Теплота ионных реакций в растворах

При расчете тепловых эффектов химических реакций, протекающих в водных растворах, следует учитывать диссоциацию химических соединений. Для тех химических соединений, которые диссоциирую в растворе, в расчетах нужно брать стандартные теплоты образования соответствующих ионов, а для тех, которые не диссоциируют, — стандартные теплоты образования соединений. Стандартная теплота образования иона вводном растворе — это тепловой эффект образования гидратированного иона из простых веществ. [c.33]

Например, энтальпия образования иона была определена по тепловому эффекту растворения металлического магния в водном растворе хлористой кислоты при 25°С и теплоте разведения участников реакции. После внесения поправок на разбавление был получен тепловой эффект процесса в стандартном растворе [c.448]

Вполне понятный интерес в этой связи представляет определение теплового эффекта какой-либо реакции в бесконечно разбавленном растворе с применением обоих способов пересчета к стандартным условиям. В качестве такой реакции можно взять, например, реакцию нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, лежащую в основе одного из методов определения стандартной энтальпии образования гидроксид-иона 0Н . Рассмотрим сначала первый способ, основанный на экспериментальном определении теплот разбавления. [c.198]

Теплоты растворения. Теплоты ионных реакций в растворах. Прн растворении какого-либо вещества выделяется или поглощается тепло, называемое теплотой растворения. [c.184]

Таблица 8.11. Кажущиеся энергии активации реакций H3I + X H3X+I- в воде и теплоты удаления ионов из раствора в вакуум (в ккал)

РАСЧЕТ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ ПО СТАНДАРТНЫМ ТЕПЛОТАМ ОБРАЗОВАНИЯ ИОНОВ [c.33]

Все дальнейшие исследования только подтверждают этот вывод из теории электролитической диссоциации. Однако теория электролитической диссоциации содержала и ряд ошибочных положений, например об изменении диссоциации молекул сильных электролитов с разбавлением раствора. Это предположение не имеет физического смысла, так как в кристаллической решетке все молекулы сильных электролитов находятся в состоянии полной диссоциации на ионы. В растворах сильных электролитов, например для большинства солей, не удается обнаружить их недиссоциированных молекул (так же, как и в кристаллах) при исследованиях различными физико-химическими методами. О полной диссоциации молекул в растворах сильных кислот и сильных оснований свидетельствует также постоянство величины теплоты нейтрализации 13,7 ккал. Последняя зависит только от взаимодействия ионов гидроксония и гидроксила, которые находятся в растворах кислот и оснований. Реакция нейтрализации выражается следующим уравнением [c.56]

Теплота растворения в растворе соляной кислоты (1 моль хлористого водорода на 8,808 моля воды) была определена в 39,4 0,2 ккал-моль [30]. Поскольку водные растворы тетрахлорида всегда имеют кислую реакцию, очевидно, они претерпевают сильный гидролиз. При попытках сконцентрировать водные растворы тетрахлорида выпариванием выделяется хлористый водород и выпадает сложная смесь гидратированных окислов урана (ионный состав водных растворов тетрахлорида будет рассмотрен во второй книге, где всесторонне будут обсуждены свойства растворов четырехвалентного урана). [c.389]

Как и при работе гальванического элемента, при электрохимической коррозии происходит окисление восстановителя, восстановление окислителя, движение ионов в растворе электролита и электронов в металле. Основным отличием процессов электрохимической коррозии от процессов в гальваническом элементе является отсутствие внешней цепи. Электроны при коррозии не выходят из корродирующего металла, а движутся внутри металла. Химическая энергия реакции окисления металла не передается в виде работы, а лишь в виде теплоты. Схема электрохимической коррозии железа в контакте с углеродом приведена па рис. 73. На анодных участках происходит ре- [c.212]

В результате реакции между ионами могут получаться не только осадки но и малодиссоциирующие вещества. Приливая к разбавленному раствору едкого натра разбавленный раствор соляной кислоты до тех пор, пока лакмусовая бумажка при погружении в раствор не примет фиолетовую окраску, мы не наблюдаем видимых признаков реакции никакого осадка не образуется. Но реакция произошла кислый вкус раствора кислоты исчез. Опустив в раствор термометр, можно убедиться, что раствор нагрелся, следовательно, выделилась теплота. Произошла реакция нейтрализации, которую раньше мы выражали молекулярным уравнением [c.16]

Теплотой образования иона в водном растворе называется изменение энтальпии в реакции образования 1 г-экв ионов нз простых веществ, например [c.81]

При калориметрическом определении теплот реакций типа (Х1.38) и (XI.39) проводят несколько серий калориметрических измерений теплот взаимодействия растворов, содержащих центральный ион с растворами лиганда. Измерения обычно выполняются при постоянных температуре и ионной силе и переменной концентрации реагирующих веществ. При тех же значениях ионной силы и температуры определяются теплоты разведения и вносятся соответствующие поправки в теплоты взаимодействия. Проведению калориметрических измерений обычно предшествует большая предварительная работа по исследованию равновесий в изучаемой системе, учету или подавлению возможных побочных процессов и т. д. [c.271]

Экстраполяция этих теплот образования на бесконечное разведение приводит к стандартным теплотам образования АД° aq, т = 0), которые условно делят на ионные составляющие (см. раздел 7.3.7). Полученные таким образом значения теплот образования в растворах конечных концентраций позволяют при расчете тепловых эффектов реакций в водных растворах не учитывать изменения свойств воды в ходе реакции, что существенно упрощает расчеты. [c.353]

Термохимические расчеты для реакций, протекающих в растворах, целесообразно проводить исходя не из теплот образования молекул, а из теплот образования ионов. Однако измерить теплоты образования отдельных ионов невозможно, так как ионам одного знака всегда сопутствуют ионы противоположного знака. Поэтому при определении теплот образования ионов условились ввести начало отсчета, приняв АН одного из ионов за нуль. Нулевой считают стандартную теплоту образования иона Н"(р). Используя эту величину и зная суммы АН для положительных и отрицательных ионов, находят АН отдельных ионов в растворе. Для некоторых ионов значения стандартной теплоты образования приведены в табл. 2.4. [c.183]

Символ aq означает неопределенно большое количество воды е — отрицательный заряд (электрон). Теплоты образования ионов непосредственно не измеряются, так как ионам одного знака всегда сопутствуют ионы другого знака. Но если условно принять теплоту образования иона Н равной нулю, можно рассчитать относительные теплоты образования для других ионов. Эти величины приводятся к стандартным условиям и табулируются. Теплоты образования ионов необходимы для расчетов энтальпий ионных реакций и констант равновесия в достаточно сильно разбавленных растворах. [c.81]

В последнее время стало известно, что теплоемкость, рефракцию, теплоту реакции растворов электролитов можно вычислить, исходя из соответствующих величин для ионов и растворителя без учета недиссо-циированных молекул. Приведенные примеры показывают, что теория электролитической диссоциации Аррениуса применима лишь к слабым электролитам, причем с такими концентрациями, при которых взаимодействием между ионами в растворе можно пренебречь. [c.138]

В зависимости от значения и знака тепловой эффект реакции в растворе или на поверхности может более или менее сильно отличаться от теплового эффекта в газовой фазе. Значения теплот сольватации и адсорбции карбоний-ионов в настоящее время неизвестны. Приближенные теоретические расчеты показывают, что теплоты сольватации весьма значительны и в данном растворителе тем больше, чем меньше число атомов углерода содержит ион — чем меньше радиус иона (табл. 4.6). [c.170]

Присоединение электрона к соответствующему акцептору А в растворе отличается от аналогичных реакций, протекающих в газовой фазе, двумя характеристиками а) избыточная энергия, обусловленная экзотермичностью этого процесса, рассеивается в результате взаимодействия ион-радикалов с молекулами растворителя б) теплота такой реакции заметно больше, чем в газовой фазе, так как энергия сольватации ион-радикалов вносит существенный вклад в экзотермичность процесса. Теплоту сольватации можно рассчитать, пользуясь приближением Борна [c.306]

Определение сульфамидов, основанное на образовании сульфата бария. Навеску сульфамида (около 100—200 мг) помещают в широкую пробирку или стакан на 100 мл, и, наклонив сосуд, приливают по стенке 1—1,5 мл 30%-ного раствора пероксида водорода (не содержащего сульфат-иона ) и одну каплю раствора хлорида железа (Ш). При этом появляется темная окраска, которая затем быстро углубляется. Смесь осторожно нагревают при перемешивании, пока не начнется реакция, протекающая с выделением теплоты. Этой реакции, которая иногда происходит очень бурно, дают завершиться, прекращая нагревание извне. К полученной светлой, совершенно прозрачной жидкости прибавляют соляную кислоту и определяют сульфат-ион, как обычно, весовым методом в виде сульфата бария. [c.413]

Расчет тепловых эффектов химических реакций в растворах по стандартным теплотам образования ионов [c.28]

Процесс растворения нельзя рассматривать как простое механическое распределение одного вещества в другом. При растворении имеет место физико-химическое взаимодействие растворяемого вещества с молекулами растворителя. Процесс растворения часто сопровождается выделением или поглощением теплоты (теплота растворения), а также уменьшением или увеличением объема раствора. Так, растворение серной кислоты или гидроксида натрия в воде сопровождается таким же тепловым эффектом, как и обычные химические реакции. Это свидетельствует о том, что молекулы (или ионы) растворенного вещества образуют с молекулами растворителя химические соединения. Эти соединения называют сольватами, а процесс их образования — сольватацией в случае, когда растворителем является вода, их называют гидратами, а процесс их образования — гидратацией. [c.80]

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]

Важно выяснить, из каких составных частей складывается эта величина. Для этого мысленно расчленим рассматриваемую реакцию на ряд элементарных процессов. Учитывая, что реакция протекает при сравнительно низкой температуре (25° С), оценивая величины А0°, приближенно можно пренебречь изменением энтропии AS° в уравнении AG° = АЯ° — TAS° и приближенно считать AG° = АН°. Для осуществления реакции прежде всего необходимо затратить энергию D на диссоциацию молекулы водорода. Следующий шаг состоит в превращении атома водорода в ион. Это сопровождается затратой энергии Uh+, носящей название потенциала ионизации. При переходе иона водорода в раствор выигрывается теплота его гидратации Нн+- При одновременном восстановлении иона металла сначала затрачивается энергия, соответствующая его теплоте гидратации Затем [c.184]

Точные опыты показали,,что количество тепла, выделяющееся при нейтрализации сильных оснований сильными кислотами, во всех случаях практически одинаково и равно теплоте образования воды из ее ионов, т. е. Ъ,Ъ ккал моль. Такая независимость от природы основания и кислоты вполне понятна, так как сильны электролиты в достаточно разбавленных растворах почти нацело диссоциированы и, следовательно, общий тепловой эффект реакции обусловлен только образованием недиссоциированных молекул воды." [c.191]

Тепловой эффект реакции нейтрализации не должен оставаться постоянным, если основание или кислота является слабым электролитом, состоящим в растворе преимущественно не из ионов, а из молекул. При ионизации последних тепло может, вообще говоря, и выделяться, и поглощаться. В соответствии с этим должна, очевидно, увеличиваться или уменьшаться также и теплота нейтрализации. Показательны, например, случаи фтористоводородной и хлорноватистой кислот [c.194]

Так, например, реакция переноса электрона от иона ОН к иону железа (И ) в водном растворе, ведущая к образованию радикала ОН" и двухзарядного иона Ре2+, казалось бы, должна быть энергетически выгодной. Однако частичная дегидратация ионов железа и гидроксила, обусловленная понижением зарядов этих частиц, требует затраты работы. Энергия переноса электрона (если нет каких-либо осложняющих реакцию процессов) равна разности между сродством к электрону и разностью теплот гидратации начальных и конечных продуктов. Величина этой разности такова, что процесс в целом характеризуется положительным значением энтальпии +183,9 кДж. Прирост энтропии составляет 246,6 Дж/моль-г, что дает для изменения энергии Гиббса при 300 К положительную величину [c.258]

Вычислить тепловые эффекты химических реакций в растворах при 25°С по стандартным теплотам образования химических соединений и ионов. [c.30]

Реакция нейтрализации раствора любой кислоты раствором любой щелочи сводится, таким образом, к соединению ионов Н+ и 0Н в недиссоциированные молекулы воды. Это подтверждается гем, что при нейтрализации одинаковых количеств раствора какой-либо щелочи растворами разных сильных кислот выделяется одно и то же количество теплоты (как и при нейтрализации одинаковых количеств какой-либо сильной кислоты разными щелочами) [c.17]

Тепловой эффект образования химического соединения, диссоциирующего на ионы, определяется по теплотам образования ионов в растворе. Например, теплота образования иона SO4 представляет собой тепловой эффект реакции [c.93]

Нейтрализация слабой кислоты или слабого основания сопровождается одновременно их диссоциацией с тепловым эффектом ЛЯд сс, знак и величина которого зависят от природы электролита. Поэтому теплота нейтрализации в этом случае отличается от теплоты реакции образования воды из ионов. Например, теплота нейтрализации H N раствором NaOH равна —10,29 кДж/моль. [c.28]

Расмуссин и Нильсон [10] использовали затпшываю-щий прибор, имеющий электрическую схему, подобную схеме прибора Хьюма, при определении содержаиия никеля и серебра в растворах. Они прибавляли раствор цианида в аликвотную часть раствора металла, и определяли небольшие изменения температуры этого раствора. Так как прибавление раствора цианида калия к растворам, содержащим ионы серебра или никеля, вызывает вначале образование осадка, который затем растворяется при прибавлении избытка цианида, то необходимо рассматривать теплоты нескольких реакций, а именно нужно учитывать тепловые эффекты реакций в растворе, а также теплоты осаждения и теплоты растворения осадков в избытке титранта. [c.90]

Данные по спектрам поглощения растворов солей показали, что молярные коэффициенты поглощения при разных длинах волн, рассчитываемые как DJ , не изменяются в широкой области концентраций электролита фх —оптическая плотность при длине волны X, с—концентрация раствора исследуемого электролита). Этот факт не мог быть объяснен теорией электролитической диссоциации Аррениуса, поскольку с уменьшением концентрации электролита должно было происходить увеличение степени диссоциации и, следовательно, изменение спектров поглощения. Полная диссоциация сильного электролита объясняла постоянство молярных коэффициентов поглощения, поскольку при всех концентрациях раствора светопоглощающими частицами оставались одни и те же ионы. Аналогичный характер имеет концентрационная зависимость вращения плоскости поляризации и ряда других свойств растворов сильных электролитов. Теория электролитической диссоциации не может объяснить постоянство теплот нейтрализации хлорной, соляной и других сильных кислот гидроксидами щелочных металлов. Однако это можно объяснить полной диссоциацией реагентов при всех концентрациях и протеканием реакции нейтрализации как взаимодействия ионов Н+ и ОН" по схеме Н+ + ОН = НгО. [c.438]

