Toplotni učinki raztapljanja različnih snovi v vodi. Priročnik o kemiji za kandidate za visokošolske ustanove
Predznak spremembe entropije raztapljanja (D S o raztapljanje) je odvisno od stopnje spremembe reda v sistemu pred in po razpadu. Ko se plini raztopijo v tekočini, se entropija sistema zmanjša, entalpija pa poveča, zato se raztapljanje plinov z naraščanjem temperature zmanjšuje.
Predznak spremembe entalpije sistema med raztapljanjem (D n o raztapljanje) je določeno z vsoto toplotnih učinkov vseh procesov, ki spremljajo raztapljanje. Ko se trdna snov raztopi, se njena kristalna mreža uniči in delci snovi se enakomerno porazdelijo po celotnem volumnu raztopine. Ta proces zahteva energijo, zato D n o cr > 0. Hkrati se pojavi proces interakcije delcev raztopljene snovi z vodo s tvorbo hidratov, ki ga spremlja sproščanje toplote (D n o hidr< 0).
Celoten toplotni učinek raztapljanja trdnih snovi (D n o raztapljanje) je določeno z razmerjem toplotnih učinkov teh procesov in je lahko pozitivno ali negativno ali enako nič, kot pri raztapljanju sladkorja v vodi.
Raztapljanje tekočin in plinov v večini primerov spremlja sproščanje majhne količine toplote in po Le Chatelierjevem principu se njihova topnost z nižanjem temperature zmanjšuje.
Topnost
Pri pripravi raztopine snovi molekule topljenca neprekinjeno prehajajo v raztopino in se zaradi difuzije enakomerno porazdelijo po celotnem volumnu topila. Molekule raztopljene snovi, ki so prešle v raztopino, zadenejo površino še neraztopljene snovi, ponovno vstopijo v njeno sestavo. Ko se koncentracija raztopine poveča, se hitrost tvorbe trdne snovi poveča. Ko sta hitrosti teh procesov enaka, se v sistemu vzpostavi ravnovesje (D G o rast =0):
neraztopljena snov "snov v raztopini"
v tem primeru postane število molekul raztopljene snovi, ki vstopijo in izstopijo iz raztopine na časovno enoto, enako.
Raztopina največje koncentracije, ki lahko pri določeni temperaturi ostane v ravnovesju s presežkom topljenca za nedoločen čas, se imenuje bogata.
Koncentracija nasičene raztopine se imenuje topnost.
Topnost je izražena s številom gramov topljenca v 100 gramih topila ali s številom molov topljenca v 1 litru raztopine.
Raztopina, katere koncentracija je pri določeni temperaturi nižja od nasičene, se imenuje nenasičen .
Topnost trdnih snovi (na primer soli) se praviloma zmanjšuje z nižanjem temperature. Če počasi ohladite nasičeno raztopino, lahko dobite prenasičen rešitev, tj. raztopina, katere koncentracija je večja od topnosti snovi pri določeni temperaturi. Prenasičene raztopine so nestabilne (D G o dvig >0) in spontano ali pod zunanjim vplivom (tresenje, dodajanje kristalov) preide v stanje ravnovesja (D G o rast =0). V tem primeru se presežek topljenca obori.
Koncentracija raztopin
Koncentracija raztopine je količina topljenca v določeni količini ali volumnu raztopine ali topila.
V kemiji se najpogosteje uporabljajo naslednje metode izražanja koncentracije.
Odstotna koncentracija. Prikazuje število gramov topljenca v 100 g raztopine. Na primer, 15% vodna raztopina soli je raztopina, katere 100 g vsebuje 15 g soli in 85 g vode.
Molarna koncentracija (molarnost). Prikazuje število molov raztopljene snovi v 1 litru raztopine, označeno z mol/l ali formulo snovi v oglatih oklepajih. Na primer, =2 mol/L je raztopina, ki vsebuje 2 mola (ali 80 g) natrijevega hidroksida v enem litru raztopine.
Molarna koncentracija ekvivalentov. Prikazuje število molov ekvivalentov topljenca v 1 litru raztopine, označeno Z en. na primer Z eq H 2 SO 4 =0,1 mol eq/l je raztopina H 2 SO 4, ki vsebuje 0,1 mol ekvivalenta žveplove kisline (ali 4,9 g) v 1 litru raztopine.
Enakovredno(označeno s črko E) je resničen ali izmišljen delec snovi, ki lahko nadomesti, doda, sprosti ali je drugače enakovreden enemu vodikovemu ionu v kislinsko-bazičnih ali ionsko izmenjevalnih reakcijah ali enemu elektronu v redoks reakcijah.
Ekvivalent kisline enaka molski masi kisline, deljeni z njeno bazičnostjo, tj. o številu vodikovih atomov v molekuli kisline, ki jih je mogoče nadomestiti s kovino.
Osnovni ekvivalent enaka molski masi baze, deljeni z valenco kovine.
Ekvivalent oksida je enaka molski masi oksida, deljeni s produktom števila atomov elementa, ki sestavljajo molekulo, in valence tega elementa.
Ekvivalent soli enaka molski masi soli, deljeni z zmnožkom valence kovine in števila kovinskih atomov v njeni molekuli.
Na primer:
mol ekv. H 2 SO 4 (M=98 g/mol) je enako
mol ekv. Ca(OH) 2 (M=74 g/mol) je enako
mol ekv. Al 2 O 3 (M=102 g/mol) je enako
mol ekv. Al 2 (SO 4) 3 (M=342 g/mol) je enako
Raztopine z ekvivalenti molske koncentracije se pogosto uporabljajo pri izvajanju reakcij med topljenci. Z uporabo te koncentracije je enostavno vnaprej izračunati, v kakšnih prostorninskih razmerjih je treba zmešati raztopljene snovi, da lahko reagirajo brez ostankov. Po zakonu ekvivalentov količine snovi, ki reagirajo, so sorazmerne z njihovimi ekvivalenti :
Posledično je za reakcijo vedno treba vzeti takšne količine raztopin, ki bi vsebovale enako število molov ekvivalentov raztopljenih snovi. Pri enaki molski koncentraciji raztopin so prostornine reagirajočih snovi sorazmerne z njihovimi Z en. Če so količine raztopin, porabljene za reakcijo, označene z V 1 in V 2, njihove molske koncentracije ekvivalentov pa so Z eq.1 in Z eq.2, potem bo razmerje med temi količinami izraženo z razmerjem:
tiste. prostornine reaktantov so obratno sorazmerne z molskimi koncentracijami njihovih ekvivalentov.
Na podlagi teh odvisnosti je mogoče ne samo izračunati prostornine raztopin, potrebnih za reakcije, temveč tudi najti njihove koncentracije na podlagi prostornine raztopin, porabljenih za reakcijo.
Titer. Prikazuje število gramov topljenca v 1 ml raztopine. Označeno s črko T.
Če poznamo titer raztopine, je enostavno izračunati njeno molsko koncentracijo ekvivalenta in obratno:
Molska koncentracija (molalnost). Prikazuje število molov topljenca v 1000 g topila, označeno Z m:
 ,
| (5.3) |
kje m– količino raztopljene snovi, – količina topila, g; M– molska masa raztopljene snovi, g/mol.
Raoultovi zakoni
Vsaka tekočina pri dani temperaturi ustreza določenemu nasičenemu parnemu tlaku r 0 . Ko se temperatura dvigne p 0 poveča. Ko se katera koli nehlapna snov raztopi v tekočini, postane nasičen parni tlak topila nad raztopino nižji kot nad čistim topilom pri enaki temperaturi. Poleg tega je zmanjšanje tlaka sorazmerno s koncentracijo raztopine.
Relativno zmanjšanje tlaka nasičene pare topila nad raztopino je enako molskemu deležu topljenca (Raoultov zakon):
 | (5.4) |
kje str 0 – nasičen parni tlak nad čistim topilom;
str– nasičen parni tlak topila nad raztopino; n– molski delež raztopljene snovi; n 1– število molov raztopljene snovi; n 2– število molov topila.
Molska frakcija (N i) je enako razmerju števila molov dane snovi ( n i) na vsoto števila molov vseh snovi (vključno s topilom) v raztopini:
Zmanjšanje nasičenega parnega tlaka topila nad raztopino nehlapne snovi povzroči zvišanje vrelišča in znižanje ledišča raztopine v primerjavi s čistim topilom.
Po Raoultovem zakonu je tlak vodne pare nad vodno raztopino manjši kot nad vodo.
Vrelišče tekočine T kip je temperatura, pri kateri tlak nasičene pare doseže atmosferski tlak; za vodo je 100°C (pri tlaku 101,3 kPa ali 1,013∙10 5 N/m 2). Ker je nasičen parni tlak topila nad raztopino nižji, je treba raztopino, da zavre, segreti na višjo temperaturo kot čisto topilo.
Posledice Raoultovega zakona
1. Znižanje zmrziščne točke DT in zvišanje vrelišča DT neelektrolitne raztopine sta neposredno sorazmerna s količino snovi, raztopljene v določeni količini topila.
2. Ekvimolarne (tj. ki vsebujejo enako število molov ekvivalentov snovi) količine raztopljenih snovi, ki so raztopljene v enaki količini danega topila, enako znižajo njegovo zmrzišče in enako zvišajo njegovo vrelišče.
Znižanje zmrziščne točke, ki ga povzroči raztapljanje enega mola snovi v 1000 g topila, je konstantna vrednost za dano topilo. Imenuje se krioskopska konstanta K Za topilo. Na enak način se imenuje povečanje vrelišča, ki ga povzroči raztapljanje enega mola snovi v 1000 g topila. ebulioskopska konstanta K uh topilo. Krioskopske in ebulioskopske konstante so odvisne samo od narave topila.
Oddelek 5. ROSCHIN TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIACIJE
§ 5.3. Toplotni pojavi med raztapljanjem
Raztapljanje snovi spremlja toplotni učinek: sproščanje ali absorpcija toplote, odvisno od narave snovi. Ko na primer kalijev hidroksid ali žveplovo kislino raztopimo v vodi, opazimo močno segrevanje raztopine, tj. sproščanje toplote, pri raztapljanju amonijevega nitrata pa močno ohlajanje raztopine, to je absorpcija toplote. V prvem primeru pride do eksotermnega procesa (∆H 0), v drugem pa do endotermnega (∆H > 0). Toplota raztopine ∆H je količina toplote, ki se sprosti ali absorbira, ko se raztopi 1 mol snovi. Torej, za kalijev hidroksid ∆Н° = -55,65 kJ/mol, za amonijev nitrat pa ∆ H = +26,48 kJ/mol.
Kot posledica kemijske interakcije topljenca s topilom nastanejo spojine, ki jih imenujemo solvati (ali hidrati, če je topilo voda). Zaradi nastajanja takih spojin so raztopine podobne kemičnim spojinam.
Veliki ruski kemik D.I. Mendelejev je ustvaril kemijsko teorijo raztopin, ki jo je utemeljil s številnimi eksperimentalnimi podatki, navedenimi v njegovem delu "Preučevanje vodnih raztopin glede na njihovo specifično težo", objavljenem leta 1887. "Raztopine so kemične spojine, ki jih določajo sile, ki delujejo med topilom in raztopljena snov,« je zapisal, da je narava teh sil znana. sorodnih snovi, kot sta benzen in toluen).Ioni vežejo polarne molekule vode (glej § 5.4); ion je moder, v brezvodnem bakrovem sulfatu pa je brezbarven. Spojine so krhke in zlahka razpadejo, če so izolirane v prostem stanju, vendar v nekaterih primerih nastanejo močne spojine, ki jih je mogoče zlahka izolirati iz raztopine s kristalizacijo. V tem primeru izpadejo kristali, ki vsebujejo molekule vode.
Kristalne snovi, ki vsebujejo molekule vode, se imenujejo kristalni hidrati, voda, vključena v kristalne hidrate, pa se imenuje kristalizacija. Mnogi naravni minerali so kristalni hidrati. Številne snovi (tudi organske) se ekstrahirajo v čisti obliki le v obliki kristalnih hidratov. DI. Mendelejev je dokazal obstoj hidratov žveplove kisline, pa tudi številnih drugih snovi.
Zato raztapljanje ni le fizikalni, temveč tudi kemični proces. Raztopine nastanejo z interakcijo delcev topljenca z delci topila. Študent D.I. Mendelejeva D.P. Konovalov je vedno poudarjal, da med kemičnimi spojinami in raztopinami ni meja.
Tekoče raztopine zavzemajo vmesni položaj med kemičnimi spojinami s konstantno sestavo in mehanskimi zmesmi. Tako kot kemične spojine so homogene in zanje so značilni toplotni pojavi, pa tudi koncentracija, ki jo pogosto opazimo - zmanjšanje prostornine pri mešanju tekočin. Po drugi strani pa za razliko od kemičnih spojin za raztopine ne velja zakon o konstantnosti sestave. tako kot mešanice jih je mogoče enostavno razdeliti na sestavne dele. Proces raztapljanja je fizikalno-kemijski proces, raztopine pa so fizikalno-kemijski sistemi.
