17) Термодинамические параметры. Термодинамические показатели. Баланс напряжений
Любая ТДС характеризуется параметрами: температура, давление, плотность, концентрация, мольный объем. В любой ТДС обязательно протекают процессы, и они могут быть равновесными, неравновесными, обратимыми и необратимыми.
Если в ТДС определенное свойство системы не будет изменяться во времени, т. е. оно будет одинаковым во всех точках объема, то такие процессы – равновесные.
В неравновесных процессах свойство системы будет изменяться во времени без воздействия окружающей среды.
Обратимые процессы – процессы, в которых система возвращается в первоначальное состояние.
Необратимые – когда система не возвращается в первоначальное состояние.
Функции могут зависеть от пути процесса. Функции, которые зависят от начального и конечного состояний системы и не зависят от пути процесса, – функции состояния; внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и другие – полные дифференциалы.
энтальпия -это теплосодержание системы. То есть количество тепловой энергии содержащейся в веществе (H).
Энтропия это-мера не упорядоченности вещества. Размерность Дж/(моль. К)
Энергия Гиббса -это величина показывающая изменение энергии в ходе химической реакции, она показывает возможность или не возможность протекания химической реакции.(G) И так, обозначается эта энергия (дельта) G в нашем случае просто
G.G=H-T*S
;где G -это энергия Гиббса, H-Энтальпия вещества, T -температура в Кельвинах (273+С)Если в результате G<0 реакция возможна. Если в результате G>0 реакция не возможна. Если в результате G=0 реакция в стадии равновесия.
18) Электролитическая диссоциация, распад вещества на ионы при растворении. Э. д. происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем
Электролиты. Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам.
вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты)
Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов.
Степень диссоциации. Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.
Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n'), к общему числу растворенных молекул (п):
Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.
Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:
A K A + K+.
Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как
Сильные и слабые электролиты. В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.
К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НсlO4, Н2SO4(разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.
Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).
Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).
Для реакции диссоциации воды
выражение константы будет:
,
а не
рН раствора. Чтобы не писать числа с показателем степени, кислотность раствора часто выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя эту величину водородным показателем и обозначая ее рН:
В кислых растворах рН < 7, в нейтральных рН = 7, в щелочных рН > 7.
Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+. В соответствии с этими определениями к кислотам относятся, например, НСl, H2SO4, HNO3, H2S.
Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН . В соответствии с этими определениями к основаниям относятся, например, NaOH, Са(ОН)2, NH4OH.
Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы:
