Материал: Концентрация растворов

Т = t0C + 273 = 25 + 273 = 298K,

G0х.р. = − 71,0 − 298·(−0,021) = −64,7 кДж.

Ответ: Так как G0х.р. < 0, реакция протекает в прямом направлении.

Пример 4. При какой температуре наступит равновесие в системе:

2CH4(г) = C2H2(г) + 3H2(г)?

Решение:

В прил. 1 находим значения энтальпий образования для веществ, участвующих в реакции:

H0(CH4) = −74,9 кДж/моль;

H0(C2H2) = 226,8 кДж/моль;

H0(H2) = 0 кДж/моль (простое вещество). По следствию из закона Гесса

H0х.р. = H0(C2H2) + 3 H0(H2) − 2 H0(CH4),

H0х.р. = 226,8 + 3·0 − 2(−74,9) = 376,6 кДж.

Аналогично находим изменение энтропии, используя стандартные значения из прил. 1:

S0(CH4) = 186,2 Дж/моль · К;

S0(C2H2) = 200,8 Дж/моль · К; S0(H2) = 130,5 Дж/моль · К,

S0х.р. = S0(C2H2) + 3S0(H2) − 2S0(CH4),

S0х.р. = 200,8 + 3·130,5 − 2·186,2 = 219,9 Дж/К = 0,2199 кДж/К.

Теперь можно рассчитать температуру, при которой достигается равновесие:

Ответ: Травн = 1712 К.

21

Пример 5. Рассчитайте значение стандартной энтальпии реакции образования одного моля оксида железа (III) из простых веществ по следующим термохимическим уравнениям:

Согласно закону Гесса, тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода системы из начального в конечное состояние. То есть

H0х.р.(1) = H0х.р.(2) + H0х.р.(3)

Очевидно, что H0х.р.(2) равен тепловому эффекту первой из указанных в задании реакций:

H0х.р.(2) = −532 кДж.

В то же время H0х.р.(3) равен половине теплового эффекта второй из указанных в задании реакций:

H0х.р.(3) = −584/2 = −292 кДж.

Значит, тепловой эффект реакции получения одного моля оксида железа (III) из простых веществ H0х.р.(1) можно рассчитать:

H0х.р.(1) = −532 + (−292) = −824 кДж. Ответ: H0х.р.(1) = −824 кДж.

22

3. Растворы неэлектролитов и электролитов

Некоторые свойства растворов зависят только от количества частиц растворенного вещества и не зависят от его природы. К таким свойствам относятся, в первую очередь, осмотическое давление и изменение температур замерзания и кипения растворов по сравнению с соответствующими температурами чистого растворителя.

3.1. Замерзание и кипение растворов

Все растворители имеют определенные температуры замерзания (кристаллизации) и кипения. Присутствие в них растворенного вещества понижает температуру замерзания и повышает температуру кипения на некоторую величину t. Для разбавленных растворов неэлектролитов эту величину можно рассчитать по следствию из закона Рауля:

tзам = Ккр · Сm ; Δtкип = Кэб · Сm ,

где Ккр – криоскопическая постоянная; Кэб – эбуллиоскопическая постоянная;

Сm – моляльная концентрация.

Криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные – константы, зависящие только от природы растворителя. Значения этих констант приводятся в справочниках. Например, для воды Ккр = 1,86;

Кэб = 0,52.

Моляльная концентрация, или моляльность, показывает, сколько молей растворенного вещества приходится на 1000 граммов растворителя.

Моляльность может быть рассчитана по формуле:

где m(вещества) – масса растворенного вещества, г; m(растворителя) – масса растворителя, г;

M(вещества) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

23

В растворах электролитов при равной молярной концентрации количество частиц больше, чем в растворах неэлектролитов. Это связано с диссоциацией молекул на ионы. Увеличение числа частиц за счет диссоциации молекул учитывают с помощью изотонического коэффициента (i). Этот коэффициент зависит от степени диссоциации (α) и от числа ионов (n), на которые диссоциирует одна молекула. Например:

HCl H+ + Cl− (два иона, n = 2); MgCl2 Mg2+ + 2Cl− (три иона, n = 3);

Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42- (пять ионов, n = 5).

Зависимость изотонического коэффициента от числа ионов и степени диссоциации имеет вид:

i 1 n 1 .

Формулы для расчета изменения температур замерзания и кипения для электролитов можно записать в виде:

tзам = i · Ккр · Сm ;

Δtкип = i · Кэб · Сm .

3.2. Осмотическое давление

Осмосом называется процесс односторонней диффузии молекул растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку. Мерой интенсивности этого процесса является осмотическое давление.

Осмотическое давление растворов неэлектролитов зависит от концентрации раствора и температуры. Эта зависимость имеет вид:

Росм = СМ · R · T,

где R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/моль · К; Т – абсолютная температура; СМ – молярная концентрация раствора.

24

Молярная концентрация (или молярность) показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в одном литре раствора. Она может быть рассчитана по формуле:

Для растворов электролитов при расчете осмотического давления также следует использовать изотонический коэффициент:

Росм = i · СМ · R · T.

3.3. Водородный показатель (рН)

Важнейшей характеристикой растворов электролитов является водородный показатель (рН), который определяет реакцию среды в растворе.

Водородный показатель определяется концентрацией ионов водорода в растворе:

рН = − lg[H+],

где [H+] – концентрация ионов водорода. Эту же зависимость можно записать:

[H+] = 10 pH .

Вода – слабый электролит, диссоциирующий на ионы водорода

В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксидионов одинаковы. При 250С концентрация этих ионов составляет 10 – 7 моль/л.

Произведение концентраций этих ионов – величина постоянная:

[H+]·[OH −] = 10–14.

Эта зависимость называется ионным произведением воды.

В нейтральных водных растворах, как и в чистой воде, [H+] = [OH −] = 10−7 моль/л. Значит, в нейтральной среде

рН = - lg(10−7) = 7.

Вкислой среде [H+] > [OH −]. Значит, рН < 7.

Вщелочной среде [H+] < [OH −] и рН > 7.

25