔCp –

изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – Т реагенты

не претерпевают фазовых превращений, то ΔCp = 0, и для  расчетов

можно пользоваться значениями ΔH°.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до

сотен Дж∙моль–1K–1 (табл. 4.1). Знак ΔG

определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости

процесса обычно пользуются значениями стандартной  энергии Гиббса ΔG°

. Величина ΔG°  не может использоваться в  качестве критерия

вероятности в  эндотермических процессах со значительным возрастанием энтропии

(фазовые переходы, реакции термического разложнения  с образованием газообразных

веществ и др.). Такие процессы могут быть осуществлены за счет энтропийного

фактора при  условии:

    

Энтропия. 

ЭНТРОПИЯ (от греч. entropia — поворот, превращение) (обычно обозначается S),

функция состояния  термодинамической системы, изменение  которой dS в

равновесном процессе равно отношению количества теплоты dQ, сообщенного

системе или  отведенного от нее, к термодинамической  температуре Т системы.

Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом

энтропии, они  приближают систему к состоянию  равновесия, в котором S

максимальна. Понятие  “энтропия” введено в 1865 Р. Клаузиусом. Статистическая

физика рассматривает  энтропию как меру вероятности пребывания системы в

данном состоянии (Больцмана принцип). Понятием энтропии широко пользуются в

физике, химии, биологии и теории информации.

Энтропия - это  функция состояния, то есть любому состоянию  можно сопоставить

вполне определенное (с точность до константы - эта неопределенность убирается

по договоренности, что при абсолютном нуле энтропия тоже равна нулю) значение

энтропии.

Для обратимых (равновесных) процессов выполняется следующее  математическое

равенство (следствие  так называемого равенства Клаузиуса)

    ,

где δQ - подведенная  теплота,

- температура,  и 

- состояния, SA и  SB - энтропия, соответствующая этим

состояниям (здесь  рассматривается процесс перехода из состояния 

в состояние ).

Для необратимых  процессов выполняется неравенство, вытекающее из так

называемого неравенства Клаузиуса

     ,

где δQ- подведенная  теплота,

- температура,  и 

- состояния, SA и  SB- энтропия, соответствующая этим

состояниям.

Поэтому энтропия адиабатически изолированной (нет  подвода или отвода тепла)

системы при  необратимых процессах может только возрастать.

Используя понятие  энтропии Клаузиус (1876) дал наиболее общую формулировку 2-

го начала термодинамики: при реальных (необратимых) адиабатических процессах

энтропия возрастает, достигая максимального значения в  состоянии равновесия

(2-ое начало  термодинамики не является абсолютным, оно нарушается при

флуктуациях).

    

     

Практическая  часть

 

Задание № 1. 

Сколько воды надо прибавить к 100 мл 48%-го раствора азотной  кислоты  (r=1,303

г/см3), чтобы  получить раствор с массовой долей 20%?

    

Дано: 

ρ=1,303 г/см3 

V(HNO3 )=100 мл. 

ω(HNO3)=48% 

Решение: 

1)m(HNO3) в одном  литре раствора = 1303 г. 

В 100 мл =130,3 г 

В этом 48% растворе m(HNO3) = =130,3*48/100=62,544 г. 

m(Н2О)=130,3-62,544=67,756 г. 

2) m(HNO3) в 20% растворе = 130,3*20/100 =26,06 г. 

m(Н2О)=130,3-26,06=104,24 г. 

3) m(Н2О)=104,24-67,756=36,484 г. – необходимо добавить воды  к 48% раствору. 

Найти: 

m(Н2О)-? 
 

     Ответ: m(Н2О)=36,484 грамма.

    

Задание № 2. 

В 600 мл раствора содержится 11,7 г ортофосфорной кислоты. Определите

нормальную концентрацию раствора для полной и неполной (по I и II ступеням)

нейтрализация раствора.

    

Дано: 

m(Н3РО4) = 11,7 г. 

V = 282 см3 

М(Н3РО4) = 98 

Fэкв. = 1/3 

Решение: 

Нормальная концентрация, или нормальность, показывает число моль-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. 
 
 

Найти: 

СN(Н3РО4)-? 
 

     Ответ:  СN(Н3РО4)=0,597n

    

Задание № 3. 

Сколько растворенных частиц (ионов и недиссоциированных молекул) содержит 1 л

0,0001 н. HCN, константа диссоциации которой равна 4,9-10 -10?

    

Дано: 

Vр-ра = 282 см3 

СN(HCN)=0,0001 н 

Kд(HCN)=4,9*10-10 

Решение: 

HCN – циановодородная  кислота, это слабая кислота,  диссоциирует по уравнению: 

HCN=H++CN- 

Концентрация  продиссоциировавших молекул, а, следовательно, и концентрация ионов H+: 

Найти: 

n(молекул)-? 

n(ионов)-?  
 

[H+]=α*С(РСТ), где  α-степень диссоциации;

    

    

    

Определим млярную  концентрацию непродиссоциировавших  молекул HCN:

    

    

    

Рассчитываем  число молекул и ионов:

1 моль любого  вещества содержит 6,02*1023 структурных  единиц

(постоянная  Авогадро).

    

    

    

     Ответ: 

    

Задание № 4. 

Составьте в  молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций:

а)   CuCL2 + Na2C03 +H2O →.

б)   FеС13 + НСООК + Н2О → FeOH(HCOO)2

+ . . .

     Решение:

     а) CuCl2-соль, образованная слабым основанием Cu(OH)

2 и сильной  кислотой HCl, такая соль гидролизуется  по катиону:

    

Na2CO3 – соль, образованная  сильным основанием NaOH и

слабой кислотой H2CO3, такая соль гидролизуется по

аниону:

    

Если смешать  растворы двух солей, то гидролиз усиливается  за счёт образования

молекулы H2O.

     Уравнение  совместного гидролиза:

1) молекулярное:

    

2) ионно-молекулярное:

    

     б) FeCl3 – соль, образованная слабым  основанием Fe(OH)

3 и сильной  кислотой HCl гидролизуется по катиону:

    

HCOOK – соль, образованная  слабой кислотой HCOOH и сильным  основанием KOH,

гидролизуется по аниону:

    

     Уравнение  совместного гидролиза:

1) молекулярное:

    

    

    

2) ионно-молекулярное: