Teplo ředění - Heat of dilution

The teplo ředěnínebo entalpie ředění, Odkazuje na entalpie změna spojená s procesem ředění složky v a řešení při stálém tlaku. Pokud je počáteční stav složky čistá kapalina (za předpokladu, že je roztok kapalný), proces ředění se rovná jejímu rozpuštění proces a teplo ředění je stejné jako teplo roztoku. Obecně je teplo ředění normalizováno podle krtko číslo řešení a jeho rozměrové jednotky jsou energie na jednotku hmotnosti nebo množství látky, obvykle vyjádřená v jednotkách kJ / mol (nebo J / mol).

Definice

Teplo ředění lze definovat ze dvou hledisek: rozdílové teplo a integrální teplo.

Na rozdílné teplo ředění se díváme v mikroskopickém měřítku, které je spojeno s procesem, při kterém se k velkému množství roztoku přidává malé množství rozpouštědla. The molární diferenční teplo ředění je tedy definována jako entalpie změna způsobená přidáním molu rozpouštědla při konstantní teplotě a tlaku k velmi velkému množství roztoku. Kvůli malému množství přídavku zůstává koncentrace zředěného roztoku prakticky nezměněna. Matematicky je molární diferenciální teplo ředění označeno jako:^[1]

${ displaystyle { begin {zarovnáno} Delta _ {dil} ^ {d} H = vlevo ({ frac { částečné Delta _ {dil} H} { částečné Delta n_ {i}}} vpravo) _ {T, p, n_ {B}} end {zarovnáno}}}$

kde ∂∆n_i je nekonečně malá změna nebo rozdíl krtko číslo ředění.

Na integrální teplo ředění je však pohlíženo v makro měřítku. Pokud jde o integrální teplo, zvažte postup, při kterém se určité množství roztoku zředí z počáteční koncentrace na konečnou koncentraci. The entalpie změna v tomto procesu, normalizovaná krtko číslo rozpuštěné látky se hodnotí jako molární integrální teplo ředění. Matematicky je molární integrální teplo ředění označeno jako:

${ displaystyle { begin {zarovnáno} Delta _ {dil} ^ {i} H = { frac { Delta _ {dil} H} {n_ {B}}}} konec {zarovnaný}}}$

Pokud se do roztoku se známou koncentrací rozpuštěné látky přidá nekonečné množství rozpouštědla, příslušná změna entalpie se nazývá integrální teplo ředění na nekonečné ředění.^[2]

Ředění mezi dvěma koncentracemi rozpuštěné látky je spojeno s přechodným ředěním molem rozpuštěné látky.

Ředění a rozpouštění

Proces rozpuštění a proces ředění spolu úzce souvisí. V obou procesech je dosaženo podobných konečných stavů řešení. Počáteční stavy se však mohou lišit. V procesu rozpouštění se rozpuštěná látka mění z čisté fáze - pevné, kapalné nebo plynné - na fázi roztoku. Pokud je čistou fází rozpuštěné látky pevná látka nebo plyn (za předpokladu, že samotné rozpouštědlo je kapalné), lze proces vidět ve dvou fázích: změna fáze na kapalinu a směšování kapalin. Proces rozpouštění se obecně vyjadřuje jako:

${ displaystyle { begin {aligned} { textrm {solute (s, l, g)}} + { textrm {solvent (l)}} rightarrow { textrm {solute ( l)}} + { textrm {solvent (l)}} rightarrow { textrm {solute (sln)}} + { textrm {solvent (sln)}} end {zarovnáno}}}$

Zápis „sln“ znamená „řešení“, což představuje stav rozpouštědla nebo rozpuštěné látky, které jsou součástí řešení.

