Энтальпия процессов в растворах составляющие

В калориметрический сосуд наливают определенный объем раствора соли, включают калориметрическую установку и после записи начальной температуры эксперимента в калориметрический сосуд наливают требуемый объем раствора лиганда (суммарный объем калориметрической жидкости составляет 200 мл). Затем измеряют тепловое значение калориметра и вычисляют энтальпию процесса комплексообразования. [c.74]

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]

Поскольку жидкие (при обычных условиях) углеводороды находятся ниже критической температуры, то относительно них не составляет труда и переход к рассмотрению процесса переноса их в раствор из газовой фазы. При этом можно с хорошей степенью точности пренебрегать зависимостью энтальпии и энтропии испарения от температуры, поскольку разность между теплоемкостями жидкости и газа для углеводородов невелика ( 50 ДжХ X моль- -К- ). Для перехода к пару при Р = атм ( 10 Па) справедливо [c.27]

Обычная погрешность калориметрических методик определения энтальпий смешения составляет 1—2%. Такая сравнительно невысокая точность связана в первую очередь с особенностями калориметрии процессов смешения жидкостей [143, с. 6], а также с отсутствием должного метрологического обеспечения метода. Заметим, что при экспериментальном изучении энтальпий смешения в водных растворах неэлектролитов возникают дополнительные трудности (по сравнению с неводными растворами), связанные с чрезвычайно сложной формой концентрационной зависимости энтальпий смешения в водных системах. Таким образом, [c.96]

Экспериментально определяют только суммарные термодинамич. характеристики Г. катионов и анионов, об-ра.чуюи1нх соли. Эти величины относят к переходу иона из вакуума в р-р разделить их на составляющие для отд. ионов можно лишь приблизительно. Точность теор. расчетов энергии Г. иоиов квантовохим. и др. методами в наиб, благоприятных случаях составляет неск. процентов. Г. молекул изучена недостаточно. Энтальпия Г. молекул, отсчитанная, как и для иопов, от их стандартных состояний в вакууме, содержит вклад, обусловленный влиянием молекул растворенного в-ва на водородные связи между молекулами воды, и обычно не превышает неск. десятков кДж/моль. Крестов Г. А., Термод[1намика ионных процессов в растворах, Л., 1973 Мищенко К. П., Полторацкий Г. М., Термодинамика и строение водных и неводных растворов электролитов, 2 изд., Л., 1976. [c.131]

Физический смысл параметра Xj заключается в следующем [13]. Если молекула растворителя, адсорбированная поверхностью, вытесняется сегментом макромолекулы, то изменяется взаимодействие сетмент — растворитель. Пусть из общего числа z контактов данного сегмента или молекулы растворителя z приходится на поверхность и (г — г ) нг соседние молекулы растворителя и другие сегменты, находящиеся вне поверхности. Параметр Xs характеризует общее изменение энтальпии (в единицах кТ) в процессе обмена сегмента, имеющего 1/2 (г — г ) контактов с молекулами растворителя и 1/2 (г - г ) контактов с другими сегментами, с молекулой растворителя в растворе, имеющей 1/2г контактов с другими молекулами растворителя и l/2z контактов с сегментами макромолекул (предполагается, что адсорбционные центры имеют одинаковое число контактов с молекулами растворителя и сегментами полимерной цепи локальная объемная доля их вблизи поверхности составляет 0,5). В результате такого обмена сегмент замещает г контактов сегмент - поверхность (S—2) на 1/2г контактов полимер — полимер (2—2) и 1/2г контактов полимер — растворитель (2—1). Молекула растворителя теряет 1/2г контактов (1—2) и 1/2г контактов (1-1),но приобретает z контактов (j— 1). Другие (z — z ) контакты остаются неизменными как для молекул растворителя, так и для сегментов и не вносят вклада в общую энтальпию. Суммарная энтальпия обмена составит [c.22]

Самые большие изменения происходят в энтронии растворения величина — 18 энтр. ед. (—75,5 Дж/моль-К) для переноса из инертного растворителя в воду соответствует 5,5 ккал/моль (23 "10 Дж/моль) при обычной температуре. Это уменьшение энтропии перекрывает отрицательные изменения энтальпии —2,7 ккал/мо.ль (—11,3-10 Дж/моль) и приводит к общей положительной свободной энергии процесса +2,8 ккал/моль (11,7 -10 Дж/моль). Энтропия переноса метана из раствора в инертном растворителе в газовую фазу составляет 14 энтр. ед. (59 -10 Дж/моль-К), что соответствует увеличению подвижности дмолекул при переходе из конденсированной в газовую фазу. Большие по абсолютной величине А5= —32 энтр, ед. (—134 Дж/моль-К) энтропия переноса из газовой фазы в водный раствор и отрицательная энтропия переноса из инертного растворителя в воду могут быть следствием ограничения движения молекул растворителя, т. е. упорядочения или структурирования растворителя. Эти потери энтропии частично компенсируются увеличением степени взаимного сцепления молекул воды, что проявляется в отрицательной энтальпии переноса метана в водный раствор разность между АН и ТА8 дает общую положительную свободную энергию переноса из инертного растворителя в воду 2,8 ккал/моль (11,7 10 Дж/моль). [c.321]

Рассмотрим еше один пример рас-Движущая ипа —.pgQpg,JJ g поваренной соли. Энергия еепорядок кристалличбской решетки хлорида натрия равна 186 ккал, а энергия гидратации ионов N3+ и С1" составляет в сумме 184 ккал. Баланс не в пользу растворения, а между тем поваренная соль растворяется в воде и неплохо. В чем же причина Не ошибочны ли изложенные представления Нет, причина заключается в следующем. Рассуждая об энергетических изменениях в системе, мы до сих пор обращали внимание только на тепловые эффекты процессов, т. е. на энтальпию соответствующих стадий, и не учитывали, что на самом деле возможность самопроизвольного протекания процесса и его направление определяется в общем случае не изменением теплосодержания, а изменением свободной энергии системы. [c.83]

Катионы, находящиеся в различных позициях в кристаллах цеолитов, существенно различаются по своим энергетическим и энтропийным характеристикам. Кроме того, внутрицеолитные растворы весьма концентрированы ( 20 N в цеолите А, 18 ТУ в X, 13 в У и т. д.), количество воды составляет 1—2 молекулы на катион. Обе эти причины приводят к весьма сильной зависимости селективности от состава равновесных фаз для многих пар катионов. При этом основной вклад в численные значения коэффициентов равновесия и селективности вносит энтропийный фактор, а энтальпии ионообменных процессов невелики (0,5—2 ккал/ г-ион) [7, 9, 10]. [c.46]