Энтальпия хлорной кислоты

Таблица 8-3. Энтальпия разбавления хлорной кислоты при 25 -С [15, 19]

При практическом определении энтальпий образования ионов наряду с использованием реакции растворения металла в кислоте по схеме (Х.39) применяются и многие другие реакции, такие, как, например, взаимодействие металла с кислотой в присутствии окислителя, растворение кристаллической соли и т. д. Одним из примеров прямого калориметрического исследования реакции типа (Х.39) является определение энтальпии образования иона Мд +. С этой целью были определены тепловой эффект растворения металлического магния в водном растворе хлорной кислоты при 298,15 К и теплоты разведения участников реакции. Процесс растворения протекал по схеме [c.194]

В некоторых случаях устойчивость ассоциатов, образующихся при растворении солей, бывает достаточно высокой и их существование в растворе необходимо учитывать. Так, например, стандартная энтальпия образования иона Sn2+ может быть рассчитана из данных по тепло-там растворения хлорида, неполная диссоциация которого хорошо известна. Процессы, протекающие при растворении кристаллического хлорида олова в растворе хлорной кислоты, можно представить уравнениями [c.205]

Измерения энтальпии нейтрализации хлорной кислоты щелочами позволили нам наряду с данными других лабораторий внести свой вклад в определение одной из наиболее важных в термохимии растворов и наиболее точно измеренной к настоящему времени в миров ой практике величины энтальпии ионизации воды, а следовательно, и энтальпии образования иона гидроксила. [c.179]

Вьфажения в квадратных скобках уравнения (Х.46) представляют собой взятые с обратным знаком энтальпии разбавления растворов хлорной кислоты указанных концентраций до бесконечного разведения [c.196]

Значительно расширяется круг возможных объектов исследования при использовании в качестве растворителя хлорной кислоты с добавкой окислителя, например пероксида водорода. В таких растворах с большой скоростью происходит растворение многих металлов, образующих в качестве продукта реакции простые аква-ионы. Возможные осложнения основной реакции за счет побочных процессов необходимо предусматривать и контролировать. По тепловому эффекту растворения металла в хлорнокислых растворах пероксида водорода были определены, например, стандартные энтальпии образования ионов В13+, РЬ +, Со +, Рез-ь и др. Определенными достоинствами обладает также реакция растворения оксида металла в хлорной кислоте, часто используемая в [c.202]

Энтальпии разбавления водных растворов хлорной кислоты при 25° С и конечных разбавлениях 800 [36] и 200—450 [38] [c.18]

Относительная кажущаяся моляльная энтальпия растворов хлорной кислоты при 25° С [38] [c.19]

На основании данных по теплоте растворения [36] и теплоте образования разбавленного водного раствора стандартная энтальпия образования безводной хлорной кислоты АЯ°/298 — = —8,62 0,18 ккал/моль [44]. [c.21]

Х1-30. Энтальпия разбавления хлорной кислоты при 25 °С [c.292]

Как показывают данные табл. 46, энтальпия протонирования существенно зависит от природы и концентрации минеральной кислоты. С ростом концентрации кислоты процесс протонирования становится более эндотермичным в растворах азотной кислоты и более экзотермичным в растворах хлорной. На рис. 28 приводится обработка этих данных в соответствии с уравнением (Vni. ПО). Как видно, точки вполне удовлетворительно укладываются на прямые, которые отсекают на ординате отрезки, равные Л,// (ХП.72). В пределах ошибки опыта отрезки одинаковы. Среднее значение равно ЛгЯ (Х1г.га)=—1,9 1,1 кДж/ /моль. [c.287]

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]

Большой интерес вызывает, например, реакция растворения металлов в водных растворах хлорной кислоты, так как перхлорат-ион наименее склонен к образованию ассоциатов с катионами в растворе по сравнению с анионами других кислот, и энтальпия образования растворов хлорной кислоты хорошо известна в широком интервале концентраций. Однако растворение многих металлов в хлорной кислоте протекает с недостаточной скоростью, а ряд металлов в этой кислоте вообш е нерастворим. [c.202]

Например, для определения стандартной этальпии образования иона Сг + в водном растворе были использованы три реакции —в двух исследовалось изменение энтальпии при восстановлении Сг (VI) до Сг + в кислом растворе этиловым спиртом и муравьиным альдегидом, а в третьей — тепловой эффект окисления хрома (П1) до хрома (VI) и теплоты растворения препарата хрома (III) в хлорной кислоте. [c.207]

