Оглавление.

1 Теоретическая часть

Способы выражения концентраций растворов

Общие свойства растворов

Гидролиз солей

Термохимические расчеты

Энтропия. Энергия Гиббса

Энергия Гиббса

Энтропия.

2 Практическая часть

Задание № 1.

Задание № 2.

Задание № 3.

Задание № 4.

Задание № 5

Задание № 6.

3 Обозначения

Список используемой литературы

Теоретическая часть

Способы выражения концентраций растворов

Концентрацией раствора называется количество раство­ренного вещества, содержащееся в определенном весовом или объемном количестве раствора или растворителя.

Для характеристики состава раствора используются следующие способы выражения концентраций:

1) Массовая доля (w) – это доля, которую составляет масса растворённого вещества (mв) от массы раствора (mр-ра):

где mв – масса вещества, кг.

mр-ра – масса раствора, кг.

2) Массовая доля в процентах (w,%) – это выраженная в процентах доля, которую составляет масса растворённого вещества от массы раствора:

3) Молярная концентрация (СМ) – характеризует количество растворённого вещества (nв) в 1 литре раствора:

моль/л

так как то

где V – объём раствора, л.

МВ – молярная масса вещества, кг/моль.

Размерность моль/л сокращённо обозначается большой буквой М.

4) Нормальная концентрация () – характеризует количество вещества эквивалента (nэ), содержащегося в 1 литре раствора:

моль·экв/л

так как то

,

где fэ – фактор эквивалентности.

Размерность (моль-экв/л) сокращенно обозначается буквой Н.

5) Моляльная концентрация (Сm) – характеризует количество растворного вещества (nB), содержащегося в 1000 г растворителя (mр-ля):

(моль/1000 г)

или (моль/1000г)

6) Титр (Т) – характеризует массу вещества, содержащуюся в 1 мл раствора:

г/мл.

7) Мольная доля (х) – характеризует долю, которая составляет количество растворённого вещества от суммы количества веществ всех компонентов раствора. Мольная доля – величина безмерная.

,

где nB – количество молей растворенного вещества,

nр-ля – количество молей растворителя.

Общие свойства растворов

По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (Δt) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения

растворителя выражается уравнением:

Δt= K ∙ m ∙100/ (M ∙ m1),

где К – криоскопическая или эбуллиоскопическая константы.

m и М – масса растворенного вещества и его молярная масса;

m1- масса растворителя.

РАСТВОРЫ, однородные смеси переменного состава двух или большего числа веществ (компонентов). Могут быть газовыми (напр., воздух), жидкими и твердыми (напр., многие сплавы). В жидких растворах компонент, находящийся в избытке, называется растворителем, все остальные компоненты — растворенные вещества. По концентрации растворенного вещества растворы подразделяют на насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные. В растворах протекают многие природные и промышленные процессы; изучение свойств растворов связано с такими практическими проблемами, как разделение веществ (газов, нефтей), глубокая очистка, подбор растворителей для реализации технологических процессов.

Гидролиз солей

ГИДРОЛИЗ (от гидро . и .лиз), обменная реакция (обменное разложение) между веществом и водой, напр., AlCl3 + 3H2O ↔ Al(OH)3 + 3HCl. Основа многих технологических и природных процессов.

В водных растворах соли полностью диссоциируют на катионы и анионы. Кроме них в растворе есть ионы H+ и OH–, образующиеся вследствие диссоциации молекул воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли образуют плохо диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли – разложение соли водой с образованием слабого электролита. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой соли:

В первом случае гидролиз идет по катиону и pH < 7, во втором по аниону – pH > 7, а в третьем – по аниону и катиону, и величина pH в этом случае зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются.