Способы выражений концентрации растворов

Растворами называются однородные гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов (составных частей). Любой раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. Растворитель является средой, в которой растворяемые вещества равномерно распределяются в виде различных частиц – молекул, атомов, ионов, которые связаны друг с другом силами физического или химического взаимодействия.

Растворы могут существовать в любом из трех агрегатных состояний – жидком, твердом и газообразном. Растворителем обычно называют вещество, которое в процессе приготовления раствора не изменяет агрегатного состояния. Если же оба компонента в чистом виде находились в одном и том же агрегатном состояние (например, этиловый спирт и вода), то растворителем считается тот компонент, который находится в избытке.

Растворение многих веществ сопровождается соответствующим тепловым эффектом, что указывает на происходящее при этом химическое взаимодействие растворителя и растворенного вещества. Такое взаимодействие носит название сольватации или в случае водных растворов – гидратации.

 Концентрация показывает содержание растворенного вещества в единице массы (объема) раствора.

а). Массовая концентрация (процентная концентрация раствора помассе) обозначается- w. Процентная концентрация раствора показывает, сколько единиц массы растворенного вещества содержится в ста единицах массы раствора:

,                                                 (1)

б) Молярная концентрация (или мольная) показывает число моль растворенного вещества, содержащихся в 1л раствора, С – обозначение

молярной концентрации, моль/л. Молярная концентрация раствора (моль/л), рассчитывается по формуле:

                              ,                                                                  

где m – масса растворенного вещества, г; M – молярная масса растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л (см³, мл).

Для определения массы раствора часто используют значения плотности раствора ρ (кг/м³, г/см³) и его объем V (м³, см³, мл):

m _{раствора} = V _{раствора} ^. ρ _{раствора} (кг, г)

в) Моляльная концентрация показывает сколько молей вещества содержится в 1 килограмме растворителя. Моляльную концентрацию определяют по формуле:

C_мол =1000∙m _р._в-ва/М _р.в-ва∙М _р-теля,

 где m_{р. в- ва} – масса растворенного вещества, г; M _{р. в-ва}  – молярная масса растворенного вещества г/моль; М_р-теля- молярная масса растворителя, г/моль.

г) Нормальная концентрация показывает, сколько грамм-эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 литре раствора. Нормальность определяют по формуле:

N = m_р.в-ва ∙1000/ Э ∙V,

где m _{р. в-ва} - масса растворенного вещества, г; Э- эквивалент вещества, г/г-экв.; V- объем раствора, мл.

Эквивалент сложного соединения- масса вещества, выраженная в граммах, которая в химических реакциях эквивалентна (равнозначна) 1,008 г водорода или 8,000 г кислорода.

Э _{кислоты} = М _{кислоты}/n; Э _{основания} = М _{основания}/В; Э _соли= М _соли/В∙И,

где М- молярные массы, г/моль; n – количество атомов водорода в молекуле кислоты; В - валентность металла; И- индекс металла. Во всех химических реакциях взаимодействуют эквивалентные количества веществ, независимо от того, являются эти вещества простыми или сложными.

Примеры решения типовых задач

Пример 1. Определите валентность N – в NH_3, Н – в Н₂О, F – в HF?

Решение. Строение валентного (внешнего) электронного уровня азота - …2s² 2p³,  фтора -…2s² 2p⁵,  водорода – 1s¹,

У водорода на электронном уровне электрон, значит - валентность его в Н₂О равна 1; у азота на внешнем слое 3 неспаренных электрона, следовательно валентность азота в NH₃ равна 3; у фтора на внешнем слое 1 неспаренный электрон, значит валентность фтора в HF равна 1.

Пример2. Определите степени окисления атомов в следующих соединениях:

a) H₂SO₄, б) Al₂O_3, в) K₃PO₄

Решение: В H₂SO₄ определим степень окисления серы. Так водород имеет степень окисления (+1), кислород (-2), а сумма степеней окисления равна 0, то решая простейшее уравнение, где х – степень окисления серы в H₂SO₄:

2^. (+1)+ х + 4^. (-2) = 0 x =+6

В Al₂O₃ определим степень окисления Al, она равна (+3).

