Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Некоторые типы химических связей





 

Ионная связь

Ионная связь - это электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи. Ионная связь образуется, если разница электроотрицательностей атомов DX больше, чем 1,5-2,0.

 

Cl0 Cl0 ковалентная неполярная связь X>0

H+ Cl-d ковалентная полярная связь 0<X<1,5-2,0

Na+1 Cl-1 ионная связь X>1,5-2,0

 

Образование молекулы NaCl из атомов:

Na + Cl ® NaCl ; H = Eсвязи

включает следующие стадии

1. Na - 1e ® Na+ - 495 кДж,

где энергия ионизации Еион= I = 495 кДж

2. Cl + 1e ® Cl- + 345 кДж,

где энергия сродства к электрону Еср= А = 345 кДж

3. Na++ Cl- ® NaCl + 585 кДж,

где энергия кулоновского взаимодействия Екул = 585 кДж.

Поэтому энергия образования ионной связи из атомов равна:

Eсвязи = Екул + Еср - Еион = 585 + 345 -495 = 435 кДж.

Из формулы видно, что энергия ионной связи зависит, во-первых, от энергии электростатического взаимодействия между ионами, которая увеличивается с увеличением зарядов ионов и уменьшением их радиусов; во-вторых, от энергии электронного сродства неметалла, которая обычно увеличивается с увеличением неметаллических свойств элемента, и, в-третьих, от энергии ионизации металла, которая уменьшается с увеличением металлических свойств элемента. Поэтому ионная связь образуется между активными металлами и активными неметаллами.

Ионная связь является ненаправленной ненасыщаемой связью. В кристалле NaCl ион Na+ притягивается всеми ионами Cl- и отталкивается всеми другими ионами Na+ независимо от направления взаимодействия и числа ионов. Это предопределяет большую устойчивость ионных кристаллов по сравнению с ионными молекулами.

 



Водородная связь

Водородная связь - это связь между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, Cl, N) другой молекулы. Отсутствие у водорода внутренних электронов позволяет его катиону внедряться в электронные оболочки других атомов и образовывать с ними связь. Водородная связь менее прочна, чем ковалентная или ионная и обозначается тремя точками.

Существование водородной связи объясняет аномальные свойства воды: температура кипения воды гораздо выше, чем у ее химических аналогов: tкип(H2O) = 100oC, а tкип(H2S) = -61oC. Для разрыва водородных связей между молекулами воды необходимо затратить энергию - поднять температуру. Между молекулами H2S водородные связи не образуются.

Образование водородных связей объясняет существование димеров органических кислот и спиртов, связывание между элементами белковых макромолекул и т.д.

 

Межмолекулярные взаимодействия

В молекулярных кристаллах притяжение между молекулами обусловлено силами Ван дер Ваальса. Эти силы имеет электростатический характер и их энергия меньше, чем энергия водородных связей. Они объясняются воздействием, которое оказывают на молекулу электрическое поле других молекул. Возможны следующие случаи:

1. Ориентационное взаимодействие - притяжение между постоянными диполями полярных молекул.

2. Индукционное взаимодействие - притяжение между постоянным диполем полярной молекулы и индуцированным диполем поляризуемой молекулы.

3. Дисперсионное взаимодействие - притяжение между мгновенными индуцируемыми диполями поляризуемых молекул.

Электроны в двух молекулах координируют свое движение, избегая друг друга насколько это возможно. Отсюда следует возникновение мгновенных диполей и взаимная поляризация молекул. Притяжение между мгновенными индуцированными диполями увеличивается с увеличением поляризуемости молекул, то есть с увеличением их размеров и числа электронов. Например, Cl2 - газ, Br2 - жидкость, а I2 - твердое вещество при комнатной температуре. Дисперсионное взаимодействие значительнее, чем ориентационное или индукционное.

Существование сил Ван дер Ваальса объясняет конденсацию при низких температурах всех веществ, включая инертные газы.

