Меню

Энтальпии растворения веществ таблица



Определение энтальпии растворения вещества, используя удельную теплоемкость раствора

Задача 458.
При растворении 10 г NаОН в 250 г воды температура повысилась на 9,70 °С. Определить энтальпию растворения NаОН, принимая удельную теплоемкость раствора равной 4,18 дж/(г . К).
Решение:
М(NaOH) = 40г/моль. При растворении 10 г NаОН в 250 г воды температура повысилась на 9,70 °С, при этом образуется довольно разбавленный раствор. Общая масса раствора (m) равна 260 г (250 + 10 = 260). По повышению температуры t) находим количество выделенной теплоты по формуле:

где
c — удельная теплоёмкость вещества, m — масса раствора, t — повышение температуры.

Q = 4,18 . 260 . 9,70 = 10541,96 Дж или 10,542 кДж.

Изменение энтальпии 10 г щёлочи составляет 10,542 кДж, а мольная масса NaOH — 40 г/моль. Отсюда энтальпия растворения NaOH находим из пропорции:

10 : (-10,542) = 40 : х; х = [40 . (-10,542)]/10 = — 42,2 кДж/моль.

Ответ: — 42 кДж/моль.

Задача 459.
При растворении одного моля в 800 г воды температура повысилась на 22,4 К. Определить энтальпию растворения H2SO4, принимая удельную теплоемкость раствора равной 3,76 Дж/(г . К).
Решение:
Мольная масса равна 98г/моль. При растворении одного моля кислоты образуется довольно разбавленный раствор, удельная теплоёмкость (с) которого равна 3,76 Дж/(г . К). Общая масса раствора (m)равна 898 г (800 + 98 = 898). По повышению ( t) рассчитаем количество выделенной теплоты по формуле:

Q = 3,76 . 898 . 22,4 = 75,6 кДж/моль.

Количество выделенной или поглощенной теплоты при растворении 1 моля вещества численно равно энтальпии растворения, причём при выделении теплоты энтальпия принимает отрицательное значение. Тогда энтальпия растворения H2SO4 равна 75,6 кДж/моль.

Ответ: 75,6 кДж/моль.

Задача 460.
Энтальпия растворения NH4NO3 в воде равна H = 26,7 кДж/моль. На сколько градусов понизится температура при растворении 20 г NH4NO3 в 180 г Н2О, если удельную теплоемкость получающегося раствора принять равной 3,76 Дж/(г . К)?
Решение:
M(NH4NO3) = 80 г/моль.
Энтальпией растворения вещества называют изменение энтальпии при растворении 1 моля этого вещества в данном растворителе. Энтальпия вещества рассчитывается по формуле:

энтальпия растворения вещества

где
Q — количество поглощенной или выделившейся теплоты при растворении вещества, m(B) — масса растворённого вещества, MЭ(В) — мольная масса растворённого вещества.

энтальпия растворения вещества

энтальпия растворения вещества

Ответ: 8,9 К.

  • Вы здесь:
  • Главная
  • Задачи
  • Химия-Глинка
  • Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты. Задачи 843- 846

Источник

Энергетика химических процессов. Закон Гесса

Материалы портала onx.distant.ru

Тепловой эффект процесса

Количество выделенной (или поглощенной) теплоты Q в данном процессе называют тепловым эффектом процесса. Экзотермической является реакция, протекающая с выделением теплоты, а эндотермической – с поглощением теплоты из окружающей среды.

Для лабораторных и промышленных процессов наиболее типичен изобарный режим (Р=const). Поэтому обычно рассматривают тепловой эффект при Р,Т = const, т.е. изменение энтальпии процесса ΔН.

Следует отметить, что абсолютные значения энтальпии Н определить не представляется возможным, так как не известна абсолютная величина внутренней энергии.

Читайте также:  Таблица планирования отгрузок и оплат

Для экзотермической реакции (Q > 0) ΔН 0.

Термохимические уравнения

Химические уравнения, в которых дополнительно указывается величина изменения энтальпии реакции, а также агрегатное состояние веществ и температура, называются термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях отмечают фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ: г – газообразное, ж – жидкое, к – кристаллическое; S(ромб), S(монокл), С(графит), С(алмаз) и т.д.

Важно подчеркнуть, что с термохимическими уравнениями можно проводить алгебраические операции сложения, вычитания, деления, умножения.

Закон Гесса

Изменение энтальпии (внутренней энергии) химической реакции зависит от вида, состояния и количества исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути процесса.

