Связь энергии Гиббса и константы равновесия -

Билет№8) Понятие о дисперсных системах – система, состоящая из двух или более веществ, в которой одно и (или) несколько веществ измельчено и распределено в другом.

Классификация дисперсных систем: гомогенные – истинные (молекулярные) растворы, гетерогенные – среднедисперсные (1-1000 н.м.), грубодисперсные (более 1000н.м.)

Ж/Ж – эмульсия, Ж/Г аэрозоль, Т/Г – дым, Т/Т - сплав

Растворы, и их виды - гомогенная (однородная) смесь, образованная не менее чем двумя компонентами, один из которых называется растворителем, а другой растворимым веществом, это также система переменного состава, находящаяся в состоянии химического равновесия

Способы выражения концентрации растворов - величина, характеризующая количественный состав раствора.

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы.

,

где:

m1 — масса растворённого вещества, г (кг);

m — общая масса раствора, г (кг).

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

V1 — объём растворённого вещества, л;

V — общий объём раствора, л.

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора.

,

где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л.

Моляльность — количество растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя.

,

где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

m2 — масса растворителя, кг.

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора.

,

где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л;

z — фактор эквивалентности.

Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворе. Мерой является содержание вещества в его насыщенном растворе – раствор находится в равновесии с растворимым веществом.

Свойства растворов неэлектролитов:

температуры кипения – любая чистая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление ее насыщенного пара совпадает с Р₀. эбуллиоскопическая константа

замерзания - криоскопическая константа

осмотическое давление –давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества (Вант-Гофф)

Закон Рауля – относительное понижение давления пара раствора = молярной доле растворенного вещества P₀-P=X_В*P₀

Билет№9) Растворы электролитов – вещества которые в растворах и расплавах диссоциируют на ионы и проводят электрический ток.

Отклонение свойств электролитов от свойств растворов неэлектролитов.

Изотонический коэффициент - число, показывающее во сколько раз общее количество частиц в растворе больше, чем количество молекул электролита (N):

Электролитическая диссоциация, ее механизм – распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя. Когда кристалл соли попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе по­лярные молекулы воды — ион-дипольное взаимодействие. При этом происходит электростатическое притяжение разноименно заряженных частиц. Так слой за слоем разрушается кристалличе­ская решетка соли Сильные и слабые электролиты:

Слабые электролиты (α<3%) диссоциируют частично, в растворе устанавливается химическое равновесие между ионами и молекулами. Сильные электролиты (a>50%) диссоциируют полностью, для них не выполняется закон действия масс.

Степень и константа диссоциации - вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается K_d.

где:

[KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;

[K+] — концентрация катионов в растворе;

[A-] — концентрация анионов в растворе.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

α = n / N, где α – степень диссоциации, n – число молекул распавшихся на ионы, N – общее число молекул.

Кажущаяся степень диссоциации.

Теория электролитической диссоциации справедлива только к растворам слабых электролитов. Сильные электролиты диссоциируют полностью, создавая значительную концентрацию ионов в растворе. Их ионы в растворах как бы окружены оболочкой полярных молекул растворителя, что приводит к уменьшению скорости движения ионов. В результате степень диссоциации меньше единицы, хотя реально в растворе присутствуют только ионы. Такую экспериментальную величину называют кажущейся степенью диссоциации.

Реакция в растворах электролитов.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2, (1)

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2. (2)

В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2O = 2Na+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2, (3)

2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2O = 2K+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2, (4)

В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2. (5)

Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

Ионные уравнения реакций - Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1. Образующиеся вещества — сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ — газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Произведение растворимости – в насыщенном растворе слаборастворимого, но сильного электролита устанавливается химическое равновесие между ионами и твердым осадком