Задание на внеаудиторную работу:

  1. Химическая связь (определение). Основные типы химических связей (сравнительная характеристика).
  2. Ионная связь. Ковалентная связь. Способы образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).
  3. Металлическая связь. Водородная связь. Какие особые физические свойства являются следствием наличия в веществе металлической (водородной) связи?
  4. Квантовая химия. Основные положения метода валентных связей (МВС). Валентность в МВС.
  5. Метод валентных связей (МВС). Валентность. Описание электронного и пространственного строения простейших молекул (H2, CO, CO2). s–связи, p–связи, d –связи.
  6. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Сравнительная характеристика МВС и ММО.

Лекции 10-15 Закономерности протекания химических процессов

Цель: Изучить термодинамические и кинетические параметры протекания химических реакции, а также химическое равновесие.

Вопросы:

  1. Термохимия
  2. Законы термодинамики
  3. Кинетика протекания химических реакций
  4. Скорость химических реакций и факторы, влияющие на нее.
  5. Химическое равновесие и способы его смещения

Термохимия

 

Энергия (Е)- способность производить работу. Механическая работа (А) совершается газом при его расширении: Е = р×V (Дж = Н×м).

Реакции, которые идут с поглощением энергии - эндотермические. Например, реакция фотосинтеза, которая идет на свету в хлорофилле:

6CO2(г) + 6H2O(ж) ® C6H12O6(водн) + 6O2(г)

идет с поглощением 15 МДж энергии на каждый килограмм синтезированной глюкозы.

Реакции, которые идут с выделением энергии - экзотермические. Так при сгорании 1 литра октана выделяется 40 МДж энергии. Уголь, нефть, природный газ, образовавшись в результате медленного превращения растительных материалов, наследовали энергию от Солнца.

 

Виды энергии: теплота, свет, электрическая, химическая, ядерная энергия и др. Типы энергии: кинетическая и потенциальная.

Кинетическая энергия - энергия движущегося тела, это энергия, которую может совершить тело до достижения им покоя, то есть, истратив свою кинетическую энергию. Теплота (Q) - вид кинетической энергии - связана с движением атомов и молекул. При сообщении телу массой (m) и удельной теплоемкостью (с) теплоты Q его температура повышается на величину t:

Q = m×c×t, откуда t = Q/(c×m).

Потенциальная энергия - энергия, приобретенная телом в результате изменения им или его составными частями положения в пространстве. Энергия химических связей - вид потенциальной энергии, возникающей из-за расположения атомов или молекул относительно друг друга.

 

Первый закон термодинамики: Энергия может переходить из одного вида в другой, но не может исчезать или возникать.

Энергия может переходить из одного вида в другой, например, электрическая энергия переходит в тепловую энергию. В живых организмах энергия химических связей продуктов питания превращается в другие виды энергии.

 

Внутренняя энергия (U) - сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело. Химические превращения, то есть разрыв одних связей и образование других, сопровождаются изменением внутренней энергии системы. Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = U = U2 - U1) при условии, что система не совершила работы над окружающей средой. Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу против сил внешнего давления, и поглощаемая в ходе реакции теплота равна сумме изменений внутренней энергии U и работы A = p×V.

Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии H = U + p×V, определяя энтальпию как H = U + PV. Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (V=0), так, что для этих реакций H близка к U (H=U). Для реакций с изменением объема имеем H>U, если идет расширение, и H<U, если идет сжатие.

Изменение энтальпии обычно относят для стандартного состояния вещества: то есть для чистого вещества в определенном (твердом, жидком или газообразном) состоянии при давлении 1 атм. = 101325 Па, температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.

 

Стандартная энтальпия образования H обр - теплота, поглощаемая при образовании 1 моля вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, H обр(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + 1/2Cl2(г) = NaCl(тв) при образовании 1 моля NaCl выделяется 411 кДж энергии. Это экзотермическая реакция, для которой H <0. В то же время H обр(C2H2) = 226 кДж/моль. Это значит , что в реакции 2C(тв) + H2О(г) = C2H2(г) поглощается 226 кДж энергии при образовании 1 моля С2Н2 и эта реакция является эндотермической (H >0).

Стандартная энтальпия сгорания - H сг - теплота, поглощаемая при полном сгорании вещества в атмосфере кислорода при давлении 1 атм. Горение - это экзотермическая реакция и H сг<0.