Следствия из закона Гесса

  1. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).
  2. Изменение энтальпии реакции равно сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов).

Стандартные термодинамические величины

Стандартные термодинамические величины – это такие величины, которые относятся к процессам, все ингредиенты которых находятся в стандартных состояниях.

Стандартным состоянием вещества, находящегося в конденсированной фазе (кристаллической или жидкой), является реальное состояние вещества, находящегося при данной температуре и давлении 1 атм.

Следует подчеркнуть, что стандартное состояние может иметь место при любой температуре.

Обычно тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции приводится для температуры 25 о С (298,15 К) и давления 101,325 кПа (1 атм), т.е. указывается стандартная энтальпия ΔН о 298.

Стандартные энтальпии образования и сгорания

Стандартная энтальпия образования ΔН о f,298 (или ΔН о обр,298) – это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества присутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Например , ΔН o f,2982О(ж)) = — 285,83 кДж/моль соответствует изменению энтальпии в процессе

при Т = 298,15 К и Р = 1 атм.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю по определению (для наиболее устойчивых их модификаций при данной температуре).

Стандартной энтальпией сгорания ΔН o сгор,298 называют энтальпию сгорания вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии с образованием СО2(г), Н2О(ж) и других веществ, состав которых должен быть специально указан. Все продукты сгорания также должны находиться в стандартном состоянии.

Примеры решения задач

Задача 1. Используя справочные термодинамические данные вычислить ΔН o 298 реакции:

Решение. Решим задачу, используя оба следствия из закона Гесса. Ниже для исходных веществ и продуктов реакции приведены значения энтальпий образования и сгорания в кДж/моль (энтальпия сгорания сероводорода до SO2(г) и H2O(ж)):

Вещество H2S(г) O2(г) SO2(г) H2O(ж)
ΔН o f,298 -20,60 -296,90 -285,83
ΔН o сгор,298 -562,10

Cогласно первому следствию закона Гесса энтальпия этой реакции ΔН о х.р. равна:

Читайте также:  Палладий таблица менделеева название

В соответствии со вторым следствием закона Гесса получаем:

ΔН о х.р.,298 = 2ΔН о сгор,298(H2S(г)) = 2(-562,10) = — 1124,20 кДж.

Задача 2. Вычислите ΔН о 298 реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г), используя следующие данные:

Определите стандартную энтальпию образования NH3(г).

Решение. Поскольку с термохимическими уравнениями можно производить все алгебраические действия, то искомое уравнение получится, если:

      • разделить на два тепловой эффект первого уравнения и изменить его знак на противоположный, т.е:
      • умножить на 3/2 второе уравнение и соответствующую ему величину δН o , изменив ее знак на противоположный:
      • сложить полученные первое и второе уравнения.

Таким образом, тепловой эффект реакции N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) равен:

Δ Н о 298 = (- ΔН о 1/2) + (- 3/2·ΔН о 2) = 765,61 + (- 857,49) = — 91,88 кДж.

Поскольку в рассматриваемой реакции образуется 2 моль NH3(г), то

ΔН о f,298(NH3(г)) = — 91,88/2 = — 45,94 кДж/моль.

Задача 3. Определите энтальпию процесса

если при 298,15 К энтальпия растворения CuSO4(к) в n моль Н2О с образованием раствора CuSO4(р-р, nH2O) равна –40, а энтальпия растворения CuSO4·5H2O(к) с образованием раствора той же концентрации равна +10,5 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о 1 = ΔН о 2 + ΔН о х (по закону Гесса). Отсюда получаем:

ΔН о х = ΔН о 1 – ΔН о 2 = – 40,0 – 10,5 = -50,5 кДж.

Другой вариант решения.

По закону Гесса: ΔН о 1 = ΔН о х+ ΔН о 3, т.е. при сложении уравнений (2) и (3) получим уравнение (1).

Задача 4. Вычислите энтальпию образования химической связи С= С в молекуле этилена, если его стандартная энтальпия образования равна 52,3 кДж/моль, энтальпия возгонки графита составляет 716,7 кДж/моль, энтальпия атомизации водорода равна +436,0 кДж/моль, энтальпия образования связи С–Н равна –414,0 кДж/моль.

Решение. Составляем цикл Гесса:

ΔН о (С = С) = 52,3 — 2·716,7 — 2·436,0 + 4·414,0 = — 597,1 кДж/моль.

