Энергетические эффекты при образовании растворов

Общие понятия о растворах. Способы выражения количественного состава растворов. Растворы неэлектролитов. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля и следствия из него. Растворы электролитов. Понятие об электролитах. Диссоциация (ионизация) электролитов – сложный физико-химический процесс. Диссоциация кислот, солей и оснований. Сила электролитов. Константа диссоциации и степень диссоциации. Условия смещения ионных равновесий. Закон разведения Оствальда. Ионная сила растворов электролитов. Понятие об активности ионов. Ионное произведение воды, рН и рОН. Индикаторы. Буферные растворы. Произведение растворимости малорастворимых электролитов. Реакции обмена в растворах электролитов: обратимые и необратимые. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза. Степень гидролиза и константа гидролиза. Влияние различных факторов на гидролиз.

Энергетические эффекты при образовании растворов

Раствор – термодинамически устойчивая однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. По агрегатному состоянию растворы могут быть газообразными (раствор аргона в азоте), жидкими (раствор соли NaCl в воде), твёрдыми (раствор углерода в железе).

Энергетической характеристикой процесса растворения является энтальпия растворения. Энтальпией растворения называется изме­нение энтальпии при растворении 1 моль вещества в данном растворителе. Энтальпия растворения зависит от температуры и количества взятого растворителя.

Энтальпия растворения кристаллического вещества DН_раств связана с энтальпией разрушения кристаллической решетки (DН_разр > 0) и энтальпией гидратации (DН_гидр < 0) соотношением

DН_раств = DН_разр + DН_гидр.

Если DН_разр > DН_гидр, то DН_раств > 0. Следовательно, растворение сопровождается поглощением тепла (Q_p < 0). При DН_разр < DН_гидр, DН_раств < 0, т.е. при растворении тепло выделяется (Q_p > 0). Количество выделенной или поглощённой теплоты можно найти по формуле:

Q_p = сmDТ, (1)

где с – удельная теплоемкость раствора, Дж/г×К; m – общая масса раствора, г;
DТ – понижение или повышение температуры раствора, К.

Пример 1. При растворении 10 г NH₄Cl в 233 г воды температура раствора понизилась на 2,8 К. Определите энтальпию растворения NH₄Cl, считая удельную теплоёмкость раствора равной 4,18 Дж/г×К.

Решение. Находим общую массу раствора: 10 + 233 = 243 г. По формуле (1) находим Q_p при растворении 10 г NH₄Cl: Q_р = 4,18×243(–2,8) = –2844 Дж =
= –2,844 кДж; DН = 2,844 кДж. Молярная масса NH₄Cl равна 53,5 г/моль. Следовательно, количество растворённого вещества будет n = 10/53,5 моль. Тогда энтальпия растворения соли равна

= 15,21 кДж/моль.

При растворении многих солей образуются кристаллогидраты. Энтальпию образования кристаллогидрата DН₁ можно найти, если известны энтальпии растворения безводной соли DН₂ и кристаллогидрата DН₃. Тогда

D Н₁ = D Н₂ – D Н₃. (2)