Стандартная энтальпия нейтрализации - H нейтр - теплота, выделяющаяся при взаимодействии кислоты и основания с образованием 1 моля воды при стандартных условиях.

 

Стандартная энтальпия реакции H - изменение энтальпии в ходе химической реакции определяются по формуле:

H = H обр(продуктов) - H обр(реагентов)

Так для реакции NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(тв),

зная H обр(NH3) = -46 кДж/моль, H обр(HCl) = -92 кДж/моль и H обр(NH4Cl) = -315 кДж/моль имеем:

H = H обр(NH4Cl) - H обр(NH3) - H обр(HCl) =

= -315 -(-46) -(-92) = -177 кДж/моль.

 

Закон Гесса: Стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции.

Если возможно несколько путей протекания реакции, то общее изменение энтальпии не зависит от того, по какому пути протекает реакция. Закон Гесса используется для расчета энтальпий реакций, для которых экспериментальное определение энтальпий затруднено.

Например, экспериментальное определение энтальпии H для реакции

2C(тв) + H2(г) = C2H2(г)

затруднено, а энтальпии сгорания H сг реагентов и H сг продуктов реакции легко определяются и известны, поэтому возможно составление цикла и расчет энтальпии этой реакции H :

2C(тв) + H2(г) + 2,5O2(г) ® 2CO2(г) + H2O(ж); H сг(реагентов)

C2H2(г) + 2,5O2(г) ® 2CO2(г) + H2O(ж) ; H сг(продуктов)

 

По закону Гесса имеем:

H сг(реагентов) = H + H сг (продуктов)

или H = H сг(реагентов) - H сг(продуктов) =

= 2H сг(С) + H сг (H2О) - H сг(C2H2) = 2(-394) +(-286) -(-1300) =

= 226 кДж/моль.

 

Стандартная энтальпия разрыва связи - энергия, поглощаемая при разрыве связи двух атомов. Если для реакции

HCl(г) = H(г) + Cl(г) имеем H = 430 кДж/моль, это значит, что H разрыва связи H-Cl в молекуле HCl составляет 430 кДж/моль.

 

Самопроизвольно идущие процессы могут быть не только экзотермическими, то есть процессами с уменьшением энергии (H <0), но могут быть и эндотермическими процессами, то есть процессами с увеличением энергии (H >0). Подобными процессами являются, например, растворение HCl в воде (H = 19 кДж/моль), плавление льда (H = 6 кДж/моль), испарение воды (H = 44 кДж/моль) и т.д. Во всех этих процессах "беспорядок" системы увеличивается.

 

Энтропия - S - физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы. S - стандартная энтропия, S - изменение стандартной энтропии. Если S >0, беспорядок растет, если S <0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов растворения твердых веществ в жидкостях, для диссоциации, плавления, испарения, разложения и других процессах, в которых растет число частиц, мы имеем S >0. Для процессов соединения, ассоциации, конденсации и других, в которых число частиц уменьшается, мы имеем S <0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

 

CaO(тв) + H2O(ж) = Ca(OH)2(тв) S <0

СaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г) S >0

 

Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии, т.е. для которых Н <0, и с увеличением энтропии, т.е. для которых S >0. Учет обоих факторов приводит к выражению для энергии Гиббса: G = H - TS или G = H - T×S . Реакции, в которых энергия Гиббса уменьшается, т.е. G <0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т.е. G >0, самопроизвольно не идут. Условие G =0 значит, что между продуктами и реагентами установилось равновесие.

При низкой температуре, когда T близка к нулю, идут лишь экзотермические реакции, так как TS - мало и G = H <0. При высоких температурах TS - велико и, пренебрегая величиной H , имеем G = -TS , т.е. самопроизвольно будут идти процессы с увеличением энтропии, для которых S >0, а G <0. При этом, чем больше по абсолютной величине значение G , тем более полно проходит данный процесс.

 

Величина G для той или иной реакции может быть определена по формуле: G = G обр(продуктов) - G обр(реагентов). При этом величины G обр , а также H обр и S обр приведены в специальных таблицах.

 

 

Химическая кинетика

 

Скорость химической реакции (v) определяется изменением молярной концентрации реагирующих веществ в единицу времени:

v =

где v - скорость реакции, С - молярная концентрация реагирующих веществ,  - время.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствия катализатора и т.д.)