Стандартная энтальпия образования иона Сг + может быть также получена по энтальпии растворения K r(S04)2-12НгО в растворе хлорной кислоты. Применение хлорной кислоты подавляет гидролиз иона Сг , связывает SO " в HSO , разрушая тем самым сульфатные комплексы хрома и калия, и обеспечивает заданное значение ионной силы раствора. Стандартная энтальпия кристаллического КСг(804)2 12НгО была определена из независимых измерений теплового эффекта взаимодействия соли со щелочным раствором гипобромита натрия и было получено Д/Н°(КСг( 04Ь-12НгО, к, 298,15 К) = = —5789,8 2,1 кДж/моль. Растворение соли в хлорной кислоте происходит в соответствии с уравнениями [c.211]

Измерения производились при помощи полумикрокалори- метра с изотермической оболочкой, описанного в работе [10]. Для определения суммарных энтальпий взаимодействия ионов ртути с ионами галогенов в растворе были измерены энтальпии смешения раствора перхлората ртути с растворами галогенидов натрия заданной концентрации, содержащих, кроме того, определенное количество хлорной кислоты и перхлората натрия (хлорная кислота и перхлорат натрия вводились для поддержания во всех опытах постоянных значений кислотности (0,01 н.) и ионной силы ( 1 = 0,5)). Кроме энтальпий смешения, были измерены энтальпии разбавления тех же растворов до той же концентрации, какая была получена и в опытах по смешению. Разность между энтальпиями смешения и соответствующими энтальпиями разбавления принималась за суммарное изменение энтальпии при взаимодействии ионов ртути с ионами галогенов в условиях опыта А/Ук. с. [c.112]

Относительные кажущиеся моляльные энтальпии растворов хлорной кислоты вычислены Вандерзее и Свансоном [38] на основании теплот разбавления. Бидиности и Бирман [39] рассчитали Фь, измерив теплоты нейтрализации растворов хлорной [c.19]

Для того чтобы рассчитать стандартную энтальпию образования безводной хлорной кислоты, необходимо знать теплоту ее растворения и теплоту образования разбавленного водного раствора. Последняя величина совпадает с теплотой образования. . д), иона С1О4" в состоянии бесконечно разбавленного раствора. Ее можно получить из измерения теплот разложения и растворения какого-либо перхлората или другого производного хлорной кислоты. Такое измерение связано с большими экспериментальными трутностями. Величины, полученные различными авторами, расходятся друг с другом. [c.20]

При расчете энтальпий образования гидратов хлорной кислоты использовались теплоты растворения, взятые из работы [36]. Теплоты растворения перхлоратов рубидия и цезия заимствованы у Питцера [51], а теплоты образования ионов КЬ+ и Св+ в водном растворе — у Яцимирского [52]. Теплоты растворения Р(0Н)4С104 и 8е(0Н)зС104 определены Арлманом [53]. Теплота реакции хлорного ангидрида с водой приведена в работе [54]. [c.22]

Наиболее часто измеряют энтальпии реакций кислот с металлами, их окислами и гидроокисями. Эти измерения обычно проводят с целью найти энтальпии образования начальных или конечных ингредиентов реакции. Иногда такие измерения позволяют помимо определения энтальпий образования решить и ряд других вопросов. Например, измерение энтальпий реакций гидроокисей цинка и кадмия и окиси ртути с растворами хлорной, соляной, бромистоводородной и иодистоводородной кислот [64] позволило изучить влияние изменения кислотности на величины энтальпий образования галогенидных комплексов цинка, кадмия и ртути. [c.174]

Измерение энтальпий растворения веществ, а также энтальпий разбавления и смешения их растворов помимо определения энтальпий образования соединений позволяет решать много других задач. Нередко термохимические измерения могут быть использованы для выяснения вопроса о существовании тех или иных комплексов в растворах. Например, в работе Мартина и Уайта [98] путем измерения энтальпий растворения трихлорида плутония в водных растворах хлорной кислоты различной ионной силы и в водных растворах системы H IO4—Li 104 постоянной ионной силы было доказано существование в растворе комплекса РиСР+ и рассчитана энтальпия реакции [c.204]

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]

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]

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]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология