3. Рассчитайте число степеней свободы для равновесной системы

СаСО₃ СаО + СО₂

Данная система двухкомпонентна - К=2, независимо от относительных количеств составляющих ее веществ (см. Пример 1); в системе присутствуют три фазы (Ф=3): две твердых - CaCO_3 (тв.) и CaO_(тв.), и одна газообразная - CO_2(газ). Согласно правилу фаз, число степеней свободы такой системы С=1. 

С=К-Ф+2=2-3+2=1

4. Вычислите давление пара 20%-ного раствора глюкозы с6н12о6 при 250 с. Давление паров воды при данной температуре 3167,73 н/м2.

Пусть масса раствора 100 г. Масса глюкозы – 20 г., масса воды -80 г. Тогда ν(С₆Н₁₂О₆)=20 г/180 г/моль=0.1 моль;

ν(Н₂О)=80 г/18 г/моль=4 моль

Х=0,1/(0,1+4)=0,02

P=P⁰-P⁰*Х=3167,73 Н/м²-3167,73 Н/м²*0,02=3104.37 Н/м²

5. Смесь бензола и толуола является идеальным раствором. При 70⁰ С давление пара чистого бензола р⁰(С₆H₆) = 547,4 мм.рт.ст., а толуола р⁰(С₆H₅СН₃) = 202 мм.рт.ст. Определите общее и парциальные давления паров, равновесных при этой температуре с жидкой смесью, в которой мольная доля толуола равна N(С₆H₅СН₃) = 0,2

Парциальное давление первого компонента

P (С₆H₆) = р⁰(С₆H₆) *X(С₆H₆)=72981 Па * (1-0.2)=58384.8 Па

Парциальное давление второго компонента

P (С₆H₅СН₃) = р⁰(С₆H₅СН₃) *X(С₆H₅СН₃) =26913Па *0.2 = 5386.2 Па

Общее давление паров

Р_общ= P (С₆H₆)+P (С₆H₅СН₃) = 63771

Контрольная работа № 2

1. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. История появления. Основные положения. Достоинства и недостатки. Область применения.

Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полярных молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. Для оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие степень диссоциации α, которая равна отношению числа молекул n, распавшихся на ионы, к общему числу молекул N:

α=n/N

Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные (α ≥ 0.7), средней силы (0.3 < α< 0.7) и слабые (α ≤ 0.3). К сильным электролитам относятся почти все соли (кроме Рb(СН₃СОО)₂, НgСl₂, СdСl₂), большинство неорганических кислот и щелочей; к слабым – все органические кислоты, вода, NН₄ОН, Н₂S и т.д. Электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н₃PO₄.

Предположение Аррениуса о том, что в растворе сильного электролита также существует динамическое равновесие между молекулами и ионами, как и у слабых электролитов, оказалось ошибочным. Экспериментальные исследования показали, что, во-первых, величина константы диссоциации сильного электролита зависит от концентрации (т.е. к растворам сильных электролитов неприменим закон действующих масс) и, во-вторых, никакими методами не удалось обнаружить в растворах сильных электролитов непродиссоциировавшие молекулы.