I способ.

m(H₂SO₄ в концентрированном растворе) = m(H₂SO₄ в разбавленном растворе)

 V_{р-ра H2SO4}_{р-ра H2SO4}_H2SO4 = V_{р-ра H2SO4 конц.}_{р-ра H2SO4 конц.}_{H2SO4 конц.}

V_{р-ра H2SO4 конц.} = V_{р-ра H2SO4}_{р-ра H2SO4}_H2SO4/(_{р-ра H2SO4 конц.}_{р-ра H2SO4 конц.})

V_{р-ра H2SO4 конц.} = 10001,3050,4025/(1,8310,9394) = 305,4 мл.

m_H2O = m(разбавленного раствора) – m(концентрированного раствора)

m_H2O = V_{р-ра H2SO4}_{р-ра H2SO4} - V_{р-ра H2SO4 конц.}_{р-ра H2SO4 конц.}

m_H2O = 10001,305 – 305,41,831 = 745,8 г;

_H2O = 0,998 г/см³ (при t = 20⁰С) 

V_H2O = m_H2O/_H2O = 745,8/0,998 = 747,3 см³ (мл).

Примечание:

Обратите внимание, что математическая сумма объемов концентрированного раствора кислоты и воды (305,4 мл + 747,3 мл = 1052,7 мл) не равна конечному объему раствора 1000 мл. Это означает, что объем не является аддитивной величиной. При смешивании растворов происходит физико-химический процесс, который сопровождается изменением объема системы.

В практике аналитической работы для приготовления растворов используют специальные мерные колбы различной вместимости (25, 50, 100, 200, 250, 500, 1000, 2000 см³). Тогда объем воды можно не рассчитывать. В мерную колбу емкостью 1000 см³ следует поместить 305,4 мл концентрированного раствора серной кислоты и оставшийся объем колбы заполнить дистиллированной водой строго до метки при комнатной температуре.

II способ.

В химических справочниках приводятся таблицы «Плотности () и концентрации (, С) растворов веществ». Воспользуемся данными, приведенными в таблице для серной кислоты: молярные концентрации растворов серной кислоты с плотностью _{р-ра H2SO4 конц.} = 1,831 г/см³ и _{р-ра H2SO4} = 1,305 г/см³ равны соответственно С_{H2SO4 конц.} = 17,54 М (моль/л) и С_H2SO4 = 5,356 М (моль/л).

 (H₂SO₄ в конц. р-ре) =  (H₂SO₄ в разб. р-ре)

=VC

тогда V_{р-ра H2SO4 конц.}C_{H2SO4 конц.} = V_{р-ра H2SO4}C_H2SO4

V_{р-ра H2SO4 конц.} = V_{р-ра H2SO4}C_H2SO4/C_{H2SO4 конц.}

V_{р-ра H2SO4 конц.} = 15,356/17,54 = 0,3054 л (или 305,4 мл).

III. Энергетика химических процессов

Закон Гесса

Тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Н_р =  Н _{отдельных стадий}

Следствие из закона Гесса

Тепловой эффект любой химической реакции (Н_р) равен сумме теплот образования ее продуктов (H_{обр. продуктов}) за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (H _{обр. исх. веществ})

H_р =  _i H_{обр. продуктов} -  _j H _{обр. исх. веществ}, [кДж]

_i,j – число моль каждого вещества в уравнении реакции (стехиометрические коэффициенты)

Энтальпии образования при стандартных условиях (H_обр.) приведены в справочниках.

В результате можно рассчитать тепловой эффект реакции на то число моль любого вещества, которое указано в уравнении реакции.

Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал):  G = H - TS

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности или невозможности осуществления процесса.

 G   – условие самопроизвольного протекания реакции, т.е. система

стремится к минимуму энергии

 G =  – система находится в состоянии термодинамического равновесия.

 G   – свидетельствует о невозможности самопроизвольного

осуществления процесса в данных условиях. Но если реакция

обратима, то процесс протекает в обратном направлении.

Можно ориентировочно оценить температуру, при которой будет протекать реакция в прямом направлении

 G = H - TS = 0

Т = Н/S

ЗАДАЧА 3.1.

Сколько тепла выделится (или поглотится) при сгорании 15 л (н.у.) газа сероводорода H₂S?

Дано:

V⁰(H₂S) = 15 л

Q - ?

РЕШЕНИЕ:

Записываем уравнение реакции и рассчитываем тепловой эффект реакции при стандартных условиях H_р⁰.

