Энтальпия процессов в растворах интегральная

Изменение энтальпии при переходе твердого, жидкого или газообразного вещества в раствор называют теплотой или энтальпией растворения. Различают интегральные, промежуточные и дифференциальные теплоты растворения. Интегральной теплотой, или энтальпией растворения, называют изменение энтальпии при растворении 1 моля вещества в некотором количестве чистого растворителя. Теплота растворения зависит от концентрации и от температуры, поэтому указание этих характеристик процесса является обязательным. Концентрацию раствора в термохимии обычно выражают величиной разбавления, т. е. числом молей растворителя, приходящимся на 1 моль растворенного вещества, а количественные соотношения компонентов при растворении представляют термохимическим уравнением. Так, например, растворение а молей РЬ(ЫОз)2 в Ь молях НдО можно представить термохимическим уравнением [c.64]

Изменение энтальпии при переходе твердого, жидкого или газообразного вещества в раствор называют теплотой или энтальпией растворения. Эндотермические процессы характеризуются положительным изменением энтальпии (АН), а экзотермические — отрицательным. Различают интегральные и дифференциальные теплоты растворения. [c.374]

Интегральной теплотой или энтальпией растворения называют изменение энтальпии при растворении 1 моль вещества в некотором количестве чистого растворителя. Концентрацию раствора в термохимии обычно выражают величиной разбавления, т. е. числом молей растворителя, приходящимся на 1 моль растворенного вещества, а процесс растворения представляют термохимическим уравнением. Так, например, процесс растворения а моль РЬ(МОэ)а в Ь моль воды можно представить уравнением [c.374]

Промежуточной энтальпией растворения называют изменение энтальпии при растворении 1 моля вещества в растворе, уже содержащем некоторое количество этого вещества. Если растворение 1 моля вещества происходит в бесконечно большом количестве раствора, тепловой эффект называют дифференциальной энтальпией растворения. В этом процессе концентрация раствора остается неизменной, или, точнее, возрастает на бесконечно малую величину, которой пренебрегают. Дифференциальная теплота растворения зависит от концентрации раствора. Очевидно, дифференциальная теплота растворения в чис-том растворителе характеризует, по сути дела, энергетику образования бесконечно разбавленного раствора и поэтому совпадает с первой интегральной теплотой растворения. Дифференциальную теплоту растворения в насыщенном растворе, или, точнее, в растворе, концентрация которого отличается от концентрации насыщенного на бесконечно малую величину, называют последней теплотой растворения. [c.65]

Особый интерес представляют первая интегральная энтальпия (теплота) растворения и полная энтальпия растворения. Первой интегральной теплотой растворения называют изменение энтальпии при растворении 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. В результате процесса образуется бесконечно разбавленный раствор. Например, для растворения Ь(ЫОз),2 это выражается схемой [c.64]

При растворении вещества теплота может поглощаться или выделяться в общем случае теплота растворения зависит от концентрации полученного раствора. Интегральная теплота растворения определяется как изменение энтальпии при растворении 1 моля вещества в п молях растворителя. Процесс растворения можно представить в виде химического уравнения [c.36]

Величины дифференциальных энтальпий растворения также зависят от концентрации раствора. Первый член ряда этих величин— дифференциальная энтальпия процесса растворения вещества в чистом растворителе, при котором получается, следовательно, бесконечно разбавленный раствор, совпадает с аналогичным членом ряда интегральных величин это первая энтальпия растворения (см. уравнение (15)). [c.196]

Выведем теперь соотношения между энтальпиями растворения и разбавления. Зависимость энтальпии разбавления от интегральных энтальпий растворения весьма проста. Ее легко найти из следующего рассуждения (при этом используем уже принятые обозначения). Сначала растворим один моль вещества А в х" молей растворителя В, а затем проведем этот процесс в две стадии — растворим 1 моль вещества А в xf молей растворителя В(х">х ) и к полученному раствору состава А х В добавим xf —х молей растворителя В, получив то же количество раствора и той же концентрации, что и в первом случае. Для первых двух процессов термохимические уравнения нам уже знакомы (см. (25) и (21)). [c.200]

Полной интегральной теплотой растворения называют изменение энтальпии при растворении одного моля вещества в таком количестве растворителя, которое необходимо для образования насыщенного раствора. Если растворение одного моля вещества происходит в бесконечно большом количестве раствора данной концентрации, тепловой эффект называют дифференциальной или парциальной энтальпией растворения. В этом процессе концентрация раствора остается неизменной, или, точнее, возрастает на бесконечно малую величину, которой пренебрегают. [c.375]

