Соляная кислота энтальпия

Определение энтальпии нейтрализации серной кислоты. Этот эксперимент особенно интересен, потому что серная кислота двухосновна, и возможны различия в характере диссоциации по первой и второй ступеням. Приготовьте 500 мл 0,05 М раствора серной кислоты. Почему его концентрация в 2 раза ниже по сравнению с концентрацией раствора соляной кислоты в опыте 7—9. [c.130]

Определение энтальпии нейтрализации проводится как в описанном выше калориметре, так и в любом другом. Приготовьте растворы соляной кислоты и гидроксида калия (или натрия). На один опыт требуется 250 мл 0,1 М раствора соляной кислоты и 10 мл 5 М раствора гидроксида калия или натрия. Приготовлять и отмеривать растворы следует как можно более точно и аккуратно. [c.129]

Сравните полученное значение энтальпии ионизации уксусной кислоты с энтальпией нейтрализации соляной кислоты. [c.131]

II-2-12. a) При экспериментальном определении энтальпии нейтрализации соляной кислоты едким натром [17] смешивали растворы H I и NaOH в прецизионном калориметре, причем температура содержимого калориметра поднялась на 0,2064° С. Количество воды, выделившееся в результате реакции, равно 3,4075 ммолей. Кроме того, электрические измерения показали, что удельная теплоемкость калориметра и его содержимого равна 223,9 кал-град . Вычислите энтальпию нейтрализации на 1 моль НС1. Необходимо ввести поправку ( + 155 кал) на 1 моль образовавшейся в конце процесса НгО к энтальпии смещения растворов НС1 и NaOH до того, как прошла реакция, [c.30]

АН] равно удвоенной энергии связи Н—С1 АЯг представляет собой сумму энергий связей Н—Н и С1—С1 АЯз равно удвоенной энтальпии образования соляной кислоты. [c.77]

Синтезируйте малорастворимое основание типа А1(0Н)з, Ее(ОН)з, Ее(0Н)2, Ме(0Н)2, 2п(ОН)2 и др. Определите энтальпии их нейтрализации соляной кислотой. [c.131]

Измерение энтальпий хлорирования веществ проводят в калориметрической практике значительно реже, чем измерение энтальпий сгорания в кислороде. Вызывается это в основном меньшей по сравнению с кислородом доступностью чистого хлора и тем, что работа с этим реагентом связана со значительно большими трудностями в отношении защиты деталей аппаратуры и коммуникаций от коррозии, чем работа с кислородом. Поэтому измерение энтальпий хлорирования проводят прежде всего тогда, когда нужно определить энтальпию образования какого-либо хлорида, а косвенный путь ее определения, например посредством измерения энтальпии реакции металла с соляной кислотой или энтальпии сожжения [c.145]

Примером работ по использованию в термохимической практике гидрирования может служить определение энтальпии образования гидрида бария путем непосредственного из.мерения энтальпии реакции бария с водородом [17] . В этой работе реакция бария с водородом инициировалась путем нагрева электрическим нагревателем до 300° в течение десятков секунд. Количество образовавшегося гидрида определялось по количеству водорода, выделяющегося при реакции смеси бария и гидрида бария с соляной кислотой. [c.148]

В ряде работ величины энтальпий растворения соединений используют для расчета АЯ/ этих соединений в комбинации с АЯ реакций, протекающих в растворах. Например, таким путем была определена [97] энтальпия образования РеСЬ. Для этого были измерены АН реакции железа с раствором НС1 и АН растворения хлорного железа в соляной кислоте таким образом, что конечные состояния растворов были идентичными. [c.202]

Энтальпия образования раствора гидроокиси натрия нами уже вычислена. Найдем теперь энтальпии образования растворов соляной кислоты и поваренной соли (табл. 46 и приложение 1) [c.237]

Для определения стандартных энтальпий образования фосфатов скандия была применена методика растворения этих соединений в концентрированной соляной кислоте п 3и 25 С. [c.35]

Основываясь на теплоте реакции растворения ( а Н ) этого фосфата Б соляной кислоте (см.табл.2), пренебрегая теплотой разбавления НС1, с учетом данных табл.З и уравнения (3),рассчитали стандартную энтальпию образования аморфного гидрата фосфата скандия [c.41]