M.V. je veliko pozornosti posvetil študiju rešitev. Lomonosov. Raziskoval je ugotavljanje odvisnosti topnosti snovi od temperature, preučeval je pojave sproščanja in absorpcije toplote pri raztapljanju ter odkrival hladilne zmesi. M.V. Lomonosov je prvi ugotovil, da raztopine zamrznejo (kristalizirajo) pri nižji temperaturi kot topilo. Podal je tudi molekularno kinetično razlago raztapljanja, ki je blizu sodobni, saj so delci raztopljene snovi enakomerno porazdeljeni med delce topila.
1 V kemijskih formulah in hidratih kristalnih hidratov se formula vode piše ločeno (preko pike), npr. H 2 SO 4 ∙ H 2 O, H 2 SO 4 2H 2 O, H 2 SO 4 ∙ 4H 2 O, H 2 C 2 O 4 ∙ 2H 2 O, N 2 SO 4 ∙ 10 H 2 O, Al 2 (S 0 4) 3 1 8H 2 O itd.
D.I. je posvetil približno 40 let znanstvenega dela preučevanju rešitev. Mendelejev. Njegova kemijska teorija raztopin se je izkazala za izjemno plodno. Na njegovi podlagi so se oblikovale nove znanstvene discipline - fizikalna in kemijska analiza, kemija kompleksnih spojin, elektrokemija nevodnih raztopin. Zdaj je ta teorija splošno sprejeta.
Pomemben prispevek k razvoju kemijske teorije raztopin je prispeval znani ruski znanstvenik D.P. Konovalov, 1.0. Kablukov, M.S. Kurnakova.
Vsaka snov shrani določeno količino energije. S to lastnostjo snovi se srečujemo že pri zajtrku, kosilu in večerji, saj hrana našemu telesu omogoča izkoriščanje energije najrazličnejših kemičnih spojin, ki jih hrana vsebuje. V telesu se ta energija pretvarja v gibanje, delo in se porabi za vzdrževanje stalne (in precej visoke!) telesne temperature.
Energija kemičnih spojin je koncentrirana predvsem v kemičnih vezeh. Za prekinitev vezi med dvema atomoma je potrebna ENERGIJA. Ko nastane kemijska vez, se SPROSTI energija. Vsaka kemična reakcija je sestavljena iz prekinitve nekaterih kemičnih vezi in tvorjenja drugih.
Ko se zaradi kemijske reakcije med nastajanjem novih vezi sprosti VEČ energije, kot je bilo potrebno za uničenje »starih« vezi v izhodnih snoveh, se odvečna energija sprosti v obliki toplote. Primer so reakcije zgorevanja. Na primer, zemeljski plin (metan CH 4) gori v kisiku v zraku, pri čemer se sprosti velika količina toplote. Reakcija se lahko zgodi celo z eksplozijo - toliko energije vsebuje ta transformacija. Takšne reakcije imenujemo EKZOTERMALNE iz latinskega "exo" - navzven (kar pomeni sproščena energija).
V drugih primerih je za uničenje vezi v prvotnih snoveh potrebno več energije, kot se je lahko sprosti pri nastajanju novih vezi. Takšne reakcije se pojavijo le, ko se energija dovaja od zunaj in se imenujejo ENDOTERMIČNE (iz latinskega "endo" - znotraj). Primer je tvorba ogljikovega monoksida (II) CO in vodika H2 iz premoga in vode, ki nastane le pri segrevanju
Tako vsako kemično reakcijo spremlja sproščanje ali absorpcija energije. Najpogosteje se energija sprošča ali absorbira v obliki toplote (redkeje v obliki svetlobe ali mehanske energije). To toploto je mogoče izmeriti. Merilni rezultat je izražen v kilojoulih (kJ) za en MOL reaktanta ali (redkeje) za en mol reakcijskega produkta. To količino imenujemo TOPLOTNI UČINEK REAKCIJE. Na primer, toplotni učinek reakcije zgorevanja vodika v kisiku je mogoče izraziti s katero koli od dveh enačb: 2 H 2 (g) + O 2 (g) = 2 H 2 O (l) kJ ali H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) = H 2 O(l) kJ