Задачи для самостоятельного решения

1. Составьте уравнение реакции, для которой ΔН о соответствует стандартной энтальпии образования ВaCl2·2H2O(к).

Источник

Энтальпии растворения веществ таблица

Термодинамические показатели органических соединений

В табл. 3.6.3 приведены: молярная теплоемкость и стандартная молярная энтропия органических соединений, изменения молярной стандартной энтальпии и энергии Гиббса при их образовании, изменение молярной стандартной энтальпии при сгорании, плавлении и испарении веществ.

Соединения расположены по эмпирическим формулам в соответствии с системой Хилла (в порядке возрастания числа атомов С, Н, Br, Cl, F, I. N, О, S).

В графе «Состояние» указано агрегатное состояние вещества в стандартных условиях, к которым относятся данные последующих четырех граф. В качестве стандартных условий во всех случаях приняты температура 25 °С (298,15 К) и давление 1,01325 · 10 5 Па. Температуры плавления и кипения приведены при стандартном давлении (1,01325 · 10 5 Па).

Читайте также:  Термодинамические свойства жидкостей таблица

В таблице приняты следующие обозначения:
— стандартная молярная теплоемкость вещества, Дж/(моль · К);
S 0 — стандартная молярная энтропия вещества, Дж/(моль · К);
ΔfН 0 — стандартная молярная энтальпия образования, т. е. изменение энтальпии при образовании 1 моль данного соединения из простых веществ, когда все вещества этой реакции находятся в стандартном состоянии, кДж/моль;
ΔfG 0 — стандартная молярная энергия Гиббса образования, т. е. изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль данного соединения из простых веществ, когда все вещества этой реакции находится в стандартном состоянии, кДж/моль;
ΔcН 0 — стандартная молярная энтальпия сгорания вещества, кДж/моль;
Tпл — температура плавления, °С;
ΔfusН 0 — стандартная молярная энтальпия плавления (теплота плавления), кДж/моль;
Tисп — температура испарения, °С;
ΔvapН 0 — стандартная молярная энтальпия испарении (теплота испарения), кДж/моль.

Энтальпия сгорания ΔcН 0 относится к указанному слева агрегатному состоянию вещества при 20 °С; если указания на состояние отсутствует, ΔcН 0 относится к стандартному состоянию вещества в газовой фазе. В качестве продуктов сгорания приняты: СО2, N2, галогениды водорода, SO2 в газообразном состоянии, Н2О в жидком состоянии.

Таблица 3.6.3 (начало)

Термохимические характеристики органических соединений

Источник

Термодинамика растворения

Растворение является совокупностью трех процессов: 1) перехода компонентов из индивидуального состояния в раствор (фазовый переход); 2) химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем (гидратация); 3) распределения гидратов по всему объему раствора (диффузия).

Энтальпия диффузии незначительна, поэтому её можно не учитывать. Фазовый переход всегда сопровождается поглощением тепла (∆Нф.п > O), а гидратация – выделением (ΔНгидр

2) Энтальпия растворения равна сумме энтальпий фазового перехода и гидратации. Энтальпия фазового перехода известна из условия задачи (18,49 кДж/моль). Вычисляем энтальпию гидратации:

DHгидр = DНр-ния – DНф.п = –8,64 – 18,49 = –27,13 кДж/моль

Энтропия растворения вещества складывается из значений энтропии фазового перехода, гидратации и диффузии.

При растворении газов энтропия уменьшается на стадиях фазового перехода и гидратации, но увеличивается за счет диффузии. В целом энтропия при растворении газов уменьшается.

При растворении твердых веществ фазовый переход и диффузия сопровождаются увеличением энтропии, которое намного превышает уменьшение энтропии при гидратации. В целом энтропия при растворении твердых веществ увеличивается.

Растворение жидкостей сопровождается также увеличением энтропии, так как их структура ближе к структуре кристаллов, нежели газов.

Образование раствора происходит самопроизвольно, следовательно, энергия Гиббса процесса растворения отрицательна:

ΔGр-ния = ΔНр-ния – Т·ΔSр-ния O), так как возрастание энтропии велико и энтропийный фактор (Т·ΔSр-ния) превышает энтальпийный (ΔНр-ния).

До тех пор, пока ΔGр-ния 0, то состояние насыщения не наступает. Вещества, не образующие насыщенных растворов, называются неограниченно растворимыми. Это серная, фосфорная, хлорная и некоторые другие кислоты.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник

Adblock
detector