	2 H2S (г)	+	3 O2 (г)	=	2 SO2 (г)	+	2 H2O(ж)
H0обр., кДж/моль	-20		0		-297		-286	– справочные данные

H_р =  _i H_{обр. продуктов} -  _j H _{обр. исх. веществ}

H⁰_р = [2(-297)+2(-286)] – [2(-20) +30] = -1226 кДж.

Тепловой эффект реакции, рассчитанный по уравнению реакции, соответствует:

2 моль H₂S

3 моль O₂

2 моль SO₂

2 моль H₂O (см. стехиометрические коэффициенты).

Количество сероводорода, вступившего в реакцию по условию задачи, можно рассчитать:

_H2S = V⁰/V⁰_m = 15/22,4 = 0,67 моль.

Составляем пропорцию:

H2S моль		Hр0 кДж
2		-1226
0,67		Х

H⁰ = (- 1226)0,67/2 = - 410,7 кДж – энтальпия реакции при ст.у.

Q = - H⁰

Q = 410,7 кДж – тепловой эффект реакции при ст.у. сгорания 15 л сероводорода.

Q > 0  тепло выделяется,  реакция экзотермическая

Ответ. Q = 410,7 кДж

ЗАДАЧА 3.2.

Вычислить H⁰, S⁰ и G⁰ приведенных ниже реакций и определить принципиальную возможность или невозможность их осуществления в стандартных условиях:

а) 2H₂O_(ж) + O_2(г) = 2H₂O_2(ж);

б) CaCO_3(к) = CaO_(к) + СО_2(г)..

РЕШЕНИЕ:

а)	2H2O(ж)	+	O2(г)	=	2H2O2(ж)
H0обр., кДж/моль	-286		0		-188	-справочные данные
S0, Дж/(мольК)	70		205		110	-справочные данные

H_р =  _i H_{обр. продуктов} -  _j H _{обр. исх. веществ}

H⁰_р = [2(-188)] – [2(-286) + 10] = 196 кДж;

S_р = _iS_{продуктов} - _jS_{исх. веществ}

S⁰_р = [2110] – [270 + 1205] = -125 Дж/К.

H⁰_р  0 – эндотермический процесс, тепло поглощается (неблагоприятный энтальпийный фактор);

S⁰_р  0 – неблагоприятный энтропийный фактор.

Поскольку оба фактора неблагоприятны, то G = H – TS  0 в широком температурном диапазоне. Следовательно, прямая реакция невозможна, и при любой температуре протекает обратный процесс (необратимо).

б)	CaCO3 (к)	=	CaO(к)	+	СO2(г)
H0обр., кДж/моль	-1207		-635		-393	-справочные данные
S0, Дж/(мольК)	92		40		214	-справочные данные
G0обр., кДж/моль	-1128		-604		-394	-справочные данные

H⁰_р = [1(-635) + 1(-393)] – [1(-1207)] = 179 кДж;

S⁰_р = [140 + 1214] – [192] = 162 Дж/К.

H_р⁰  0 – неблагоприятный энтальпийный фактор;

S_р⁰  0 – благоприятный энтропийный фактор.

Направление реакции определяется влиянием преобладающего фактора и может быть однозначно установлено по знаку функции G⁰_р. Величину G⁰_р можно рассчитать двумя способами:

1. G⁰_р = _iG⁰_{обр. продуктов} - _j G⁰_{обр. исх. веществ}

G⁰_р = [1(-604) + 1(-394)] – [1(-1128)] = 130 кДж;

2) G⁰_р = H⁰ - TS⁰ (Т = 298 К, ст.у.)

G⁰_р = 179 - 29816210^-3 = 179 – 48,3 = 130,7 кДж.

Поскольку G⁰_р  0, то реакция не может идти без затраты энергии извне, т.е. преобладает влияние неблагоприятного энтальпийного фактора, и при стандартных условиях протекание реакции в прямом направлении невозможно, возможен обратный процесс.

При повышении температуры энтропийный фактор TS возрастает, и при достаточно высокой температуре его влияние может стать преобладающим, произойдет изменение знака функции G_.

Однозначное решение о направленности процесса при какой-либо температуре Т может быть сделано, если известно значение энергии Гиббса при данной температуре G_Т = H_Т - TS_Т. Характер зависимости термодинамических функций от температуры рассматривается в курсе физической химии. Тем не менее, в ряде случаев можно пренебречь зависимостью термодинамических функций от температуры (при t < 1000 ⁰C) и приблизительно оценить температуру, начиная с которой реакция осуществима (функция G меняет знак):

G_Т = 0 

T = H_Т/S_Т  H⁰/S⁰ 

Т = 179/(16210^-3)  1105 K (или 832⁰C).