Toplotni učinki kemijskih reakcij so potrebni za številne tehnične izračune. Za trenutek si predstavljajte, da ste oblikovalec močne rakete, ki lahko v orbito izstreli vesoljske ladje in druge tovore. Najmočnejša ruska raketa na svetu Energia pred izstrelitvijo na kozmodromu Bajkonur. Motorji ene od njegovih stopenj delujejo na utekočinjena plina - vodik in kisik. Recimo, da poznate delo (v kJ), ki ga boste morali porabiti za dostavo rakete s tovorom s površja Zemlje v orbito; poznate tudi delo za premagovanje zračnega upora in druge stroške energije med letom. Kako izračunati potrebno zalogo vodika in kisika, ki se (v utekočinjenem stanju) v tej raketi uporabljata kot gorivo in oksidant? Brez pomoči toplotnega učinka reakcije nastajanja vode iz vodika in kisika je to težko narediti. Navsezadnje je toplotni učinek tista energija, ki bi morala raketo spraviti v orbito. V zgorevalnih komorah rakete se ta toplota pretvori v kinetično energijo molekul vročega plina (pare), ki uhaja iz šob in ustvarja reaktivni potisk. V kemični industriji so toplotni učinki potrebni za izračun količine toplote za ogrevanje reaktorjev, v katerih potekajo endotermne reakcije. V energetskem sektorju se proizvodnja toplotne energije izračuna s toploto zgorevanja goriva. Dietetiki uporabljajo toplotne učinke oksidacije hrane v telesu za ustvarjanje pravilne prehrane ne samo za bolnike, ampak tudi za zdrave ljudi - športnike, delavce v različnih poklicih. Tradicionalno tukaj izračuni ne uporabljajo džulov, temveč druge energijske enote - kalorije (1 cal = 4,1868 J). Energijska vsebnost živila se nanaša na poljubno maso živila: 1 g, 100 g ali celo standardno embalažo izdelka. Na primer, na etiketi kozarca kondenziranega mleka lahko preberete naslednji napis: "vsebnost kalorij 320 kcal / 100 g."
Veja kemije, ki se ukvarja s preučevanjem pretvorbe energije v kemijskih reakcijah, se imenuje termokemija. Obstajata dva zakona termokemije: 1. Lavoisier-Laplaceov zakon (toplotni učinek reakcije naprej je vedno enak toplotnemu učinku obratne reakcije). reakcija z nasprotnim predznakom.) 2. G.I Hess (toplotni učinek reakcije je odvisen samo od začetnega in končnega stanja snovi in ni odvisen od vmesnih stopenj procesa.
Tako je raztapljanje fizikalno-kemični proces. Raztapljanje snovi spremlja toplotni učinek: sproščanje (+Q) ali absorpcija (-Q) toplote, odvisno od narave snovi. Sam proces raztapljanja določa interakcija delcev topne snovi in topila.
Eksperimentalno ugotovite, katere snovi pri raztapljanju v vodi sproščajo toploto (+Q) in pri katerih absorpcija (-Q). Materiali: aceton, saharoza, natrijev klorid, natrijev karbonat (brezvodni in/ali kristalni hidrat), natrijev bikarbonat, citronska kislina, glicerin, voda, sneg. Oprema: elektronski medicinski termometer ali temperaturni senzor iz sklopov digitalnih senzorjev v šolskih učilnicah za kemijo, fiziko ali biologijo.
6 Saharoza Natrijev klorid Natrijev karbonat (brezvodni) Natrijev bikarbonat Citronska kislina Glicerin Sneg
Delo s sošolci Test 1. Pri standardnih pogojih je tvorbena toplota 0 za: a) vodik b) vodo c) vodikov peroksid d) aluminij. 2. Reakcija, katere enačba N2 + O2 = 2NO-Q se nanaša na reakcije: a) endotermne spojine b) eksotermne spojine c) endotermne razgradnje d) eksotermne razgradnje.
3. Reakcija je endotermna: a) zgorevanje vodika b) razpad vode c) zgorevanje ogljika d) zgorevanje metana. 4. Katera definicija za to reakcijo ni pravilna: 2 NaNO3 (trdno) = 2 NaNO2 (trdno) + O2 (g) - Q a) homogena b) endotermna c) reakcija spojine d) redoks. 5. Osnovni zakon termokemije je: a) Gay-Lussacov b) Hessov c) Avogadrov d) Proustov zakon.
Rešitev je homogen sistem, sestavljen iz dveh ali več komponent. Pri prehodu snovi v raztopino se medmolekularne in ionske vezi kristalne mreže trdne snovi prekinejo in ta preide v raztopino v obliki posameznih molekul ali ionov, ki so enakomerno porazdeljeni med molekulami topila.
Za uničenje kristalne mreže snovi je potrebno porabiti veliko energije. Ta energija se sprosti kot posledica hidratacije (solvatacije) ionov in molekul, tj. kemične interakcije topljenca z vodo (ali s topilom na splošno).
To pomeni, da je topnost snovi odvisna od razlike med hidratacijsko (solvatno) energijo in energijo kristalne mreže snovi.
