Общая химия

Виды концентраций

11

1.3. Закон эквивалентов

Этот закон используют при решении задач на взаимодействие веществ в растворах. Если представить протекающую в растворе реакцию в общем виде как вещество1 + вещество2 → продукты, то закон эквивалентов запишется следующим обра-

зом:

ν эв-ва1 = νэ в-ва2,

где νэ в-ва1 и νэ в-ва2 – число моль эквивалентов вещества 1 и вещества 2 соответственно.

Формулировка закона эквивалентов: вещества взаимо-

действуют друг с другом равным числом моль эквивалентов.

Алгоритм решения задач на закон эквивалентов (взаимодействие веществ) следующий:

1)записать уравнение реакции: вещество1 + вещество2

→продукты,

2)записать закон эквивалентов ν эв-ва1 = νэ в-ва2,

3)выразить число моль эквивалентов взаимодействующих веществ по одной из трех формул в зависимости от условий задачи.

12

Если в задаче дана масса вещества или ее надо найти, то число моль эквивалентов выражают формулой:

где mр.в. – масса вещества, г;

Мэ – молярная масса эквивалента данного вещества, г/моль экв.

Если в задаче дана молярная концентрация эквивалента Сэ какого-либо вещества, или ее надо найти, то число моль эквивалентов выражают формулой:

экв/л,

Vр-ра – объем раствора в литрах.

Если в задаче дан титр какого-либо раствора Т, или его надо найти, то число моль эквивалентов выражают формулой:

г/моль экв.

4) с использованием указанных формул составить выражение состояния эквивалентности при взаимодействии растворов. Возможные состояния эквивалентности в зависимости от условий задачи приведены в таблице.

13

5) найти из выражения состояния эквивалентности неизвестную величину в зависимости от условий задачи. Задачи подобного типа (на состояние эквивалентности) решаются при выполнении объемного (титриметрического) метода анализа раствора с неизвестной концентрацией.

ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ I.

ВИДЫ КОНЦЕНТРАЦИЙ. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Выберите один правильный ответ

1.ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ КОН В КИСЛОТНООСНОВНЫХ РЕАКЦИЯХ ИОННОГО ОБМЕНА МОЖЕТ ПРИНИМАТЬ ЗНАЧЕНИЕ

2. ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ НСl В КИСЛОТНООСНОВНЫХ РЕАКЦИЯХ ИОННОГО ОБМЕНА МОЖЕТ ПРИНИМАТЬ ЗНАЧЕНИЕ

1) 1 2) ⅓ 3) ½ 4) ¼

3. ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ НЕ РАВЕН ЕДИНИЦЕ В РЕАКЦИИ

1)2HNO3 + Ca(OH)2 → Ca(NO3)2 + 2H2O

2)HNO3 + Ca(OH)2 → CaOHNO3 + H2O

3)HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

14

4)HNO3 + Mg → Mg(NO3)2 + N2O + H2O

4.ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ ФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ РАВЕН ½ В РЕАКЦИИ

1)Н3РО4 + 3NaОН → Na3РО4 + 3Н2О

2)Н3РО4 + 2NH3 → (NH4)2HPО4

3)Н3РО4 + 3NH3 → (NH4)3PО4

4)Н3РО4 + NaОН → NaН2РО4 + Н2О

5.ВЕЛИЧИНА МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА ВЫШЕ ДЛЯ КИСЛОТЫ

1) НСl 2) Н2SО4 3) Н2SО3 4) НNО3

6. ВЕЛИЧИНА МОЛЯРНОЙ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТА ВЫШЕ

7. МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРА ИЗМЕРЯЕТСЯ

9. МАССА ХЛОРИДА КАЛЬЦИЯ, КОТОРАЯ СОДЕРЖИТСЯ

10.МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРА, В 100 МЛ КОТОРОГО СОДЕРЖИТСЯ 18 Г ГЛЮКОЗЫ, РАВНА

15

11.МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ЭКВИВАЛЕНТА В МОЛЬ ЭКВ/Л РАСТВОРА HCl, ЕСЛИ НА ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С 20 МЛ HCl ИДЕТ 8 МЛ КОН С ТИТРОМ 0,035 Г/МЛ, РАВНА

12.МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ЭКВИВАЛЕНТА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ В МОЛЬ ЭКВ/Л, ЕСЛИ НА ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С 65 МЛ РАСТВОРА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ ПОШЛО 16,25 МЛ РАСТВОРА ГИДРОКСИДА

14. ОБЪЕМ В МЛ РАСТВОРА НИТРАТА СЕРЕБРА, КОТОРЫЙ ТРЕБУЕТСЯ ДЛЯ ОСАЖДЕНИЯ 7,45 Г ХЛОРИДА КАЛИЯ ИЗ ЕГО РАСТВОРА. Сэ(AgNO 3 ) = 0,3 МОЛЬ ЭКВ/Л,

15. ОБЪЕМ КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ Н2SО4 (ω=36,8%,

ρ=1,25г/мл), НЕОБХОДИМЫЙ ДЛЯ ПРИГОТОВЛЕНИЯ 100 мл РАСТВОРА С Сэ=0,1 моль экв/л, РАВЕН

1)0,0166 2)1,66 3)16,6 4)0,94

Ответы к тесту на стр. 193

Тестовые задания для самоконтроля по теме I на стр. 289 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме I на стр. 313

16

ТЕМА II. ТЕРМОДИНАМИКА

2.1. Основные понятия и определения

Термодинамика – наука о взаимных превращениях одних форм энергии в другие в равновесных системах. Термодинамика базируется на трех основных законах, называемых началами термодинамики.

Предметом изучения в термодинамике является система.

Термодинамическая система – это тело или группа тел, мыс-

ленно или физически выделяемая из окружающей среды. Это может быть, например, газ в цилиндре с поршнем, раствор соли, кристаллы сахара и т.д. Особенность систем, рассматриваемых в термодинамике, заключается в том, что они состоят из большого числа частиц – молекул или атомов. Термодинамика рассматривает явления, обусловленные совокупным действием огромного числа непрерывно движущихся молекул или других частиц, из которых состоят окружающие нас тела.

В термодинамических системах возможен теплообмен и диффузия между ее составными частями. Так термодинамическая система взаимодействует со средой, внешней по отношению к системе; она может получать или отдавать теплоту и совершать работу над системой. Изолированными называют та-

кие системы, которые не обмениваются массой и энергией с окружающей средой. Открытыми называются системы, которые обмениваются массой и энергией с внешней средой. К закрытым относятся системы, обменивающиеся с окружающей средой лишь энергией, но не веществом.

Величины, определяющие состояние системы, называются ее параметрами. Термодинамические параметры являются макроскопическими признаками, знание которых необходимо для того, чтобы считать описание системы достаточно полным. Например, для газов, находящихся в разреженном состоянии,

такими параметрами будут давление, объем, температура и концентрация. В более сложных системах для характеристики приходится указывать, например, поверхностное натяжение, поляризацию, намагниченность.

Макроскопические параметры, которые определяются внешними телами, называют внешними параметрами; те же,

17

которые зависят от состояния частиц внутри системы, называют внутренними параметрами. Пример внешнего параметра – объем системы; пример внутреннего – давление, т.к. оно зависит от поведения частиц, входящих в систему. В термодинамике принимают, что внутренние параметры зависят от внешних.

Изменение термодинамических параметров состояния системы приводит к возникновению термодинамического процесса.

Процесс, протекающий при постоянной температуре, называется изотермическим, при постоянном давлении – изобарным, при постоянном объеме – изохорным.

Все множество термодинамических систем распределяют на два класса - гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные – это такие системы, внутри которых свойства меняются непрерывно при переходе от одного места к дру-

гому, другими словами, свойства которых одинаковы в любой точке. Это физически однородные системы, имеющие одинаковые физические свойства в любых произвольно выбранных частях, равных по объему. Например, смеси различных газов и растворы как жидкие, так и твердые.

Гетерогенными называются системы, которые состоят из нескольких физически однородных или гомогенных частей, отделенных поверхностью раздела, при переходе через которую скачком изменяются какие-либо свойства. Другими словами,

которые имеют границу раздела фаз. Примеры гетерогенных систем: вода – лед, вода – пар, смесь аллотропных модификаций одного и того же вещества (серое и белое олово), водный раствор соли – осадок.

Всякая термодинамическая система состоит из огромного числа частиц. Энергия этих непрерывно движущихся и взаимодействующих частиц называется энергией системы.

Полная энергия системы разделяется на внешнюю и внутреннюю. Часть энергии, состоящая из энергии движения системы как целого и потенциальной энергии системы в поле внешних сил, называется внешней энергией. Остальная часть энергии системы называется внутренней энергией.

В термодинамике не рассматриваются движение системы как целого и изменение ее потенциальной энергии при таком

18

движении. Поэтому энергией системы является ее внутренняя

энергия, которая состоит из энергии разных видов движения

ивзаимодействия входящих в систему частиц: энергия поступательного и вращательного движений молекул и колебательного движения атомов, энергия молекулярного взаимодействия, внутриатомная энергия заполненных электронных уровней, внутриядерная энергия и др.(физический смысл внутренней энергии)

Внутренняя энергия (U) зависит от внешних параметров

итемпературы. С увеличением температуры внутренняя энергия тоже увеличивается. Это происходит потому, что каждая молекула или какой-либо другой элемент термодинамической системы может иметь сколь угодно большое значение энергии.

При взаимодействии термодинамической системы с окружающей средой происходит обмен энергией. При этом возможны два различных способа передачи энергии от системы к внешним телам.

Первый способ передачи энергии, связанный с изменением внешних параметров, называется работой, второй способ

– без изменения внешних параметров, но с изменением нового термодинамического параметра (энтропии) – теплотой, а сам процесс передачи энергии – теплообменом. Теплота – форма передачи энергии от одного тела к другому путем непосредственного молекулярного взаимодействия, т.е. посредством обмена энергией между хаотически движущимися частицами обоих тел. Энергия, переданная системой с изменением ее внешних параметров, также называется работой (А) (а не количеством работы), а энергия, переданная системе без изменения ее внеш-

них параметров, – количеством теплоты Q.

Работа А и количество теплоты Q имеют размерность энергии (Дж). И работа, и теплота не являются видами энергии: они представляют собой два различных способа передачи энергии и характеризуют процесс энергообмена между системами. Работа А и количество теплоты Q отличны от нуля только при процессе, который испытывает система; состоянию же системы не соответствует какое-либо значение А или Q, поэтому бессмысленно говорить о запасе теплоты или работы в теле.

19

Состояние системы – совокупность независимых макроскопических параметров. Величины, не зависящие от предыстории системы и полностью определяемые ее состоянием в данный момент (т.е. совокупностью независимых параметров), называются функциями состояния. Функции состояния не зависят от того, каким путем система пришла в данное состояние, т.е. не зависят от пути. Изменение такой функции определяется только начальным и конечным состояниями системы. Общая особенность таких функций в том, что их изменение в круговом процессе равно нулю. К функциям состояния относятся внутренняя энергия ∆U, энтальпия ∆Н, энтропия S, энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал ∆G.

2.2. Первое начало термодинамики

Первое начало термодинамики является математическим выражением количественной стороны закона сохранения и превращения энергии.

Открытие эквивалентности теплоты и работы, т.е. обнаружение того, что превращение теплоты в работу и работы в теплоту осуществляется всегда в одном и том же строго постоянном количественном соотношении, позволило заключить, что система обладает особым свойством, которое позднее было названо внутренней энергией.

Если система переходит из состояния I в состояние II, поглощая количество теплоты Q и производя работу А, то каковы бы ни были значения А и Q, т.е. по какому бы пути ни происходило изменение состояния, разность Q-A остается постоянной и от пути не зависит. Если же система в результате кругового процесса вернулась в исходное состояние, то между поглощенной теплотой и совершенной работой (или соответственно между отданной теплотой и произведенной над системой работой) обнаруживается постоянное соотношение 1 кал = 4,18 Дж.

Разность Q-A есть изменение внутренней энергии системы U2 – U1 = Q – A:

U = Q – A

Независимость ее от пути указывает на то, что функция

U представляет собой функцию состояния.

20