Энтропия стандартное значение ионов в растворе

Из уравнения (IV.64) непосредственно следует, что в этом случае абсолютные энтропии ионов в кристалле равны истинным энтропиям ионов в растворе, отнесенным к стандартному состоянию с распределением, характерным для нейтральных частиц. В табл. IV. 15 приведены энтропии ионов в кристалле, полученные па этой основе. Там же для сравнения приведены ионные энтропии, вычисленные Капустинским и Яцимирским [15], которые в качестве исходной величины приняли значение энтропии К , равное 10 э. е. [c.152]

Значения для ионов (в водном растворе) в отличие от других стандартных значений энтропий не являются абсолютными. Они отнесены к стандартной энтропии водородного иона, принятой равной нулю. Такая условность отпадает, если вычисляют суммарную энтропию ионов, на которые распадается химическое соединение. Например, величина [c.432]

Таблица 4. Стандартные значения теплот образования и энтропий ионов в водных растворах

Чтобы энтропии веществ были сравнимы (для их сопоставления и определения изменения энтропии в различных процессах, в том числе и химических реакциях), их, как и тепловые эффекты, принято относить к определенным условиям. Чаще всего значения 5 берут при = 25° С и Р = = 1 атм при этом газы считают идеальными, а для растворов (и ионов в растворах) принимают их состояние при кон-центрации равной единице. Энтропия при этих условиях обозначается и называется стандартной энтропией. Для некоторых веществ значения Змз приведены в табл. 6. [c.38]

Концентрационные константы устойчивости позволяют получить значение энергии Гиббса образования комплексного соединения, когда в качестве стандартного состояния выбрано состояние раствора ионной силы /. Константа устойчивости, энергия Гиббса, энтальпия и энтропия образования комплекса составляют термодинамическую характеристику комплексообразования, которая позволяет оЦенить факторы, определяющие устойчивость комплексов. [c.616]

Чтобы производить вычисления, применяют стандартные величины энтропии (см. с. 95), причем чаще всего Значения гидратированных ионов вычисляются в единицах условной шкалы, в которой 5,98 иона водорода в состоянии стандартного раствора принимается равной нулю. [c.94]

В табл. 2.3 даны значения абсолютной энтропии 5° при 25° С для ряда элементов, соединений и ионов. В качестве стандартного состояния ионов в растворе выбрано гипотетическое состояние с активностью, равной единице (разд. 7.11), при 1 атм и 25° С. Абсолютной энтропии Н+ в разбавленном водном растворе произвольно приписано нулевое значение. [c.75]

Опубликованные значения ДЯс относятся к растворам с ионной силой р. от О до 4. Во многих случаях теплота ДЯс была определена при высоких значениях л, поскольку при той же ионной силе была измерена и константа устойчивости. В обширных обзорах [5—8] обсуждаются способы определения концентрационных констант равновесия (т. е. констант равновесия в растворе, где л имеет постоянное значение, большее нуля) при высокой концентрации электролита, считающегося инертным (так называемый метод постоянной ионной среды). Многие исследователи пользовались этим методом при изучении равновесий в растворе с целью преодоления трудностей, связанных с определением коэффициентов активности и вычислением термодинамической константы равновесия (т. е. константы равновесия при л = 0). Значения концентрационных констант равновесия, которые можно определить в растворе с постоянной ионной силой, пригодны дтя сравнения с другими константами, найденными при той же ионной силе в присутствии того же самого электролита. Однако с помощью значений концентрационной константы равновесия, энтальпии или энтропии, найденных при высокой ионной силе, очень трудно определить значения, относящиеся к стандартному состоянию с х = 0. В то же время лишь такие стандартные значения можно сопоставлять с другими термодинамическими данными при изучении энергии химической связи и строения комплексов. Методу постоянной ионной среды, применяемому для определения ДЯс, присущи три основных недостатка 1) дополнительно вводимый электролит в какой-то мере препятствует сольватации ионов металла, лигандов и комплекса, за счет чего система [c.16]

Положим, что энтропия катиона водорода в стандартном растворе равна нулю. Это столь же произвольное допущение, как и допущение о равенстве нулю потенциала стандартного водородного электрода. Сделав его, мы сразу же отказываемся от вычисления абсолютной величины энтропии ионов, заменив ее некоторым стандартным значением, содержащим неизвестное для нас слагаемое. Измерив непосредственно э. д. с. цепи, найдем максимальную работу процесса Л = (фн — фме) Р. [c.272]

