Раздел 2. Основы коллоидной химии.

Тема 2.1. Дисперсные системы.

Коллоидная химия - физическая химия дисперсных систем. Классификация коллоидных систем. Свойства дисперсных систем.

Способы получения и очистки дисперсных систем.

Молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем. Броуновское движение. Осмотическое давление. Диффузия. Седиментация

Оптические свойства дисперсных систем. Эффект Фарадея-Тиндаля.

Электрокинетические свойства коллоидов. Электроосмос и электрофорез, практическое применение.

Термодинамическая неустойчивость дисперсных систем. Коагуляция (скрытая и явная). Факторы, влияющие на коагуляцию.

Строение и заряд коллоидной частицы.

Грубодисперсные системы (эмульсии, суспензии, пены). Методы получения. Устойчивость, стабилизация и разрушение. Использование в технологических процессах.

Тема 2.2. Растворы высокомолекулярных соединений (в.М.С.).

Растворы высокомолекулярных веществ. Общая характеристика и особенности В.М.С. Термодинамическая устойчивость высокомолекулярных веществ.

Набухание В.М.С. Самопроизвольное образование ВМС при неограниченном набухании. Понятие устойчивости растворов В.М.С. Высаливание. Студнеобразование. Стабилизация дисперсных систем посредством ВМС.

Раздел 1. Физическая химия.

Тема 1.1. Молекулярно-кинетическая теория агрегатных состояний вещества. Газообразное состояние вещества.

Физическое состояние газа определяется параметрами:

Р – давление

V – объём

Т – температура.

Они связаны уравнением состояния идеального газа или уравнением Клапейрона – Менделеева

PV =пRT, где

n или  (ню) – количество вещества, моль

R – молярная (универсальная) газовая постоянная.

Её численное значение определяется при нормальных условиях (н.у.):

P₀ = 101 325 Па (Паскаль) нормальное давление

Т₀ = 273 К (Кельвин) нормальная температура

V_m – молярный объём, то есть объём 1 моля вещества.

При н.у. 1 моль вещества занимает объём 22,4  10^-3 м³/моль

R = 8, 314 Дж/(мольК).

Применение уравнения состояния идеального газа:

Воспользуемся такими понятиями, как:

Количество вещества: п = m/M; моль

плотность:  = m/V; кг/м³

концентрация: с = п /V; моль/м³

1. Для определения молярной массы вещества

2. Для определения концентрации с = Р/(RT)

3. Для определения плотности

4. Для приведения параметров газа к н.у.

В 1749 г в трактате «Размышление о природе теплоты и холода» Ломоносов, исходя из кинетических представлениях о строении материи развил основные положения МКТ:

1. Идеальный газ состоит из материальных точек (маленькие упругие шарики, которые не взаимодействуют между собой, кроме столкновений).

2. Силы межмолекулярного взаимодействия малы, ими пренебрегают. Потенциальная энергия = 0.

3. Движение частиц непрерывно и хаотично, а траектория их линейна.

4. Средняя скорость их поступательного движения при Т=const постоянна и они равномерно заполняют занимаемый объём.

Идеальные газы (т.е. газы, находящиеся при таких условиях, когда можно пренебречь межмолекулярными силами взаимодействия и собственным объёмом молекул газа) подчиняющихся газовым законам:

1. Закон Бойля – Мариотта для изотермического процесса Т = соnst.

V₁/V₂ = P₂/P₁

следствия:

с₁/с₂ = Р₁/Р₂; ₁/₂ = Р₁/Р₂

2. Закон Шарля для изохорного процесса V=const

P₁/P₂ = T₁/T₂

3. Закон Гей – Люссака для изобарного процесса Р = соnst

V₁/V₂ = T₁/T₂

следствия:

с₁/с₂ = Т₂/Т₁; ₁/₂ = Т₂/Т₁

4. Закон Авогадро

V₁/п₁ = V₂/п₂

следствия:

1. При н.у. 1 моль газа занимает объём 22,4  10^-3 м³/моль (V_m)

2. Число молекул, содержащихся в 1 моль называется постоянной Авогадро

N_A = 6,02  10²³ молекул

На практике обычные газы отличаются от идеальных, такие газы называют реальными.

Голландский учёный Ван-дер-Ваальс для описания свойств реальных газов ввёл поправки в уравнение Клапейрона – Менделеева.

(Р + а/V_m²)(V_m - в) = RT, где

Р' = а/V_m² – внутреннее давление, которое зависит от сил притяжения между молекулами

в - несжимаемый объём, поправка на собственный объём молекул газа.

а, в = const, табличные значения.

Уменьшая температуру и увеличивая давление газы можно превратить в жидкость. Состояние, при котором газ переходит в жидкость, называется критическим и определяется критическими параметрами: Р_кр, Т_кр, V_кр – табличные значения.

В критической точке уравнение Ван-дер-Вальса не применимо, используют следующее уравнение:

PV = пRT, где

 - коэффициент сжимаемости газа. Определяется по специальной диаграмме, как функция приведённых параметров (давления и температуры).

П = Р/Р_кр;  = Т/Т_кр

В технологических процессах используются смеси газов. Физическое состояние газа определяется не только давлением, температурой, объёмом, но и составом.

Способы выражения состава смеси:

1) Объёмная доля  (фи) или r_i _i = V_i/V_cм

V_i – объём компонента в смеси

V_cм – объём смеси.

2) Массовая доля -  (омега) _i = m_i/m_см

m_i – масса данного компонента

m_см – масса смеси

3) Молярная доля х (икс) х_i = п_i/п_cм

п_i – количество данного компонента

п_cм – количество компонента в смеси

для газовой смеси х_i = _i

х₁+ х₂ +… х_к = 1 (100%) (к – число компонентов)

4) Молярная концентрация с_i =п_i/V_cм

5) Массовая концентрация _i = m_i/V_cм

Газовые смеси подчиняются закону Дальтона

Р_см = Р₁ + Р₂ + … Р_к (к – число компонентов)

Р₁, Р₂ – парциальные давления (то есть давление, оказываемое каждым компонентом в смеси - Р_i)

Р_см = п_смRT/V_см

Парциальное давление можно рассчитать по формуле:

Р_i = x_i P_см

P_i = п_iRT/V_см

Следствия из закона Дальтона – правило смешения (аддитивности).

1. Свойства газовой смеси равны сумме произведений соответствующих свойств её компонентов на их молярные доли в смеси

А = ₁х₁ + ₂х₂ + … _kх_k

А – свойство газовой смеси

₁, ₂,_k – свойства (соответствующие) компонентов.

2. Молярная масса газовой смеси определяется по формуле

М_см = М₁х₁ + М₂х₂ + … М_kх_k

М – средняя молярная масса газовой смеси.

М₁, М₂, М_k – молярные массы компонентов смеси

Между молярной и массовой концентрацией существуют формулы взаимосвязи.

ρ_i = C_i M_i =