Energija raztapljanja ∆H dist je energija, ki se absorbira (ali sprosti), ko se 1 mol snovi raztopi v takšnem volumnu topila, katerega nadaljnje dodajanje ne povzroči spremembe toplotnega učinka.
Skupni toplotni učinek raztapljanja je odvisen od toplotnih učinkov:
· a) uničenje kristalne mreže (proces vedno poteka s porabo energije ∆Н 1 >0);
· b) difuzija raztopljene snovi v topilu (poraba energije ∆H 2 >0);
c) solvatacija (hidratacija) (sproščanje toplote, ∆H 3<0, так как между растворителем и растворенным веществом образуются непрочные химические связи, что всегда сопровождается выделением энергии).
Skupni toplotni učinek raztapljanja ∆H p bo enak vsoti zgornjih toplotnih učinkov
Energija raztapljanja je določena s formulo 1.1:
∆Н pac t =∆Н do str. r. + ∆Н c , (1.1)
kjer je ∆H dist energija raztapljanja snovi, kJ/mol;
∆H c - energija interakcije topila s topno snovjo
snov (solvatna energija), kJ/mol;
∆H do p.r. - energija uničenja kristalne mreže,
kJ/mol.
Če je energija uničenja kristalne mreže večja od energije solvatacije, bo proces raztapljanja endotermni proces, saj energija, porabljena za uničenje kristalne strukture, ne bo kompenzirana z energijo, ki se sprosti med solvatacijo.
Če je energija uničenja kristalne mreže manjša od energije solvatacije, bo proces raztapljanja eksotermni proces, saj je energija, porabljena za uničenje kristalne strukture, popolnoma kompenzirana z energijo, ki se sprosti med solvatacijo. Posledično je lahko energija raztapljanja pozitivna ali negativna, odvisno od razmerja med energijo uničenja kristalne mreže topljenca in energijo interakcije topljenca s topilom (solvatacija).
Tako se pri raztapljanju natrijevega klorida v vodi temperatura praktično ne spremeni, pri raztapljanju kalijevega ali amonijevega nitrata se temperatura močno zmanjša, pri raztapljanju kalijevega hidroksida ali žveplove kisline pa se temperatura raztopine močno poveča.
Raztapljanje trdnih snovi v vodi je pogosto endotermni proces, saj se v mnogih primerih med hidratacijo sprosti manj toplote, kot se porabi za uničenje kristalne mreže.
Energijo kristalne mreže lahko izračunamo teoretično. Vendar še vedno ni zanesljivih metod za teoretični izračun solvatne energije.
Obstajajo nekatere zakonitosti, ki povezujejo topnost snovi z njihovo sestavo.
Za soli istega aniona z različnimi kationi (ali obratno) bo topnost najmanjša v primeru, ko sol tvorijo ioni enakega naboja in približno enake velikosti, ker v tem primeru je energija ionske kristalne mreže največja.
Na primer, topnost sulfatov elementov druge skupine periodnega sistema se zmanjšuje po podskupini od zgoraj navzdol (od magnezija do barija). To je razloženo z dejstvom, da so si barijevi in sulfatni ioni najbolj podobni po velikosti. Medtem ko so kalcijevi in magnezijevi kationi veliko manjši od anionov SO 4 2-.
Nasprotno, topnost hidroksidov teh elementov se poveča od magnezija do barija, ker so polmeri magnezijevih kationov in hidroksidnih anionov skoraj enaki, barijevi kationi pa se po velikosti zelo razlikujejo od majhnih hidroksilnih anionov.
Vendar pa obstajajo izjeme, na primer za oksalate in karbonate kalcija, stroncija, barija itd.
1) z uporabo spremembe temperature med raztapljanjem.
Količino energije, ki se sprosti pri segrevanju ali ohlajanju telesa, izračunamo z enačbo (1.2):
, (1.2)
kjer je ∆Н sol. – energija raztapljanja snovi, kJ/mol;
c A - specifična toplotna kapaciteta snovi A, J/(g∙K);
m 1 - masa snovi A, g;
∆T – sprememba temperature, stopinje.
PRIMER 1.1 Ko smo v 291 g vode raztopili 8 g amonijevega klorida, se je temperatura znižala za 2 0. Izračunajte toploto raztapljanja NH 4 C1 v vodi, tako da je specifična toplota nastale raztopine enaka toplotni kapaciteti vode 4,1870 J/(g * K).
rešitev:
Z enačbo (1.2) izračunamo energijo, ki jo absorbira 291 g vode pri raztapljanju 8 g NH 4 C1, ker v tem primeru se temperatura zniža za 2 0 C, takrat: ∆H sol. = -(4,187∙291∙(-2)) = 2436,8 J.