Стандартные (25° С) тепловой эффект и изменение свободной энергии (изобарный потенциал) при образовании иона (МОз)" в водном растворе соответственно —49,372 и —26,41 ккал г-ион, стандартное значение энтропии для иона (МО3) в растворе [c.145]

Допустим, как и для совершенных ионных растворов, что теплота смешения компонентов, а следовательно, и тепловой эффект реакции равны нулю. Если учесть далее, что значения мольных энтропий компонентов в стандартном состоянии не слишком отличаются друг от друга, то и AS° = 0. [c.297]

Стандартные потенциалы ряда редокс-систем, расположенные в порядке увеличения потенциала, приведены в табл. В. 14. Потенциалы определены относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принято считать равным нулю. Следовательно, стандартный потенциал системы Ре/Ре + (еР = —0,44 В) равен э.д. с. гальванического элемента, составленного из водородного электрода и полуэлемента Ре/Ре2 в стандартном состоянии. Знак — означает, что железный электрод является отрицательным полюсом рассмотренного элемента. Положение металлов в табл. В.14 соответствует их способности переходить в раствор в виде гидратированных ионов. В стандартном потенциале отражается не только энергия решетки металла и энергия ионизации атома металла, но-также и энтальпия и энтропия гидратации ионов. Гидратацией ионов объясняется, в частности, высокое отрицательное значение стандартного потенциала лития. [c.413]

Приводимые нами данные обсуждаются только с целью использования имеющегося экспериментального материала и мы не будем останавливаться на разборе соответствующих работ в этой области. Отметим лишь, что энтропии одноатомных и комплексных ионов в водных растворах отнесены к стандартному состоянию с распределением, характерным для незаряженных частиц [7, 24, 88, 89, 91, 92, 109, 114, 127, 139]. По этой причине в табл. III. 13 и III.14 приведены численные значения термодинамических характеристик образования ионов в водном растворе и их температурные коэффициенты при стандартных условиях. При этом термодинамические характеристики образования рассчитывают как изменения соответствующих величин в реакциях [c.81]

Приведенные в настоящей главе данные отнесены к стандартному состоянию растворенного вещества (электролита или иона). За стандартное принято состояние вещества в гипотетическом идеальном растворе (в данном растворителе),причем парциальная моляльная энтальпия и теплоемкость растворенного вещества в этом растворе имеют такие же значения, как в реальном бесконечно разбавленном растворе (в том же растворителе), а значения энтропии и энергии Гиббса те же, что и в идеальном растворе с моляльностью, равной единице. В качестве стандартного состояния растворителя принято его состояние в виде чистого вещества. В скобках помещены приближенные значения (в частности, полученные экстраполяцией или сравнительным расчетом). [c.94]

Приведенные в литературе константы равновесия для комплексов, как правило, не являются термодинамическими величинами К, так как измерения почти всегда ведутся при постоянной и высокой ионной силе. Также и методы исследования равновесий комплексообразования, описанные в следующих главах, дают всегда концентрационные константы Кс, относящиеся к определенной ионной концентрации с. Связанные с величиной Кс значения свободной энтальпии ДС< , энтальпии и энтропии относятся к реакции образования комплекса в соответствующем солевом растворе в качестве растворителя. Таким образом, в противоположность указанным выше величинам с индексом здесь имеется в виду другое стандартное состояние, а именно состояние солевого раствора определенной ионной силы . [c.18]

Абсолютные значения энтропии в стандартных условиях (/ = = 25°, р = 1 атм) вычислены для многих веществ на основании теплоемкости их и скрытой теплоты изменения агрегатных состояний. Следовательно, возможно вычисление и А5. Однако термохимические данные не позволяют определять энтропию ионов в растворах, а при вычислении работы электрохимических процессов энтропия ионов непременно будет входить в величину А5. [c.272]

В настоящее Приложение включены значения термодинамических свойств ионов и молекул в состоянии раствора. В Приложение включены вещества, вошедшие в I—1П выпуски настоящего справочника. Приведенные в Приложении энтальпии образования взяты из этих выпусков. Значения стандартных изобарных потенциалов образования и стандартной энтропии были выбраны в результате анализа литературных данных. Ссылки на использованные при этом литературные источники даны в отдельной таблице Приложения. В предисловии к данному выпуску даны пояснения принятого для растворов стандартного состояния и условного нуля отсчета значений термодинамических свойств. [c.281]