В K₃PO₄ определим степень окисления фосфора 3 ^. (+1) + х + 4 ^. (-2) = 0; х = +5, т.е. степень окисления фосфора +5. (+1) – степень окисления калия т.к. он находится в 1 группе; (-2) – степень окисления кислорода.

Пример 3. Составьте уравнение реакции с помощью метода электронного баланса:

                                               P⁰+O₂⁰         P₂⁺⁵O₅^-2

                                                                              ^{восст. окислит.}

Решение.                    а) P⁰ – 5е    P⁺⁵  – реакция окисления

                                   O₂+ 4е         2O^-2   – реакция восстановления

б) P⁰ – 5е      P⁺⁵       х4

O₂+ 4 е    2O^-2     х5

4P+5O₂=2P₂O₅ – уравнение составлено.

Пример 4. Составьте уравнение электронного баланса:

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1     KCl+Mn⁺²Cl₂+Cl₂⁰+H₂O

                                                          ^{окислит.            восст.}

Решение.           а) Mn⁺⁷+5е   Mn⁺² – реакция восстановления

                          2Cl^-1 -2е    Cl₂⁰ – реакция окисления

                     б) Уравняем число отданных и принятых электронов:

                                                          Mn⁺⁷+5е       Mn⁺²     х2

                                                         2Cl^-1 - 2е        Cl₂⁰     х5

                     2Mn⁺⁷+10Cl^-  2Mn⁺²+5Cl₂

2KMnO₄ + 10HCl         2KCl+2MnCl₂+3Cl₂+5H₂O – уравнение составлено.

Пример 5. Сколько грамм КОН необходимо взять для приготовления его 12% раствора.

Решение. 12 % раствор КОН содержит, например, 12 г КОН в 100 г раствора и для его приготовления следует взять 12 г КОН и 88 г растворителя (например, воды).

Пример 6. Определить процентную концентрацию раствора хлорида калия – KCl, содержащего53 г KCl в 0,5 л раствора. Плотность раствора ρ =1,063 г/см³.

Решение.

1. Определяем массу 0,5 л раствора

m _р = V _р ^. ρ _р = 500 мл ^. 1,063 г/мл = 531,5 г раствора(1 мл = 1 см³).

2. Определяем процентную концентрацию раствора KCl по формуле (1)

w = 53 ^. 100/53, 5 = 9,98 ≈ 10%.

Пример 7. Какова масса гидроксида натрия NaOH, содержащегося в 200 см³ раствора, если молярная концентрация раствора равна 0,2 моль/л.

Решение:

1. Молярная масса NaOH составляет М = 23+16+1 = 40 г/моль;

2. n = C ^. V

В 1000 см³ 0,2М раствора содержится 0,2 моль NaOH

             n = (200^. 0,2) /1000 = 0,04 моль NaOH в 200 см³ раствора;

3. Масса NaOH, содержащаяся в 200 см³ раствора составит:

m = n ^. M = 0,04 моль ^. 40 г/моль = 1,6 г.

Основные понятия. Термохимия. ЗаконГесса. Расчет тепловых эффектов химических реакций

       Основными задачами химической термодинамики являются:

  - определение тепловых (энергетических) эффектов химических реакций и фазовых переходов;

   - установление принципиальной возможности и направления самопроизвольного (без затрат энергии извне) протекания процессов в заданных условиях;

   - определение условий химического равновесия.

      Теоретическая база химической термодинамики– три начала (закона) термодинамики и их следствия [1-2] 

Основные понятия химической термодинамики

    Система – совокупность веществ (компонентов) в указанном фазовом состоянии, находящихся во взаимодействии и отделенных от окружающей среды условной или реальной граничной поверхностью.

     Гомогенной называется физически однородная система, внутри которой нет поверхностей раздела между частями системы с различными свойствами. Гомогенными системами являются, например, физически однородные жидкие или твердые растворы, чистый сухой воздух. 

     Гетерогенные системы физически неоднородны, имеют поверхности раздела между частями с различными свойствами и состоят из двух или более фаз.

     Фаза – совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по химическому составу, структуре, физическим и химическим свойствам и отделенных от других частей системы поверхностью раздела. 

В химической термодинамике рассматриваются только макроскопические системы, состоящие из очень большого числа частиц – поскольку только к этим системам применимы такие понятия как температура, давление, теплота и некоторые другие.  

Взаимодействие системы с окружающей средой может происходить путем обмена энергией и веществом.

    Система, которая, при взаимодействии с окружающей средой, обменивается с ней веществом и энергией, называется открытой(незамкнутой). Если имеет место только обмен энергией, то система называется закрытой (замкнутой). В том случае, когда системой не осуществляется ни один из перечисленных видов взаимодействий, она называется изолированной.

     Состояние системы. Состояние системы характеризуется совокупностью всех ее физических и химических свойств, таких как масса, объем, давление, температура, химический состав, и др.

    Параметрами состояния называются те свойства системы, которых оказывается достаточно для однозначной характеристики ее состояния, например: P, V, T. Иногда возможные состояния системы удается описать с помощью уравнений состояния, в которых параметры состояния выступают в роли независимых переменных. Термодинамические свойства системы, изменение которых при переходе из одного состояния системы в другое, зависит от пути (способа) перехода, называются функциями процесса.

Термодинамические свойства системы, изменение которых при переходе из одного состояния системы в другое зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути (способа) перехода, называются термодинамическими функциями состояния (U, H, S, G).

    Внутренняя энергия. Внутренняя энергия (U) представляет собой функцию состояния, которая характеризует общий запас энергии системы и включает в себя все виды энергий движения и взаимодействия всех частиц, составляющих систему, но в нее не входят кинетическая энергия системы в целом и потенциальная энергия, определяемая ее положением в поле внешних сил.

    Работа и теплота.

     Работа и теплота – две возможные формы передачи энергии от одной системы к другой.

     Работа (W)– макроскопическая форма передачи энергии. W характеризует обмен энергией в форме кинетической энергии направленного (упорядоченного) движения частиц и является мерой энергии, передаваемой от одного тела к другому за счет перемещения масс под действием каких либо сил. В химической термодинамике обычно рассматривают полезную работу в том числе работу расширения или сжатия газа:

W = р · Δ V,  (dW = р · dV),

где р – давление, Па; Δ V – изменение объема газа, м³.

    Теплота (Q) является формой передачи энергии от одной системы к другой за счет столкновений молекул соприкасающихся тел, т.е. путем теплообмена. Теплота- микроскопическая, неупорядоченная, фор­ма передачи энергии хаотически двигающимися частицами. На­правление передачи теплоты определяется температурой. Теплота является функцией процесса. Понятия теплоты и работы применимы только к процес­сам, но не к состоянию системы. 

     Тепловой эффект химической реакции  – количество тепла, которое выделяется или поглощается при необрати­мом проведении реакции в условиях, когда температуры исходных веществ и продуктов реакции одина­ковы, давление или объем постоянны (p = const или V = const), не совершается никакой другой работы, кроме работы расширения (сжатия).

Термодинамические процессы

     Всякое изменение параметров состояния называется процессом. Все процессы условно подразделяют на самопроизвольные (спонтанные) и несамопроизвольные. Самопроизвольно протекающий процесс в конечном итоге приводит систему в состояние равновесия. Если процесс осуществляется при неизменной температуре (T = const), его называют изотермическим. Процесс, протекающий при постоянном давлении (p = const) называется изобарным, а если V =const – изохорным. Когда одновременно поддерживаются неизменными либо давление и температура (p = const и T = const), либо объем и температура (V = const и T = const), такой процесс называют, соответственно, изобарно-изотермическим или изохорно-изотермическим. Если неизменной остается энтропия – изоэнтропийным, и т.д. Процесс, протекающий без теплообмена с окружающей средой, называется адиабатическим.  

     Равновесный и обратимый процессы. Равновесным (или квазистатическим) называется процесс, в котором система непрерывно проходит последовательный ряд равновесных состояний. Если процессы в системе и окружающей среде протекают равновесно и имеется возможность возвращения системы из промежуточного или конечного состояния в исходное таким образом, чтобы в окружающей среде не осталось никаких изменений, то равновесный процесс в системе называется обратимым. Равновесные и обратимые процессы могут протекать только бесконечно медленно. Принципиальной особенностью таких процессов является то, что работа, совершаемая системой в ходе обратимого процесса (при переходе из начального состояния в конечное), является максимальной, а работа затрачиваемая на обратный перевод системы в исходное состояние – минимальной.

                               Первое начало термодинамики

      Энергия не творится из ничего и не исчезает бесследно, а только превращается из одной формы в другую в эквивалентных количествах.  

Для бесконечно малого процесса его можно представить в виде:

         где Q – теплота процесса;

               U – внутренняя энергия системы;

              W – работа, совершаемая системой или над системой в термодинамическом процессе.

      Теплота и работа являются функциями процесса, их изменение зависит от пути протекания процесса. Поэтому бесконечно малые величины теплоты и работы не обладают свойствами дифференциала и для их обозначения используют греческую букву δ. Внутренняя энергия, напротив, является функцией состоя­ния, поэтому для обозначения её бесконечно малого изменения используется знак дифференциала d.

Для закрытой системы: в любом процессе изменение внутренней энергии (Δ U) закрытой системы равно разности между количеством подведенной теплоты (Q) и количеством совершенной работы (W):

Δ U = Q – W

    Согласно первому началу термодинамики теплота, подведенная к закрытой системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии и совершение работы против внешнего давления.

       Положительной считают теплоту, подведенную к системе, а отрицательной – отведенную от нее. 

      Теплота и работа являются функциями процесса, их изменение зависит от пути протекания процесса. Внутренняя энергия, напротив, является функцией состояния.

      Основная задача термодинамики заключается в прямом или косвенном определении (путем измерений или вычислений) тепловых эффектов химических реакций и фазовых превращений.

                                                             Закон Гесса

      Тепловой эффект процесса не зависит от пути его протекания (числа промежуточных стадий), а зависит лишь от начального и конечного состояний системы при условии, что давление и температура или объем системы и температура в ходе всего процесса остаются постоянными, а единственной формой работы является работа против внешнего давления.

      Закон Гесса позволяет рассчитывать неизвестные тепловые эффекты химических реакций исходя из известных величин тепловых эффектов небольшого числа реакций. При таких расчетах используются справочные данные по энтальпиям (теплотам) образования и сгорания веществ.

          Энтальпия ΔН_f (кДж) — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту. В термохимических расчетах удобно использовать термохимические уравнения, в которых у химической формулы каждого вещества кратко указывается его состояние (агрегатное, фазовое, в растворе) и в конце уравнений записывается соответствующее изменение Δ _r Н (кДж).

      Теплотой образования сложного вещества (химического соединения) называется тепловой эффект образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в наиболее устойчивых при данных условиях модификациях. В стандартных условиях теплоту (стандартную энтальпию) образования принято обозначать следующей комбинацией символов — Δ H^o_{f ,298}, где подстрочный символ f – образование (сокращение от англ. слова formation – образование), а другие значки указывают: энтальпии образования веществ и энтальпии реакций отнесены к стандартным условиям (р =101,325 кПа) и взяты для температуры T = 298 K. Энтальпии образования веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками. Для простого вещества (состоящего из одного химического элемента) Δ H^o_{f ,298} = 0.  

      Теплота сгорания вещества – тепловой эффект сгорания 1 моль данного вещества в избытке окислителя (кислорода или фтора) до конечных продуктов окисления. Энтальпия сгорания условно обозначается как Δ H^o_{c ,298}, где подстрочный символ c – сгорание (от англ. слова combustion – горение).

        Из закона Гесса следует два важных следствия:

1. Тепловой эффект химической реакции (количество теплоты, выделившейся или поглощённой при протекании реакции до конца) равен разности сумм теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов).

Так для реакции: a А + b В ↔ с С + dD при стандартных условиях:

Δ _r H^o₂₉₈=[c ^. Δ H^o_f,298,C + d ^. Δ H^o_f,298,D] – [a ^. Δ H^o_f,298,A + b ^. Δ H^o_f,298,B]  (2)

2. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.

Δ _r H ⁰ ₂₉₈ =[а ^. Δ H^o _с,298,А + b ^. Δ H^o _{с,298, B} ] – [ c ^. Δ H^o _{с,298, C} + d ^. Δ H^o _{с,298, D} ]

3. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и

противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье – Лапласа).