Уравнение (У1-22), выражающее константу равновесия процесса в растворе через составляющие - химическую и вакуумную, - позволяет, дифференцируя его по Т, представить интегральную энтальпию процесса как сумму слагаемых [c.190]

Теплота растворения. При растворении теплота может поглощаться или выделяться. В общем случав теплота растворения зависит от концентрации полученного раствора. Интегральная теплота растворения определяется как изменение энтальпии в процессе растворения одного моля вещества в п моль растворителя. Процесс растворения можно представить с помощью химического уравнения [c.82]

Условия несколько упрощаются, если рассматривать изменения энтальпии при образовании бесконечно разбавленных водных растворов. В этом случае энергия АНг, требуемая для разложения кристалла, — это энергия кристаллической решетки, тогда как энергия гидратации АН соответствует только взаимодействию катионов и анионов с растворителем. Конечно, это взаимодействие все еще остается сложным процессом, так как он, кроме образования связи молекул воды с ионами, включает также еще и энергетические эффекты, обусловленные изменениями, вызванными ионами в структуре воды это, однако, можно включить в понятие гидратации. Таким образом, интегральная мольная теплота растворения при образовании бесконечно разбавленного раствора равна [c.565]

Интегральная энтальпия растворения соли — это изменение энтальпии, сопровождающее процесс изотермического растворения 1 моль соли в данном количестве моль растворителя с образованием раствора концентрации гп. Значение ДЯт зависит от концентрации полученного раствора, поэтому для данной соли можно получить ряд значений ДЯт , отвечающих [c.387]

Величина АЯт отвечает образованию насыш,енного раствора ее называют полной интегральной энтальпией растворения. Промежуточной энтальпией растворения АЯ и т. п. называют изменение энтальпии, сопровождаюш,ее процесс растворения 1 моль соли в растворе концентрации т с образованием раствора концентрации m2. Значение обычно относят к средней концентрации раствора. [c.388]

Энтальпийные коэффициенты к 2 получают из калориметрических измерений интегральных молярных энтальпий разведения, которые, как было показано выше, представляют собой избыточные молярные энтальпии раствора. Если раствор, содержащий 2 молей растворенного вещества, разбавляется чистым растворителем от начальной концентрации с 2,/ ДО конечной концентрации с 2,/. то изменение энтальпии в этом процессе представляет собой разность избыточных молярных энтальпий (отнесенных к одному молю растворенного вещества при с 2,/) раствора [c.56]

Находимые из температурной зависимости Кд энтальпии и энтропии процесса электролитической диссоциации, отражающие наложение различных типов взаимодействий в растворах, будем далее называть интегральными [565]. Итак, дифференцируя выражение (1—21—а) по 1/Г, получаем [c.18]

Результаты работ ряда авторов, которые упоминались ранее, и отмеченные особенности концентрационной и температурной, зависимости интегральных свойств и парциальных величин в областях малых концентраций спирта приводят к определенному выводу о том, что при растворении в воде небольших количеств спирта структура воды сохраняется. В процессе растворения молекулы спирта заполняют полости в структуре воды, вызывая лишь незначительную ее деформацию, образуются новые водородные связи между молекулами спирта и воды. Очевидно, что емкость структуры воды относительно размещения в ней молекул спирта должна зависеть как от размеров и формы спиртовых молекул, так и от температуры, чему легко найти подтверждение на приведенных выше диаграммах. Можно полагать, что область составов растворов, в которой в основном сохраняется структура чистой воды, для растворов различных спиртов и при различной температуре определяется положением минимума на кривых парциальных объемов спирта и положением максимумов (или резким изменением вида зависимости) на кривых парциальных энтальпий и энтропий спиртов. Эта область сокращается как при увеличении молекулярного веса (и, следовательно, размеров молекул) в ряду спиртов, так и при повышении температуры. Именно тем обстоятельством, что увеличение разницы в размерах молекул воды и спиртов и повышение температуры являются факторами, приводящими к нарушению структур чистых компонентов, и объясняется отмечавшаяся выше аналогия во влиянии на термодинамические свойства изучаемых растворов повышения температуры и увеличения молекулярного веса спирта. [c.162]

Если известна интегральная теплота смешения 9см при различных концентрациях и температурах, т. е. 9см = 0, I), то теплоемкость С1-2 раствора определяют, исходя из С] и Сг чистых веществ, принимая процесс при постоянном давлении. Из уравнений (43) и (44) энтальпия (Сг + ( г) кг раствора [c.41]

Предположим, что проходит процесс растворения одного моля вещества А в х молях растворителя В. При этом образуется раствор состава А.х В энтальпию этого процесса (интегральную энтальпию растворения А до раствора А-х В) обозначим АЯ и т-Запишем это в виде уравнения [c.198]

Так как теплоты растворения или разведения представляют собой изобарные тепловые эффекты, то они могут быть выражены как разности энтальпий. Зависимость между энтальпией раствора, энтальпиями чистых компонентов и интегральной теплотой растворения можно очень легко определить при рассмотрении процесса смешения, показанного на рис. 71. Применяя первый закон, имеем [c.449]

Примером аналитического расчета может служить приведенный выше (стр. 71) расчет парциальной теплоты растворения соли СиСЬ НзО с помощью эмпирической формулы (II, 5). В этом случае измеряемая величина—интегральная теплота образования раствора из одного моля твердого гидрата СиС12 2Н20 и Г1 молей воды—равна изменению энтальпии при этом процессе [c.176]

Уравнение (IV. I) позволяет рассчитывать интегральные энтальпии растворения по данным о дифференциальных (промежуточных). Так, например, процесс растворения жидкого диоксида азота (N02) в растворах HNOз—N02 различной концентрации характеризуется следующими тепловыми эффектами (табл. 2). [c.69]

Зависимость между энтальпиями растворения и разбавления можно установить путем аналогичных рассуждений. Рассмотрим два способа получения раствора концентрации A- HjO. По первому способу растворим 1 моль вещества А в х молях Н2О — этот процесс характеризуется величиной По второму способу сначала растворим 1 моль вещества А в ni молях Н2О, причем П1<х, и определим интегральную теплоту растворения Д о Яинт(п1Н20), а затем к раствору добавим (х—Ml) молей Н2О [c.70]

Иллюстрацией последнего могут служить данные табл. 5, где сопоставляются интегральные энтальпии ионной миграции и их температурные составляющие для электролитов H3SO3H и СНз(С8Н,7)з- NSO3 H3 в к-алифатических спиртах. Обращает внимание, что величины ЛЯ тегр > О как для соли, так и для кислоты. Это противоречит данным по механизму электропроводности в данных растворах в то время как в растворе кислоты перенос тока осуществляется тоннельным эффектом (прототропный, эстафетный механизмы), в растворах соли механизм переноса тока — естественно, ионно-миграционный. Это различие в механизмах переноса тока очень хорошо отражается величинами ДЯ Хо.г в то время как для растворов кислоты этот процесс экзотермичен, в растворах соли он в соответствии с физической картиной переноса эндотермичен. Величины ЛЯ я,интегр. неоправданно велики и по абсолютной величине, так как значительно превышают энергию теплового движения молекул растворителя. [c.37]

Чем больше конечная концентрация раствора, тем меньше изменение энтальпии, связанное с раздвиганием ионов кристалла. Наибольшее значение (Яо—Я р) оно имеет при образовании бесконечно разбавленного раствора [в этом случае (Яо—Я р) = АЯрещ] наименьшее — при образовании насыщенного раствора (Я — Я р)-Таким образом, постепенное уменьшение этой разности с ростом концентрации должно увеличивать экзотермичность интегральной теплоты растворения. Как будет видно дальше, одно это явление, при отсутствии компенсации эндо-эффектами, делало бы ДЯ в случае солей щелочных металлов и галогенов в водных растворах ориентировочно на —(167—293) кДж/моль [—(40—70) ккал/моль] более экзотермичной при переходе от т = О к насыщению. В действительности для этих солей разность (АЯт=о — АЯ,) равна небольшим величинам от —6,7 (—1,6) до +18,0 кДж/моль (+4,3 ккал/моль). Следовательно, экзо-эффект сближения ионов компенсируется большим эндотермическим эффектом. В случае водных растворов сильных электролитов это, в основном, уменьшение гидратации с ростом концентрации ионов. До ГПГ, если принять неизменность координационных чисел п , происходит только ослабление связей ион—вода. Назовем этот процесс энергетичес-койдегидратацией. Именно ею, по-видимому, в основном, объясняется ход кривых АЯ = / т) и дебаевской области (см. с. 119, рис. У.1), где экзотермичность теплот разведения количественно связывается именно с ослаблением интенсивности сольватационного взаимодействия при возрастании концентрации ионов [272]. Известный вклад, разумеется, и здесь вносит изменение структуры воды под воздействием ионов электролита, различным в случаях ионов-ста-билизаторов и ионов-разрушителей этой структуры (см. стр. 115 и гл. VIII). За ГПГ к энергетической присоединяется координационная дегидратация из-за дефицита воды. [c.123]