ТАБЛИЦА ЗНАЧЕНИЙ СТАНДАРТНЫХ ИЗОБАРНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ ОБРАЗОВАНИЯ И ЭНТРОПИИ ИОНОВ И МОЛЕКУЛ В СОСТОЯНИИ РАСТВОРОВ, РАССМОТРЕННЫХ В 1 - П1 ВЫПУСКАХ СПРАВОЧНИКА [c.282]

В тз блице приведены ссылки на литературные источники, использованные при выборе стандартных изобарных потенциалов образования и энтропий ионов и молекул в состоянии раствора. Литературные ссылки для значений стандартных энтальпий образования, приведенных в таблицах принятых значений этого Приложения, даны в соответствующих выпусках настоящего справочника. [c.286]

Начиная с IV выпуска в справочнике наряду со стандартными энтальпиями образования будут приводиться также значения стандартных изобарных потенциалов образования и стандартных энтропий ионов и молекул в состоянии раствора. Для тех веществ, энтальпии образования которых были приняты в I—III выпусках, эти значения даются в Приложении V к настоящему выпуску. [c.7]

Стандартные энтропии. Чтобы энтропии веществ можно было сопоставлять и определять изменения энтропии в различных процессах, в том числе и химических реакциях, их, как и тепловые эффекты, принято относить к определенным условиям. Чаще всего значения 5 рассматривают при р = 101 кПа (1 атм) при этом газы считают идеальными, а для растворенных веществ (и ионов в растворах) пригшмают стандартное состояние, отвечающее концентрации, равной 1 моль/кг Н2О, предполагая, что раствор обладает свойствами бесконечно разбавленного раствора. Энтропия при этих условиях обозначается 5° и называется стандартной энтропией . [c.179]

Величина растворимости иодистого серебра в воде при 298,1° К лежит в пределах между 2,3-10" — 2,5-10" г в 100 г раствора [39]. Для наших целей такое небольшое различие не имеет значения, и для стандартного изменения свободной энергии Гиббса при переходе одного моля кристаллической соли в водный раствор с объемом в один литр (т. с. в раствор с гипотетической активностью, равной единице) получим = 21 810 50 кал. Известно также, что AI7 для этого процесса равно 26 710 кал. Следовательно, Д6 1= (АЯ —А( )/Г = 16,44 кал/молъ-град. Эта величина представляет собой избыток энтропии ионов (вернее, раствора, по в данном случае весь эффект приписывается растворенному веществу) в стандартном состоянии над энтропией кристалла, которая, как можно определить по теплоемкости твердого тела, равна 27,6 кал/молъ-град. [c.249]

Представление об идеализированном стандартном состоянии как растворе с бесконечным разбавлением ошибочно. Лишь некоторые термодинамические функции системы в гипотетическом стандартном состоянии равны соответствующим величинам при бесконечном разбавле-НИИ (средний ионный коэффициент активности, парциальное моляльнсе теплосодержание, теплоемкость и объем растворенного вещества). Значения химйческого потенциала и парциальной моляльной энтропии при бесконечном разбавлении стремятся к бесконечности, и, естественно, не совпадают со значениями этих величин в стандартном состоянии (см. [65], стр. 47, 54). [c.15]

В работе 15, стр. 5] нами был проведен аналогичный расчет, соответствующий третьему методу сравнительного расчета [65] мы сравнивали энтропии водных одноатомных ионов при стандартной и заданной температурах в интервале 0—100 °С через каждые десять градусов. При вычислениях использовали температурную шкалу энтропии протона в растворе, полученную на основе экспериментальных значений 2 Д 5гидр (Н+ + СГ) при различных температурах [102] равенства = —2,1 э. е. [103] и метода деления 2 на ионные составляющие [104]. [c.47]

Значения термодинамических свойств ионов в водном растворе, приводимые в настоящем справочнике, вычислены в условной щкале, где энтальпия образования, изобарный потенциал образования, энтропия и теплоемкость иона водорода в состоянии стандартного раствора приняты равными нулю. [c.7]

Калориметрическим методом измерены тепловые эффекты взаимодействия растворов лимонной кислоты с раствором НС1 при нескольких значениях pH, температурах 288.15, 298.15 и 308.15 К и значениях ионной силы 0.1,0.2 и 0.3 на фоне хлорида тетраэтиламмония (ТЭАС1). Тепловые эффекты диссоциации кислоты рассчитаны с использованием программы RRSU . Рассмотрено влияние концентрации фонового электролита и температуры на теплоты диссоциации лимонной кислоты. Отмечено, что рост ионной силы приводит к увеличению эндотермичности процессов ионизации, температура оказывает противоположное влияние. Экстраполяцией на нулевую ионную силу найдены стандартные тепловые эффекты протолитических равновесий в растворе лимонной кислоты. Рассчитаны изменения энтропии и теплоемкости. Измерены тепловые эффекты растворения кристаллической лимонной кислоты в водных растворах гидроксида тетраэтиламмония (ТЭАОН) при [c.19]