Х-37. Изменение энтальпии (АН) при бесконечном разбавлении растворов соляной кислоты при 25 °С [c.265]

Энтальпии разложения и растворения измеряли в стандартном микрокалориметре типа Кальве, методика работы с которым описана [4, 5]. Разложение и растворение веществ проводили путем разбивания стеклянной ампулы в 0,1 и соляной кислоте. Погрешность определений энтальпий разложения и растворения составляет около 1%- [c.38]

Как видно из таблицы, энтальпия взаимодействия цианурхлорида с исследованными спиртами отрицательна и равна —36,0 + 1,2 кДж-моль- . В тех же условиях определена энтальпия нейтрализации соляной кислоты щелочью она составляет —30,5 1,2 кДж-моль . [c.72]

Таким образом, видно, что основной вклад в суммарную энтальпию взаимодействия цианурхлорида со спиртами приходится на энтальпию нейтрализации соляной кислоты щелочью. [c.72]

Тогда для раствора соляной кислоты энтальпия иона хлора будет равна ДЯс1°= —167,45 кДж/моль. Теплота растворения соли в воде может быть определена на основе цикла Борна — Габера, иллюстрация которого приведена на рис. 15. Причем численные значения энергии диссоциации О известны из спектральных измерений. [c.66]

Реакция (460) протекает самопроизвольно, что соответствует понижению свободной энтальпии. При протекании электродных реакций (461) и (462) между электродами измеряется разность потенциалов е. При этом потенциал водородного электрода оказывается отрицательнее хлорного. Пр1и образовании 1 моля соляной кислоты ток совершает работу Рг, где F — число Фарадея, равное количеству электричества, необходимому для выделения при электролизе 1 г-экв. вещества (/ = 96491 А-с/г-экв.). Если в реакции принимает участие п электронов, то суммарная работа равна пР , например, для реакции (460) 2Ръ. В том случае, если процесс проводится обратимо (при бесконечно малом токе), работа системы равна изменению свободной энтальпии химической реакции. Согласно первому закону термодинамики, [c.310]

Определите энтальпии растворения металлов в кислотах и щелочах. Энтальпия растворения цинка в соляной кислоте позволяет вычислить ЭДС этого процесса и получить значение электродного потенциала цинка. Если будут определены энтальпии растворения в кислоте других металлов (А1, Сг, 8п, Ре И Т. д.), то можно расположить металлы в порядке понижения или повышения этих энтальпий и получить ряд стандартных электродных потенциалов (ранее называвнгийся рядом напряжений, активностей и т. п.). [c.134]

Энтальпия образования каждого компонента находится по данным о теплотах растворения или разбавления, как это описано в предыдущем разделе. Так, например, энтальпия образования солянокислого раствора пероксида водорода может быть определена по теплоте растворениятшдкбгб HjOj или ее тгонцентрированното я-створа в соответствующем растворе соляной кислоты, чтобы полу-чить раствор заданной концентрации по всем компонентам. Эиталь- [c.90]

Калориметрические методики определения тепловых эффектов реакций комплексообразования чаще всего основываются на измерении энтальпий растворения кристаллических веществ или энтальпий смешения растворов. В качестве примера рассмотрим определение тепловых эффектов образования хлоридных комплексов висмута и некоторых этилендиаминтетраацетатных комплексов. Тепловой эффект образования хлоридных комплексов висмута был рассчитан из калориметрических данных по энтальпии взаимодействия раствора перхлората висмута в 4 н. H IO4 и смеси, содержащей хлорную и соляную кислоты, при той же суммарной концентрации. Содержание НС1 в смеси изменялось от до 1 М. Образование хлоридных комплексов висмута происходило по схеме [c.290]

К электрону определяют их высокую реакц. способность. Г.-сильные окислители Наиб, активен фтор, образующий соед. со всеми хим. элементами, кроме Не, Ne и Аг Реакц. способность Г. убывает с увеличением ат. массы и обычно возрастает в присут. влаги и других Г. Водород с Г. образует галогеноводороды НХ. Энтальпии их образования очень мало зависят от т-ры и уменьшаются от HF к HI. Термич устойчивость в этом ряду также уменьшается Р-ры НС1, НВг и HI в воде-сильные к-ты, р-р HF-к-та средней силы. См. также Бромистый водород. Йодистый водород, Соляная кислота. Фтористый водород. [c.497]