Za določitev entalpije raztapljanja NH 4 C1 sestavimo delež, M (NH 4 C1) = 53,49 g/mol:
8 g NH 4 Cl - 2436,8 J
53,49 g NH 4 C1 - x J
x = 1629,3J = 16,3kJ. Posledično raztapljanje NH 4 C1 spremlja absorpcija toplote.
2) z uporabo posledice Hessovega zakona: toplotni učinek kemijske reakcije (ΔH 0 c.r.) je enak vsoti toplot (entalpij) nastajanja reakcijskih produktov (ΔH 0 o 6р. . . npo d.) minus vsota toplot (entalpij) nastanek izhodnih snovi (ΔH 0 arr. ref.) z upoštevanjem koeficientov pred formulami teh snovi v reakcijski enačbi.
ΔН 0 h.r.= ΣΔН 0 povratni produkt - Σ ΔН 0 povratni izhod, (1.3)
PRIMER 1.2 Izračunajte toplotni učinek reakcije raztapljanja aluminija v razredčeni klorovodikovi kislini, če sta standardni toploti nastajanja reagirajočih snovi enaki (kJ/mol): ∆H 0 (HC1) ( aq ) = - 167,5; ∆Н 0 А1С1 3 (а q) = -672,3.
rešitev: Reakcija raztapljanja A1 v klorovodikovi kislini poteka po enačbi 2A1 + 6HC1 (aq) = 2AlCl 3 (aq) + 3H 2. Ker sta aluminij in vodik enostavni snovi, je zanju ΔН 0 =0 kJ/mol toplotni učinek reakcije raztapljanja enak:
∆Н 0 298 =2∙∆Н 0 А1С1 3 (а q) -6∙∆Н 0 НС1 (aq)
∆Н 0 298 =2∙(-672,3)-6∙(-167,56)=-339,2 kJ.
S pomočjo posledice Hessovega zakona lahko določimo možnost, da pride do reakcije raztapljanja. V tem primeru je treba izračunati Gibbsovo energijo.
PRIMER 1.3 Ali se bakrov sulfid raztopi v razredčeni žveplovi kislini, če je Gibbsova energija reaktantov enaka (kJ/mol): ∆G 0 (CuS (k)) = -48,95; ∆G 0 (H 2 SO 4 (aq)) = -742,5; ∆G 0 (CuSO 4 (aq)) = -677,5, ∆G 0 (H 2 S (g)) = -33,02.
rešitev. Za odgovor morate izračunati reakcijo raztapljanja ∆G 0 298. Možna reakcija raztapljanja CuS v razredčeni H 2 SO 4 poteka po enačbi:
CuS (k) + H 2 SO 4 (aq) = CuSO 4 (aq) + H 2 S (g)
∆G 0 298 =∆G 0 (CuSO 4(aq)) + ∆G 0 (H 2 S (g)) -∆G 0 (CuS (K)) -∆G 0 (H 2 SO 4(aq))
∆G 0 298 = -677,5-33,02 + 742,5 + 48,95 =80,93 kJ/mol.
Ker je ∆G>0, je reakcija nemogoča, tj. CuS se ne raztopi v razredčeni H 2 SO 4 .
Hidracijska toplota ∆Н 0 hidrat. - toplota, ki se sprosti pri interakciji 1 mola topljenca s topilom - vodo.
PRIMER 1.4. Pri raztapljanju 52,06 g BaCl 2 v 400 mol H 2 O se sprosti 2,16 kJ toplote, pri raztapljanju 1 mol BaC1 2 ∙2H 2 O v 400 mol H 2 O pa 18,49 kJ toplote. . Izračunajte hidratacijsko toploto brezvodnega BaCl 2,
rešitev. Postopek raztapljanja brezvodnega BaCl 2 lahko predstavimo na naslednji način:
a) hidratacija brezvodne soli BaCl 2
BaC1 2 +2H 2 O = BaC1 2 ∙2H 2 O; ∆H hidr.<0
b) raztapljanje nastalega hidrata
BaCl 2 ∙2H 2 O+aq* → BaCl 2 ∙2H 2 O (aq); ∆Н rast. >0
Količina toplote ∆H 0, ki se sprosti med raztapljanjem brezvodnega BaCl 2, je enaka algebraični vsoti toplotnih učinkov teh dveh procesov:
∆Н 0 == ∆Н 0 hid +∆Н 0 sol; ∆H 0 hydr = ∆H 0 - ∆H 0 raztopina
Za izračun toplote hidratacije brezvodnega barijevega klorida je treba določiti toploto raztopine BaCl 2 za enake pogoje kot za BaCl 2 ∙2H 2 O, to je za 1 mol BaCl 2 (raztopina v obeh primerih mora imeti enako koncentracijo); M(BaCl2) = 208,25 g/mol
52,06 g BaCl 2 - 2,16 kJ
208,25 g BaCl 2 - x kJ
x=8,64 kJ/mol. Zato je ∆Н sol = -8,64 kJ/mol.