V procesu ředění se na druhé straně roztok mění z jedné koncentrace na druhou, což je znázorněno jako:

${ displaystyle { begin {aligned} { textrm {solute (sln}} _ {1} { textrm {)}} + { textrm {solvent (sln}} _ {1} { textrm {)}} rightarrow { textrm {solute (sln}} _ {2} { textrm {)}} + { textrm {solvent (sln}} _ {2} { textrm { )}} end {zarovnáno}}}$

Zvažte extrémní podmínky pro proces ředění. Počáteční stav ať je čistá kapalina. Proces ředění je poté popsán jako:

${ displaystyle { begin {aligned} { textrm {solute (l)}} + { textrm {solvent (l)}} rightarrow { textrm {solute (sln)} } + { textrm {solvent (sln)}} end {zarovnáno}}}$

Stojí za zmínku, že tento výraz je pouze druhou fází procesu rozpouštění. Jinými slovy, jsou-li jak rozpuštěná látka, tak počáteční „roztok“, který se má zředit, kapaliny, jsou procesy rozpouštění a ředění identické.

Kroky v ředění

Z mikroskopického hlediska procesy rozpouštění a ředění zahrnují tři kroky molekulární interakce: narušení přitažlivosti mezi molekulami rozpuštěné látky (mřížová energie ), narušení přitažlivosti mezi molekulami rozpouštědla a formování přitažlivosti mezi rozpuštěnou látkou a molekulou rozpouštědla. Pokud je řešení ideální, což znamená, že rozpuštěná látka a rozpouštědlo jsou v interakci identické, pak všechny výše zmíněné druhy přitažlivosti mají stejnou hodnotu. Ve výsledku je změna entalpie způsobená rozbitím a vytvářením přitažlivosti zrušena a ředění ideálního řešení nezpůsobuje žádnou změnu entalpie.^[3]

Pokud však s rozpuštěnou látkou a rozpouštědlem nelze zacházet identicky, vezmeme-li v úvahu molekulární přitažlivost, což činí řešení neideálním, je čistá změna entalpie nenulová. Jinými slovy, teplo ředění vyplývá z neideálnosti řešení.

Příklady kyselin

Integrální ohřevy ředění až po nekonečné ředění některých kyselin ve vodných roztocích jsou uvedeny v následující tabulce.^[2]

${ displaystyle - Delta _ {m} H (dil)}$ v kJ / mol při 25 ° C
m	Dil. poměr	HF	HCl	HClO₄	HBr	AHOJ	HNO₃	CH₂Ó₂	C₂H₄Ó₄
55.506	1.0		45.61		48.83		19.73	0.046	2.167
5.5506	10	13.66	5.841	-0.490	4.590	3.577	1.540	0.285	1.477
0.5551	100	13.22	1.234	0.050	0.983	0.736	0.502	0.184	0.423
0.0555	1000	12.42	0.427	0.259	0.385	0.351	0.318	0.121	0.272
0.00555	10000	8.912	0.142	0.126	0.130	0.121	0.130	0.105	0.243
0.000555	100000	3.766	0.042	0.042	0.038	0.038	0.046	0.054	0.209
0	∞	0	0	0	0	0	0	0	0

Reference

^ H. DeVoe, "Reakce jiných chemických procesů", v Termodynamika a chemie, 2. vyd. London, UK: Pearson Education, 2001, s. 303-366.
^ ^A ^b V. B. Parker, „Heats of diluce“, v Tepelné vlastnosti vodných uni-univalentních elektrolytů, Washington DC: Tisková kancelář vlády USA, 1965, s. 10-19.
^ P. Atkins a J. D. Paula, „Jednoduché směsi“, in Fyzikální chemie, 8. vydání New York: W.H. Freeman and Company, 2006, s. 137-173.

[1] H. DeVoe, "Reakce jiných chemických procesů", v Termodynamika a chemie, 2. vyd. London, UK: Pearson Education, 2001, s. 303-366.

[:0-2] A ^b V. B. Parker, „Heats of diluce“, v Tepelné vlastnosti vodných uni-univalentních elektrolytů, Washington DC: Tisková kancelář vlády USA, 1965, s. 10-19.

[3] P. Atkins a J. D. Paula, „Jednoduché směsi“, in Fyzikální chemie, 8. vydání New York: W.H. Freeman and Company, 2006, s. 137-173.

[1]

[2]

[3]