Свойства. Вещество синего или сине-серого цвета. t 1100°С d 5,8 (20°С). Энтальпия образования ДЯ°298 —79,5 кДж/моль. При 18 °С в 100 мл воды растворяется 4,95-10 г препарата. Очень мало растворяется в соляной кислоте. Существует в двух модификациях ниже 110 С - usS и выше 110 С — a- u2S. Характеристики приведены ниже [c.1072]

Свойства. Черные кристаллы. Энтальпия образования ЛЯ гэв —179 кДж/ моль, d 7,50б (согласно другим данным, d 7,42). Кристаллическая решетка триклинная, пр. гр. Р1 (а=6,455 А 6=6,362 А с=6,401 А а= 105,04° = = 91,60" v= 118,97°) искаженная структура d b, изоструктурен ReSes. Устойчив к действию соляной кислоты, щелочей и сульфидов щелочных металлов хлорноватистой и азотной кислотами и т. п. окисляется до Re04 . При 1000 С реагирует с кварцем с серой ие взаимодействует даже при нагревании в вакууме >700 °С разлагается с образованием рения и серы. При подвышенных температурах восстанавливается водородом до рения. [c.1722]

Тепловой эффект реакции (IX-34) подсчитан по закону Гесса на основе следующих теплот образования (в ккал1моль) Са5(Р04)Р (тв)— 1634,5 НС1 (г) — 22,06 Н3РО4 (ж)—307,4 СаСЬ (тв)—190,0 НР (ж) —75,6. Изменения энтальпии при растворении (разбавлении) НС1 и Н3РО4 не учтены. При применении растворов соляной кислоты тепловой эффект реакции снижается тем в большей степени, чем более разбавлена кислоту. [c.347]

Энтальпия нейтрализации соляной кислоты гид роксидом натрия в растворе равна —13,7 ккал/моль Энтальпия нейтрализации вещества А гидроксидом нат рия равна АН. Считая, что в данном растворе вещество / практически недиссоциировано, вычислить энтальпию дис социации вещества, если 1) А — H N 2) А — НС10 [c.57]

Здесь АЯга — дифференциальная энтальпия разбавления раствора соляной кислоты концентрации НСЬхНгО. [c.197]

Нами измерены энтальпии семи реакций веществ в твердой и газовой фазах, энтальпии восемнадцати реакций в растворах и энтальпии растворения девятнадцати веществ в воде. К первой группе измеренных величин относятся энтальпии разложения перхлоратов 15, 16] и хлоратов [17] калия и натрия на соответствующие хлориды и кислород, энтальпия гидрирования бария [18], энтальпии сгорания пикриновой кислоты [19] и магния [20]. Ко второй группе относятся энтальпии реакций раствора иодистоводородной кислоты с перекисью водорода и кристаллическим иодом [21], энтальпии реакций металлического рубидия и цезия с водой 11, 22], энтальпии реакций окислов кадмия, стронция, кальция и магния с растворами кислот [23, 15], энтальпии нейтрализации хлорной и пикриновой кислот растворами гидроокисей натрия, калия, лития и аммония [15, 19] и энтальпии реакций цинка [40], бария и тидр,ида бария [24] с соляной кислотой. И наконец, к третьей группе относятся энтальпии растворения перхлоратов калия, натрия, лития, аммония, бария, кальция и магний, хлорида бария, пикратов натрия, калия, лития и аммония, хлорида, нитрата и сульфата рубидия, хлорида, бромида, иодида и сульфата цезия [15, 24, 10, 19, 25]. [c.178]