Potem je ∆H hydr =18,49+8,64 =27,13 kJ/mol.
Raztapljanje snovi spremljajo različni toplotni učinki, odvisno od narave snovi. Pri raztapljanju na primer kalijevega hidroksida ali žveplove kisline v vodi opazimo močno segrevanje raztopine (sprošča se toplota), pri raztapljanju amonijevega nitrata pa pride do močnega ohlajanja raztopine (absorbira se toplota). V prvem primeru se pojavi eksotermni proces (?N < 0), v drugem - endotermna postopek(?H > 0).
Toplota raztopine?H rast V -To je količina toplote, ki se sprosti ali absorbira, ko se raztopi 1 mol snovi. Tako je na primer pri standardnih pogojih za kalijev hidroksid H o dist = - 55,65 kJ/mol, za amonijev nitrat pa H o dist = +26,48 kJ/mol.
Toplota raztopine je algebraična vsota toplotnih učinkov vseh endo- in eksotermnih stopenj procesa.
Oglejmo si mehanizem raztapljanja natrijevega klorida, snovi z ionsko kristalno mrežo (slika 2).
- 1 oder. Molekule vode so dipoli, torej zaradi elektrostatične privlačnosti se orientirajo ustreznih polov pozitivno in negativno nabitih natrijevih in klorovih ionov, ki se nahajajo na površini kristala, ?Н orien? 0.
- 2 oder. Kemične vezi se tvorijo med molekulami vode ter natrijevimi in klorovimi ioni zaradi interakcija ion-dipol, zato ta proces spremlja sproščanje energije, ?H hidr
- 3 oder. Pojav takšnih vezi in sproščanje energije vodi do dejstva, da vezi v kristalni mreži oslabijo in ioni v hidrirani obliki preidejo v raztopino in zapustijo površino kristala. Proces odvzema ionov iz kristala je endotermen, ?H odvzema > 0.
- 4 oder. Difuzija hidratiranih ionov po celotnem volumnu raztopine, ?H razl. 0.
Če je energija uničenja kristalne mreže manjša od energije hidratacije raztopljene snovi, potem pride do raztapljanja s sproščanjem toplote. Če je energija uničenja kristalne mreže večja od energije hidratacije, potem pride do raztapljanja z absorpcijo toplote.
V primeru idealne rešitve Ni toplotnih ali volumetričnih učinkov: t.j. ?H dist = 0, ?V = 0, kemične vezi ne nastanejo, poveča pa se entropija.
Postopek interakcije med topilom in topljencem, kot smo že omenili, se imenuje raztopina, in če je topilo voda - hidracija. Kot posledica kemijske interakcije topljenca s topilom nastanejo spojine, ki se imenujejo solvati (oz hidrati , če je topilo voda). Zaradi nastajanja takih spojin so raztopine podobne kemičnim spojinam.
Solvati (hidrati) nastanejo zaradi donor-akceptorskih, ion-dipolnih interakcij, zaradi vodikovih vezi, pa tudi disperzijskih interakcij (pri raztapljanju sorodnih snovi, kot sta benzen in toluen).
Še posebej nagnjeni k hidraciji, tj. povezava z vodnimi molekulami, ioni. Ioni se vežejo na polarne molekule vode, kar povzroči nastanek hidratiranih ionov. Zato je na primer v raztopini bakrov (II) ion moder, v brezvodnem bakrovem sulfatu pa je brezbarven. Mnogi solvati (hidrati) so krhki in zlahka razpadejo, če so izolirani v prosti obliki, vendar v nekaterih primerih nastanejo močne spojine, ki jih je mogoče zlahka izolirati iz raztopine s kristalizacijo. V tem primeru izpadejo kristali, ki vsebujejo molekule vode.
Imenujemo kristalne snovi, ki vsebujejo molekule vodekristalni hidrati ,in voda, vključena v kristalne hidrate, se imenujekristalizacija . Mnogi naravni minerali so kristalni hidrati. Številne snovi (vključno z organskimi) dobimo v čisti obliki samo v obliki kristalnih hidratov.
