Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.

 

Концентрация ратвора Определение Формула
Массовая доля (процентная концентрация)     Массовое процентное содержание компонента, m% Отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы. m1 — масса растворённого вещества, г (кг); m — общая масса раствора, г (кг).     m%=(mi/Σmi)*100
Мольная доля Отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.   νi — количество i-го компонента, моль; n — число компонентов;
Молярность (молярная объёмная концентрация)   Количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора.     , моль/л   ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л. Пример: 1,5 М раствор или CM=1,5 моль/л
Моляльность (молярная весовая концентрация)   Количество растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя. , моль/ кг ν — количество растворённого вещества, моль; m2 — масса растворителя, кг. Пример: m=1,5 моль/кг ( )
Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента, «нормальность»)   Количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. , моль/л ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л; z — число эквивалентности (фактор эквивалентности ).

 

6. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.

Учение о химических процессах базируется на:

1 – химической термодинамике

2 – химической кинетике.

Хими́ческая термодина́мика — раздел физической химии, изучающий процессы взаимодействия веществ методами термодинамики.

Основными направлениями химической термодинамики являются:

1. Классическая химическая термодинамика, изучающая термодинамическое равновесие вообще.

2. Термохимия, изучающая тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции.

3. Теория растворов, моделирующую термодинамические свойства вещества исходя из представлений о молекулярном строении и данных о межмолекулярном взаимодействии.

Данные методические указания направлены на изучения возможностей управления физико-химическими процессами с помощью термодинамических методов. Для этой цели необходимо научиться:

1. рассчитывать энтропия, энтальпию и энергию Гиббса реакции

2. прогнозировать направления протекания процесса.

6.1. ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТАЛЬПИЯ

Первое начало термодинамики (или первый закон термодинамики) является следствием закона сохранения энергии и устанавливает эквивалентность теплоты (обозначается Q или q) и энергии: количество теплоты Q, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии U и совершение работы против внешних сил A.

Еще одна формулировка первого закона термодинамики связана с невозможностью создания вечного двигателя: невозможно создать вечный двигатель первого рода, который совершает работу без затрат энергии.

Математическое выражение этого закона для процессов, связанных с бесконечно малыми изменениями в системе, имеет вид:

d Q = dU + dA, (1.1)

где Q– теплота, U – внутренняя энергия, A – работа.

Это означает, что элементарное изменение внутренней энергии однозначно определяется конечным и начальным состояниями системы. Такие функции называют функциями состояния; к ним относятся внутренняя энергия U и энтальпия H, которая определяется следующим образом:

H = U + PV. (1.2)

Теплота и работа в общем виде не являются функциями состояния, они характеризуют не систему, а взаимодействие системы с окружающей средой. d является не полным дифференциалом, а частным, то есть бесконечно малым приращением. Однако в частных случаях теплота или работа могут быть равны изменению той или иной функции состояния:

Qv = DUv (V = const, T = const), (1.3)

Qp = DHp (P = const, T = const), (1.4)

где Т – температура, V – объем, P – давление системы. Подстрочный индекс у теплоты Qv(p) и функций состояния показывает условия протекания процесса.

Первый закон термодинамики широко применяется для расчета тепловых эффектов в химических реакциях.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — количество теплоты, выделившееся или поглощенное в результате реакции.Илиболее точно - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты в окружающую среду, называют экзотермическими. Для экзотермических реакций Q<0, DH <0, т.е. реакционная система в целом уменьшает свой запас энергии. Реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты из окружающей среды, называют эндотермическими. Для эндотермических реакций Q>0, DH >0, т.е. реакционная система в целом увеличивает свой запас энергии.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

  • Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp (изобарный процесс).
  • В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Раздел химии, посвященный количественному определению тепловых эффектов химических реакций, называется термохимией. Согласно закону Гесса (основному закону термохимии), тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, а определяется начальным и конечным состояниями системы, при условии, что объем и давление остаются постоянными, а температуры в конце и начале процесса равны.

Математически закон выражается уравнениями (1.3) – (1.4) для изохорного и изобарного процесса.

Для расчета тепловых эффектов составляют термохимические уравнения, в которых рядом с символом химического соединения указывают агрегатное состояние (г – газ, ж – жидкость, т – твердое, aq – соединение или ион в растворе) и в правой части – численное значение теплового эффекта.

Например:

Mn(т) + 2Н+(aq) = Mn2+(aq) + H2(г) - 227,7 кДж.

Если реакция задана в общем виде:

aA + bB = cC + dD + DH, (1.5)

то тепловой эффект реакции можно определить по следующей формуле:

DH = cDHС + dDHD - aDHA - bDHB =

= (DHini)прод. - (DHjnj)исх. (1.6)

где DНi – теплота образования вещества i; DНj – теплота образования вещества j; a, b, n – стехиометрические коэффициенты в термохимическом уравнении.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHr0. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Теплота (энтальпия) образования - тепловой эффект образования данного соединения из простых веществ в стабильном состоянии (теплота образования простых веществ принята равной нулю). Теплоты образования, определенные при стандартных условиях в расчете на 1 моль, приведены в термохимических справочниках .

6.2. ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ

Второе начало термодинамики (или 2-й закон термодинамики) исключает возможность создания вечного двигателя второго рода. Имеется несколько различных, но в то же время эквивалентных формулировок этого закона.

1 — Постулат Клаузиуса. Процесс, при котором не происходит других изменений, кроме передачи теплоты от горячего тела к холодному, является необратимым, то есть теплота не может перейти от холодного тела к горячему без каких-либо других изменений в системе. Это явление называют рассеиванием или диссипацией энергии.

2 — Постулат Кельвина. Процесс, при котором работа переходит в теплоту без каких-либо других изменений в системе, является необратимым, то есть невозможно превратить в работу всю теплоту, взятую от источника с однородной температурой, не проводя других изменений в системе.

Более простые формулировки второго закона термодинамики следующие:








Дата добавления: 2016-04-11; просмотров: 594; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2022 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.011 сек.