Термохимия комплексов переходных элементов с пиридином рассматривалась в монографиях Яцимирского [1], Ашкрофта и Мортимера [4]. В калориметрических исследованиях Гибера с сотрудниками [1, 55—58] определены энтальпии образования комплексовгалогенидов двухвалентных меди, цинка, кадмия, ртути, кобальта и железа с пиридином путем определения энтальпий растворения соли, пиридина, а также соответствующих комплексов в растворах соляной кислоты при 273 и 293 К (табл. 8). Аблов с сотрудниками [59] из данных но эн- [c.64]

Энтальпии полного обмена определяли по энтальпиям неполного обмена для разных степеней замещения одного иона другим путем графической экстраполяции полученных данных на степень замещения, равную 1. Разную степень замещения в калориметрических опытах получали варьированием концентрации раствора (0,2—1,15 н.). pH исходного раствора был равен 5. Степень замещения иона ионита на ион внешнего раствора в калориметрическом опыте определяли путем вытеснения ионов металлов из образца ионита 0,5 н. соляной кислотой и анализа полученного раствора. Концентрацию двухвалентных металлов в растворах определяли комплексонометрическим методом [29], а концентрацию натрия — на атомно-абсорбционном спектрофотометре С-302. Предварительно определяли энтальпию взаимодействия максимально набухшего образца Йа+-формы катионита с 0,1 н. раствором Na l pH = 5. Эта величина была близка к нулю. Величины максимального количества поглощаемой воды для Н+- и Ыа+-форм катионита СГ-1 взяли из работы [30]. Соответствующее количество воды вводили в ионит до калориметрических опытов, чтобы не вводить поправку на энтальпии взаимодействия сухих форм катионита с водой. Определение энтальпии полного обмена водорода на натрий провели, измерив энтальпию обмена натрия катионита на водород из 1н. раствора соляной кислоты. Это связано с тем, что при проведении прямого процесса в [c.112]

Совсем недавно было показано, что ионообменные смолы, например полистиролсульфокислота [159] и поли-винилсульфокислота [160], способны катализировать гидролиз эфиров и пептидов, а также этерификацию карбоновых кислот [161]. Были проведены исследования с целью выяснения, является ли катализ этими смолами более эффективным, чем катализ в водном растворе ионами водорода эквивалентной концентрации. Были обнаружены небольшие различия, и резкого увеличения реакционной способности не наблюдалось. Гидролиз эфиров, катализируемый смолами, сопровождается уменьшением энтропии переходного состояния на величину, различную для разных эфиров [162]. При гидролизе пет-тидов катионообмвнными смолами было найдено значительное уменьшение энтропии активации по сравнению с гидролизом соляной кислотой, в то время как энтальпия активации для этих двух случаев практически одинакова [163]. Хотя причина изменения энтропии, связанного с катализом катионообменными смолами, остается неясной, предполагается, что механизм катализа сходен с изложенным ранее для гомогенных растворов кислот. [c.64]

Стандартная энтальпия образования ионов Zr H- и Hf + в водном растворе была определена по энтальпии растворения галогенидов металлов в растворах минеральных кислот. Трудности определения энтальпий образования рассматриваемых ионов связаны со сложностью. химического поведения соединений циркония и гафния в водном растворе, их ярко выраженной склонностью к гидролизу, полимеризации и комплексообразованию. Исследование равновесий показало, что при концентрации циркония 10-3 моль/л и менее и концентрации минеральной кислоты (хлорной, соляной или азотной) 2 моль/л и более в растворе доминирует негидролизованный мономерный ион Zr +, практически не образующий устойчивых ассоциатов с перхлорат-, хлорид- и нитрат-ионами. В этих условиях растворение кристаллических Zr U и 2гБг4 в растворе минеральной кислоты можно представить схемой [c.203]

Свойства. Коричнево-черный или черный порошок, в большинстве случаев содержит некоторое количество воды и серы. Энтальпия образования ДЯ°298 —451 кДж/моль. с1 4,866 (25 °С). Рентгеноаморфное вещество. При исключении доступа воздуха не растворяется в соляной и серной кислотах, а также в сульфидах щелочных металлов. Окислители типа азотной кислоты. щелочного раствора Н2О2 или бромной воды окисляют до Re04 , Медленно окисляется также кислородом воздуха. >250 С начинается разложение с образованием ReS2 и серы. При повышенных температурах восстаиавливается водородом до рения. [c.1721]