 

Влияние концентрации. Чтобы две молекулы прореагировали, необходимо, чтобы они столкнулись. Лишь небольшая часть столкновений является эффективной, то есть ведет к реакции. Число эффективных столкновений пропорционально общему числу столкновений, а значит и концентрации реагирующих веществ.

 

Закон скоростей. В случае простых реакций скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятые в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции mA + nB pC + qD,

где 1 и 2 соответственно направление прямой и обратной реакции, имеем:

v1 = k1´[A]m´[B]n

v2 = k2´[C]p´[D]q,

где v - скорость реакции, k - константа скорости, [А] - молярная концентрация вещества А.

Константа скорости k численно равна скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

Например, для реакции H2 + N2 2HI имеем:

v1 = k1´[H2]´[I2], v2 = k2´[HI]2. При этом:

– если [H2] увеличивается в 2 раза, то и v1 увеличивается в 2 раза, а v2 не изменяется;

–если [HI] увеличивается в 2 раза, то v1 не изменяется, а v2 увеличивается в 4 раза;

–если давление p увеличивается в 2 раза, то все концентрации увеличиваются в 2 раза, при этом и v1 и v2 увеличиваются в 4 раза.

Скорость реакции не зависит от концентрации твердых веществ, которая остается постоянной, а зависит от площади их поверхности. Так, для реакции CaO(тв) + CO2(газ) CaCO3(тв) имеем: v1 = k1´[CO2], так как [CaO]=const, v2=k2, так как [CaCO3]=const.

 

Простые реакции - это реакции, которые идут согласно стехиометрическому уравнению, отражающему элементарный акт реакции.

Сложная реакция - это сумма нескольких простых реакций. Уравнение сложной реакции не отражает процесса на молекулярном уровне.

 

Молекулярность реакции - это число молекул, участвующих в элементарном акте реакции. Для простых реакций, например, mA + nB ® pC + qD молекулярность равна сумме коэффициентов m+n. Реакции могут быть одно-молекулярными, например, I2 ® 2I, двумолекулярными H2 + I2 ® 2HI и редко трехмолекулярными 2NO + H2 ® N2O + H2O. Реакции более высокой молекулярности не встречаются.

Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентрации в экспериментальном выражении скорости химической реакции. Так, для сложной реакции mA + nB ® pC + qD экспериментальное выражение скорости реакции имеет вид:

v1 = k1´[А]a´[В]b и порядок реакции равен (a+b). При этом a и b находятся экспериментально и могут не совпадать с m и n соответственно, поскольку уравнение сложной реакции не отражает процессов на молекулярном уровне и представляет собой итог нескольких простых реакций. Порядок сложной реакции определяется порядком наиболее медленной его стадии. Порядок простой реакции совпадает с молекулярностью этой реакции.

Например, для реакции 2HI + H2O2 ® 2H2O + I2 экспериментальное выражение скорости записывается в виде v=k´[HI]´[H2O2]. Это обусловлено тем, что указанная реакция является сложной и идет в две стадии:

1. HI + H2O2 ® HOI + H2O медленно

2. HOI + HI ® I2 + H2O быстро.

Кинетика общей реакции определяется первой медленной стадией.

 

Влияние температуры. Скорость реакции зависит от числа эффективных столкновений молекул. Эффективные столкновения происходят только между активными молекулами. Увеличение температуры увеличивает число активных молекул, сообщая им необходимую энергию активации Еакт. и увеличивает скорость химической реакции.

Правило Вант-Гоффа. При увеличении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в 2 - 4 раза.

Математически это записывается в виде: v2 = v1´(t2-t1)/10,

где v1 и v2 - скорости реакции при начальной (t1) и конечной (t2) температурах, g - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10°.

Пример. Как изменится скорость реакции при нагревании на 30°, если g=2?

Решение: V = V ´2 = 8V

Ответ: Скорость увеличится в 8 раз.

Правило Вант Гоффа является приближенным. Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса: k = A´e-E/(RT), где k - константа скорости, А - постоянная, не зависящая от температуры, е = 2,71828, Е - энергия активации, R - газовая постоянная R=8,312Дж/(К´моль); Т - температура (К).

 

Влияние катализатора. Катализаторы увеличивают (или уменьшают) скорость реакции и остаются практически неизменными после реакции. В случае равновесия катализатор одинаково увеличивает скорость прямой и скорость обратной реакции, не сдвигая равновесия. Если вещества могут реагировать по разным механизмам, катализатор направляет реакцию по одному из них, проявляя селективное действие.

Например, при горении аммиака на воздухе имеем:

2NH3 + 3/2O2 ® N2 = 3H2O.

В то время как в присутствии металлической платины реакция идет по другому пути:

2NH3 + 5/2O2 ® 2NO = 3H2O.

Гомогенный катализ - катализатор образует с веществами одну фазу (жидкую или газообразную). Например, окисление SO2 в SO3 в присутствии NO. Без катализатора реакция

SO2 + 1/2O2 ® SO3 идет медленно. В его присутствии быстро идут процессы: NO + 1/2O2 ® NO2 и SO2 + NO2 ® SO3 + NO или суммарно SO2 + 1/2O2 SO3.

Гетерогенный катализ - катализатор образует отдельную фазу - твердую - в присутствии жидких или газообразных веществ. Примером может служить вышеприведенная реакция окисления аммиака в присутствии металлической платины.

Автокатализ - один из продуктов реакции играет роль катализатора. Примером автокаталитической реакции является реакция:

2KMnO4 + 5C2H2O4 + 3H2SO4 ® 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O, где образующиеся ионы Mn2+ увеличивают скорость реакции.

 

 

Химическое равновесие

 

Система находится в равновесии, если её состояние не изменяется во времени. Подвижное динамическое равновесие сохраняется во времени не из-за отсутствия процесса, а вследствие его протекания в двух противоположных направлениях с равными скоростями. Равенство скоростей прямой и обратной реакции - условие сохранения равновесия системы.

Примером обратимой реакции является реакция

H2 + I2 2HI

Изменение скоростей прямой (v1) и обратной (v2) реакций во времени представлены на графике:

В начальный момент времени в системе имеются лишь исходные вещества H2 и I2, и отсутствует HI, поэтому v1 имеет максимальное значение, а v2 равно 0. В процессе реакции v1 уменьшается с уменьшением [H2] и [I2], а v2 увеличивается с увеличением [HI] до тех пор, пока не установится равновесие, то есть v1 станет равной v2.

Для равновесия имеем: v1 = v2 или k1´[H2]´[I2] = k2·[HI]2 или

, где К - константа равновесия.

 

Закон действия масс: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, все концентрации в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, есть постоянная, называемая константой равновесия.

Для mA + nB pC + qD имеем: K =

Для N2 + 3H2 2NH3 имеем: K =

Константа равновесия - это количественная мера прямой реакции данного уравнения.

К=0 - прямая реакция не идет;

К= - прямая реакция идет до конца.

К>1 - равновесие сдвинуто вправо;

К<1 - равновесие сдвинуто влево.

 

Константа равновесия реакции К связана с величиной изменения стандартной энергии Гиббса G для этой же реакции:

G = -RTlnK или G = -2,3RTlgK или К = 10-0,435 G /RT

Если К>1, то lgK>0 и G <0, то есть, если равновесие сдвинуто вправо, то реакция - переход от исходного состояния к равновесному - идет самопроизвольно.

Если К<1, то lgK<0 и G >0, то есть, если равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет.

Константа позволяет рассчитать количества веществ в момент равновесия.

 

Пример. В объёме, равном 1 л смешали 1 моль Н2 и 1 моль I2. Найти равновесные концентрации веществ, если К=4.

Решение. Имеем H2 + I2 2HI

Снач 1 1 0

Сравн 1-x 1-x 2x

K = = (2x)2/(1-x)2 = 4; 2x/(1-x) = 2; 2x =2-2x, 4x=2, x=0,5. В момент равновесия имеем [H2] = [I2] = 0,5М; [HI] = 1М.

 

Закон смещения равновесия. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникает процесс, который противодействует внешнему воздействию.