Определение величины поверхности необходимо при всех количественных исследованиях скоростей гетерогенных процессов. Поверхность между двумя несмешивающимися жидкими фазами обычно может быть точно определена на основании простых геометрических соображений, тогда как определение величины поверхности твердых веществ часто оказывается затруднительным из-за ее сложной формы. Для определения величины поверхности твердых тел применяется целый ряд методов, в том числе два метода с применением радиоактивных индикаторов. Один из этих методов, называемый методом поверхностного обмена, основан на гетерогенной реакции обмена между ионами, находящимися на поверхности твердого вещества, и ионами в растворе (см. гл. 1). Другой метод, а именно метод эманирования, основан на выделении радиоактивных атомов инертного газа через поверхность твердого вещества (см. гл. IX). Обзор исследований, посвященных этим методам, приведен в статьях Цименса (24, 214]. Здесь не будет дано описания других методов, не основанных на применении радиоактивности (измерения с помощью микроскопа, использования явлений адсорбции газов, адсорбции красителей, поляризации электродов, определения скорости растворения, проницаемости, теплоты смачивания, оптической интерференции, диффракции рентгеновских лучей, теплопроводности), обзор которых был сделан Брунауэром [В82]. [c.254]

В отношении механизма активирования реагента на активном центре наиболее ясен гетерогенный катализ ионных реакций, близкий к соответствующим гомогенным процессам. Так, катализаторы кислотного типа имеют значительные кислотность Ло и функцию кислотности Яо, которые можно определить описанным ранее индикаторным методом по адсорбции индикатора из невод- ных растворов. Они дезактивируются основаниями (НаОН, ЫНз, амины), причем по количеству адсорбированного аммиака и дифференциальной теплоте его адсорбции можно определить количество активных центров и их распределение по энергии сорбции активности. Для протонных гетерогенных катализаторов (Н3РО4 яа носителях, ионообменные смолы) речь может идти только [c.167]

Термохимически расчеты для реакций в растворах целесообразно проводить не по теилотам образования молекул, а по тепло-там образования ионов. Однако измерить теплоты образования для отдельных ионов невозможно, так как ионам одного знака всегда сопутствуют ионы противоположного знака. Поэтому условились для ионов ввести начало отсчета, приняв ЛЯ/ одгюго из них [c.170]

Из этих примеров ясно, что термохимические расчеты для реакций в растворах целесообразно проводить не по теплотам образования нейтральных молекул, а по тепло-там образования отдельных ионов. Измерить их не представляется возможным, так как ионам одного знака всегда сопутствуют ионы противоположного знака. Однако подобно тому, как для всех элементов и простых веществ величина теплоты образования ЛЯо р условно считается равной нулю (стр. 12), так и для ионов можно ввести начало отсчета, приняв АЯоор одного из них за нуль. Нулевой условились считать теплоту образования иона Н (р). Это допущение, не отражаясь на правильности результатов вычисления, так как во все расчеты входят разности величин, вместе с тем позволяет создать систему значений ДЯобр ионов. Так, сочетая уравнения (VI) и [c.18]

Теплота нейтрализации. Установлено, что реакция нейтрализации моля любой сильной одноосновной кислоты (НС1, HNO3 и т. п.) сильными основаниями (NaOH, КОН и т. п.) в достаточно разбавленных водных растворах сопровождается почти одинаковым экзотермическим тепловым эффектом, при 298 К незначительно отклоняющимся от —55,900 (при 291 К —57,363) кДж/моль. Этот тепловой эффект отвечает реакции образования жидкой воды из гидратированных ионов водорода и гидроксила [c.49]

Из этих примеров ясно, что термохимические расчеты для реакций в растворах целесообразно проводить не по теплотам образования нейтральных молекул, а по теплотам образования ионов. Измерить их не представляется возможным, так как ионам одного знака всстда сопутствуют ионы противоположного знака. Однако подобно тому как для всех элементарных веш,еств величина теплоты образования ДЯобр условно считается равной нульэ (с. 13), так и для ио- [c.20]

Очевидно, что никакой химической реакции в элементе не происходит. Однако при работе элемента активность ионов Ag+ в растворе AgNOз (аг) будет уменьшаться, а в растворе А ЫОз(а]) увеличиваться, т. е. активности ионов Ад+ будут выравниваться. Полезная максимальная работа этого процесса проявляется в виде работы тока, т. е. э.д.с. концентрационных элементов определяется максимальной работой изотермического выравнивания активностей. Этот процесс идет с поглощением теплоты из внешней среды. Та- [c.296]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология