- •В. I. Бондар
- •Введение.
- •Глава I. Химическая термодинамика.
- •1. Основные понятия и величины.
- •2. Первое начало термодинамики.
- •3. Применение первого начала к характеристике идеальных термодинамических процессов.
- •4. Вычисление работы идеальных термодинамических процессов.
- •V1 до объема v2 при различных условиях.
- •Глава II. Теплоемкость.
- •Формы выражения теплоемкости.
- •2. Теплоемкость идеального газа.
- •3. Теплоемкость твердых тел.
- •4. Правило Неймана - Коппа.
- •5. Температурная зависимость теплоемкости.
- •6. Квантовая теория теплоемкости
- •Глава III. Применение первого начала к химическим процессам.
- •Термохимия – раздел термодинамики.
- •2. Связь тепловых эффектов химических реакций при постоянном объеме (qv) и давлении (qp).
- •3. Закон Гесса.
- •4. Следствия из закона Гесса.
- •5. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (уравнение Кирхгофа).
- •Глава IV. Второе начало термодинамики.
- •Содержание второго начала термодинамики.
- •2. Обратимые и необратимые процессы.
- •3. Коэффициент полезного действия тепловой машины. Цикл Карно.
- •4. Работа холодильника (теплового насоса).
- •5. Измерение рассеивания энергии. Энтропия.
- •6. Термодинамический взгляд на энтропию.
- •7. Вычисление энтропии.
- •8. Направление протекания процессов в изолированных системах и термодинамические условия равновесия.
- •9. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца.
- •10. Направление протекания процессов в неизолированных системах и термодинамические условия равновесия.
- •11. Уравнение Гиббса - Гельмгольца.
- •12. Применение второго закона термодинамики к фазовым переходам. Уравнение Клаузиуса - Клапейрона.
- •13. Химическое равновесие. Закон действующих масс и константа равновесия.
- •14. Различные формы констант равновесия и связь между ними.
- •15. Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство.
- •16. Направление реакций и условие равновесия.
- •17. Зависимость константы равновесия от температуры и давления.
- •18. Равновесие в гетерогенных системах.
- •19. Термическая диссоциация.
- •Глава V. Третий закон термодинамики.
- •Недостаточность I и II законов термодинамики для расчета химического сродства.
- •2. Тепловая теорема Нернста.
- •3. Следствия из тепловой теоремы Нернста.
- •4. Расчет абсолютных значений энтропии.
- •5. Применение таблиц термодинамических функций для расчетов равновесий.
- •Глава VI. Правило фаз.
- •1. Основные понятия и определения.
- •2. Уравнение правила фаз.
- •3. Геометрический образ уравнения состояния.
- •4. Однокомпонентные системы.
- •5. Двухкомпонентные системы.
- •5.1. Системы с неограниченной растворимостью
- •5.2. Системы с неограниченной растворимостью компонентов в жидком состоянии и ограниченной в твердом.
- •6. Трехкомпонентные системы.
- •VII Растворы.
- •1. Общая характеристика растворов и их классификация.
- •2. Закон Рауля.
- •3. Температура замерзания и кипения разбавленных растворов (следствия из закона Рауля).
- •4. Осмотическое давление растворов.
- •5. Закон Генри.
- •6. Закон распределения.
- •7. Парциальные молярные характеристики компонентов раствора.
- •8. Химический потенциал.
- •9. Термодинамика неидеальных растворов.
- •Глава VIII. Теория электролитов.
- •1. Растворы электролитов.
- •2. Теория электролитической диссоциации.
- •3. Сильные и слабые электролиты.
- •4. Электропроводность растворов электролитов.
- •5. Подвижность и числа переноса ионов.
- •Глава IX. Гальванические элементы.
- •1. Возникновение электродвижущих сил.
- •2. Термодинамика гальванического элемента.
- •3. Электродные потенциалы.
- •4. Классификация электродов и гальванических элементов.
- •Глава X. Кинетика гомогенных химических реакций.
- •1. Скорость химической реакции.
- •2. Молекулярность и порядок химической реакции.
- •3. Методы определения порядка химических реакций.
- •4. Сложные реакции.
- •5. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации.
- •6. Теория активных столкновений.
- •7. Теория переходного состояния.
- •XI. Гетерогенные процессы.
- •Глава XII. Цепные реакции.
- •Глава XIII. Поверхностные явления.
4. Осмотическое давление растворов.
Явление осмоса (от греч. osmos - толчок, удар) впервые наблюдал А. Нолле, помещая водный раствор сахара в стеклянной, закрытой снизу полупроницаемой перепонкой трубке в сосуд с чистой водой. Вода, проникая через перепонку, вызывала подъем уровня раствора в трубке (рис. 7.3).
Для предотвращения проникновения растворителя в раствор над раствором нужно создать избыточное давление (Р’), называемое осмотическим.
Рис. 7.3. Схема опыта
А. Нолле:
1 - трубка с раствором
сахара;
2 - сосуд с водой;
3 - полупроницаемая
перепонка.
В классической работе Вант-Гоффа (1886 г.) установлена связь осмотического давления с другими свойствами растворов.
Пусть раствор отделен от чистого растворителя полупроницаемой перегородкой (мембраной), способной перемещаться и пусть количество раствора так велико, что прибавление к нему или отнятие от него 1 моля растворителя не изменяет заметным образом его состав. Можно двумя путями перевести обратимо и изотермически 1 моль растворителя из чистого растворителя в раствор.
I путь. Испарение 1 моля растворителя из чистого растворителя при давлении его насыщенного пара Р0, расширение его до давления Р над раствором и конденсация под этим давлением в раствор.
Согласно (1.18) величина совершенной работы:
. (7.15)
Следует иметь в виду, что работы испарения и конденсации равны по величине, но противоположны по знаку, поэтому не учитываются.
II путь. Перемещение мембраны в растворитель на столько, пока сквозь нее в раствор не перейдет объем растворителя, отвечающий 1 молю его в газообразном состоянии. При этом, в соответствии с (1.11) совершается работа:
, (7.16)
где р’ - осмотическое давление;
v0 - молярный объем растворителя.
Так как А1 = А2, то , откуда:
. (7.17)
Это соотношение позволяет рассчитывать осмотическое давление для любых, в том числе и реальных растворов.
Для случая разбавленных растворов: и . Мольная доля растворенного вещества может быть рассчитана следующим образом:
, (7.18)
где n - количество растворенного вещества;
n0 - количество растворителя.
Тогда:
, (7.19)
где V = v0n0 - объем раствора;
- концентрация раствора.
Соотношение (7.19) называется уравнением Вант-Гоффа. Из него следует, что осмотическое давление разбавленных растворов равно такому давлению, которое оказывало бы при данной температуре растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем раствора.