Действие температуры. Увеличение температуры сдвигает равновесие в сторону эндотермической реакции. Уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции.

Действие давления. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньшего числа газообразных молекул. Понижение давления - в сторону большего числа газообразных молекул.

Действие концентрации. Увеличение концентрации вещества сдвигает равновесие в сторону реакции, которая уменьшает количество этого вещества. Уменьшение концентрации - в сторону реакции, которая увеличивает количество этого вещества.

 

Пример. В какую сторону сместится равновесие

N2 + 3H2 2NH3 DН < 0

а) при увеличении температуры; б) при увеличении давления; в) при увеличении концентрации водорода?

Решение: а) Поскольку DН < 0, то прямая реакция экзотермическая, а обратная эндотермическая. Согласно приведенному выше правилу, равновесие сдвигается влево.

б) Все вещества газообразные, причем в левой части уравнения четыре молекулы, а в правой - две. Равновесие сдвинется вправо.

в) Увеличение концентрации водорода сдвинет равновесие вправо.

Задание на внеаудиторную работу:

  1. Химическая термодинамика. Первое начало термодинамики. Энтальпия.
  2. Энтропия. Энергия Гиббса. Определение термодинамической возможности самопроизвольного протекания процесса.
  3. Химическая кинетика. Скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Зависимость скорости реакции от температуры (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса).
  4. Энергия активации. Активированный комплекс. Катализ. Механизм влияния катализатора на скорость химической реакции.
  5. Обратимые процессы. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Лекции 15-18 Растворы.

Цель: Изучить основные типы растворов, способы выражения концентрации растворенного вещества.

Вопросы:

  1. Понятие растворов
  2. Растворитель и растворенное вещество
  3. Классификация растворов по различным признакам
  4. Способы выражения концентраций растворов
  5. Молекулярные растворы и растворы электролитов
  6. Теория электролитической диссоциации
  7. Сила электролитов
  8. Диссоциация воды, водородный показатель.
  9. Буферные растворы
  10. Реакции в растворах электролитов
  11. Гидролиз неорганических солей

Концентрация растворов

 

Раствор - однородная система, которая состоит из двух или более компонентов. Компоненты раствора - растворитель и растворенное вещество. В зависимости от вида растворителя растворы могут быть газообразные, жидкие или твердые.

 

Тепловой эффект растворения. Растворение твердого вещества в жидкости можно разделить на две стадии: разрушение кристаллической решетки твердого тела (эндотермический процесс) и взаимодействие получаемых частиц с молекулами растворителя - сольватация (экзотермический процесс). Общий тепловой эффект растворения твердого вещества в жидкости может быть экзотермическим или эндотермическим в зависимости от преобладания того или иного процесса. Так, например, растворение NH4NO3 в воде - эндотермический процесс.

Растворение жидкостей и газов в растворителе сопровождается сольватацией и является экзотермическим процессом. Например, растворение H2SO4 в воде - экзотермический процесс.

 

Концентрация растворов. Концентрация показывает отношение массы или количества растворенного вещества к массе, объёму или количеству раствора или растворителя.

 

Массовая доля w равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора:

 = mв-ва/mр-ра или  = mв-ва/(V´), так как mр-ра = Vр-ра×rр-ра

Процентная концентрация С% показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора. Например, если С%=40%, значит, в 100 граммах раствора содержится 40 грамм вещества. С%=´100%

 

Молярная концентрация См равна отношению числа моль растворенного вещества к объёму раствора, измеряется в моль/л и обозначается М (2М º 2 моль/л):

СM = n(моль)/V(л) или См = m/(M´V)

Молярная концентрация показывает число моль растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 0,5М раствор означает, что в 1 л раствора содержится 0,5 моль растворенного вещества.

 

Молярная концентрация эквивалента (нормальная или эквивалентная концентрация) СЭ равна отношению числа эквивалентов растворенного вещества к объёму раствора, измеряется в моль/л (может обозначаться н или N (2н º 2 моль/л)):

СЭ = n(моль экв)/V(л) или СЭ = m/(MЭ´V)

Нормальная концентрация показывает число моль эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 2н раствор содержит в 1 л раствора два моля эквивалентов вещества.

 









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.