Стандартные энтропии. Чтобы можно было сопоставлять энтропии веществ и определять изменения энтропии в различных процессах, в том числе в химических реакциях, их, как и тепловые эффекты, принято относить к определенным условиям. Чаще сего значения 5 рассматривают при р-101 кПа (1 атм), при этом газы считают идеальными, а для растворенных веществ (и ионов в растворах) прилимают стандартное состояние, отвечающее концентрации, равной 1 моль/кг Н О, предполагая, что раствор обладает свойствами бесконечно разбавленного раствора. Энтропия при этих условиях называется стандартной энтропией и обозначается 5. Наряду со значениями ] пользуются и величинами 5г, однако высокотемпературные значения энтропии известны для сравнительно небольшого числа веществ. [c.191]

Обычно в качестве стандарта для относительной грамм-ионной энтропии принято 5н+,аг "=0. Этот выбор, конечно, является произвольным, и делались попытки получить абсолютные значения стандартной парциальной моляльной энтропии Щд и С1а1з. Различные методы были критически рассмотрены Конуэем и Бокрисом в предыдущем томе этой серии [53]. Из изучения термоцепей для 5н+,ад могут быть рекомендованы значения от —4,7 до —6,3 ( 4) э. ед. Если для стандартной энтропии Н+ принять значение Закура —Тетроде, равное 26 э. ед., то стандартная энтропия сольватации протона в водных растворах составит примерно —31 4 э. ед. С учетом теплоты сольватации, обсуждавшейся выше, это даст стандартную свободную энергию сольватации в воде около —252 ккал-моль . [c.98]

Проведенное Хомутовым [140] сопоставление разных путей расчета s рамках принятых допущений (пренебрежение различием в энтропиях атомов металлов и их ионов, что позволяет использовать /2,3 вместо ДС° разделение ДОгидр на ионные составляющие с использованием методов Мищенко и Измайлова, либо подсчет этой величины по формуле Борна и т. д.) показало хорошее согласие, а отличия от экспериментально определенных величин Е°у во многих случаях не превышали 10 мВ. Сопоставление значений для разных систем, полученных без допущения ДС + = 0, позволили определить аб< солютное значение стандартного потенциала для системы Н+/Н2, которое оказалось равным —4,59 + 0,01 В. Это значение (принятое в шкале нормального водородного электрода за нуль) в сочетании с потенциалами нулевого заряда металлов может быть использовано для оценки скачков потенциала на границе электрод — раствор [140]. [c.81]

Значение энтропии активации зависит от выбора стандартного состояния системы или, что то же самое, от выбора концентрационных единиц. Однако при любом выборе Д 5 становится более отрицательной для реакции между двумя полиатомными молекулами, чем для реакции между двумя атомами. Значение энтропии активации дает возможность судить о характере активированного комплекса. В координационной химии кинетика и механизм реакций чаще всего изучаются в растворах. Для реакций между ионами одного знака, как правило, энтропия уменьшается при переходе от реагентов к активированному комплексу. Это связано с сольватационными (де-сольватационными) процессами. Если активированный комплекс образуют ионы противоположного знака, то в переходном состоянии реагирующие ионы будут частично десольва-тироваться. Это связано с тем, что при объединении ионов с различными зарядами общий [c.240]

Приведенные в настоящем справочнике значения стандартных изобарных потенциалов образования и стандартных энтропий ионов и веществ в состоянии раствора относятся к стандартному состоянию, за которое принимается гипотетический идеальный раствор, в котором парциальная мольная энтальпия и теплоемкость растворенного вещества равны таковым для состояния реального бесконечно гразбавленного раствора, а энтропия и изобарный термодинамический потенциал — те же, что и в идеальном растворе с моляльностью, равной единице. Обозначение стандартного со- [c.7]

Не приведены термодинамические характеристики сильных электролитов в водном растворе, поскольку они могут быть рассчитаны суммированием значений для их ионов. В данный раздел не вошли молекулы и радикалы в состоянии идеального газа, для которых значения стандартной энтропии и энергии Гиббса образования при 298,15 К неизвестно значения стандартной энтальпии образования для таких молекул и радикалов можно оценить с нспользованнем данных разд. 3.5 и 3.6. [c.162]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология