Билет №9. Коллоидные растворы.

Дисперсные системы (раздробленные и гетерогенные) состоят из сплошной непрерывной среды – дисперсной фазы и раздробленных частиц – дисперсной среды.

Коллоидные системы – это высоко дисперсные гетерогенные системы, характеризующиеся сильно развитой поверхностью раздела фаз.

Истинный раствор – гомогенная система.

Коллоидные системы – гетерогенные системы с видимым разделом фаз. Характеризуются развитой поверхностью раздела фаз. Поверхностный слой обладает большой энергией. Одним из наиболее важных следствий является то, что на поверхности частиц адсорбируются ионы, что приводит к накапливанию вокруг частиц заряда.

Правило Пескова-Фаянса: ядро мицеллы адсорбирует из раствора преимущественно те ионы, которые входят в кристаллическую решетку ядра или являются изоморфным с ним и содержатся в некотором избытке. Изоморфизм- способность частиц замещать друг друга из-за одинаковых размеров.

Методы получения коллоидных растворов:

Механические – диспергирование (механическое дробление).

Химические – пептизация (химическое дробление).

Свойства коллоидных растворов

Устойчивость. Кинетическая – постоянство концентрации дисперсной фазы (обусловлена броуновским движением). Агрегативная – постоянство дисперсной фазы (обусловлено наличием у частиц одноименного заряда и как следствие – отталкивание). Более устойчивы гидрофильные золи (коллоидная частица взаимодействует с водой). Гидрофобные золи (смачиваемые водой) менее устойчивы.

Электрические. Перемещение гранул под действием электрического тока называется электрофорезом. Обусловлено наличием заряда у частиц.

Оптические. Способность коллоидных растворов рассеивать свет (в отличие от истинных растворов). Вследствии дифракции света на коллоидных частицах в коллоидном растворе происходит светорассеивание, которое становится видимым при наблюдении сбоку (конус Тиндаля).

Коагуляция – укрупнение коллоидных частиц из-за частичной или полной потери электрического заряда при добавлении электролита. При полной потере заряда коагуляция приводит к разрушению коллоидной системы. Гидрофобные золи весьма чувствительны к добавлению электролита. Чем выше заряд коагулирующего иона, тем сильнее его действие. В целом разрушение можно вызвать 4 способами: механическим, электрическим, термическим, добавлением электролита.

Коллоидные растворы-ядро, адсорбированные ионы, противоионы, растворитель

[AgI {[m(AgI)nAg+n(n-x)NO3- * Yh20]}^(x+)+ x NO3-*z H20}^0

ядро, []-кол.частица, диффузный слой, {}-мицелла

Билет №8. Растворы. Способы выражения концентрации.

Раствор-это многокомпонентная гомогенная система переменного состава.

Классификация растворов:

По агрегатному состоянию: газообразные (равновесная смесь газов), твердые (внедренные частицы растворенного вещества в узлах кристаллической решетки), жидкие.

По природе растворителя: водные, неводные (H₂SO₄, NH₄OH,…).

По состоянию растворенного вещества в данном растворителе: неэлектролиты, электролиты (сильные и слабые).По концентрации: предельно разбавленные (С<10^-4 мол/л), разбавленные (10^-4<С<10^-2 мол/л), концентрированные (10^-2<С<1 мол/л), насыщенные (растворенное вещество и нерастворенный избыток находятся в равновесии).

Идеальным раствор, образование которого из компонентов в одном агрегатном состоянии не сопровождается тепловым эффектом, изменением объема, а изменение энтропии положительно. В противном случае раствор называется реальным. Хорошим приближением идеального раствора является предельно разбавленный реальный раствор. Для раствора справедливо правило, что подобное лучше всего растворяется в подобном, т.е неполярные молекулы растворяются в неполярном растворителе с образованием молекулярного раствора (например толуол в бензоле) и наоборот.

Наиболее распространенным растворителем является вода. Вода, как полярный растворитель, гидротирует заряженные частицы и при этом выделяется теплота гидратации. Вода уменьшает взаимодействие ионов в растворе, т.к. обладает большой диэлектрической проницаемостью (e=78).

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр – водородный показатель среды pH, определяемый как взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH=-lgA_H+. По аналогии с pH вводится и pOH=-lgA_OH-. Водородный показатель определяет характер раствора. При 295К среда нейтральна при pH=7. При росте температуры pH нейтральной среды возрастает.

[H+]=(Kд*с)^1\2=alfa*C

Сольватацией -процесс взаимодействия между частицами растворенного вещества и растворителя. Сольватация из нескольких стадий протекающих последовательно или одновременно: молекулярная диссоциация, образование сольватов, ионизация и электролитическая диссоциация. Частным случаем сольватации является гидратация – взаимодействие растворенного вещества с водой. Молекулы растворителя при сольватации не разрушаются. Большинство сольватов являются малоустойчивыми соединениями. Однако некоторые вещества удерживают воду, будучи в твердом состоянии (кристаллогидраты), например CuSO₄*5H₂O – медный купорос.

Процесс распада электролитов на ионы в водных растворах и расплавах -электролитической диссоциацией. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса:

При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

Диссоциация – обратимы процесс. Как правило он не протекает до конца и в системе устанавливается динамическое равновесие.

Ионы в водном растворе находятся в хаотическом движении.

Диссоциацию слабого электролита можно охарактеризовать константой равновесия, называемой константой диссоциации К_д. Из значения константы диссоциации можно оценить силу электролита: меньшему значению К_д соответствует более слабый электролит и наоборот. Для слабых электролитов К_д для данной температуры является постоянной величиной (не зависит от концентрации электролита). Для количественной характеристики электролитической диссоциации вводится понятие степени диссоциации, равной отношению количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству этого вещества, введенного в раствор. Степень диссоциации является безразмерной величиной.

alfa=1 сильные электролиты

alfa<1 слабые, уменьшается с концентраией

Закон Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально молярной доле растворенного вещества. Из закона Рауля возникают два следствия:

Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

Температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя

Закон разбавление Оствальда:при уменьшении alfa повышается концентрация слабого электролита

alfa=(Kд/с)^1\2

Ионное произведение воды автопротолиз(самопроизвольно),Кв=10^-7;зависит от t не зависит от активности H OH

Билет №7. Химическая кинетика. Скорость химической реакции и закон действия масс.

Химическая кинетика изучает скорость и механизм протекания химических процессов, а так же их зависимость от различных факторов.

Скоростью химических реакций - изменение концентрации за единицу времени. Т.к. концентрация непрерывно меняется во времени, то и скорость непрерывно меняется во времени.

Факторы, влияющие на скорость реакции:

Природа реагирующих веществ. Условием осуществления химического взаимодействия между частицами является их столкновение. Взаимодействие происходит, если частицы приближаются на расстояние, на котором становится возможным перераспределение электронной плотности. Частица должна обладать некоторой энергией для преодоление энергетического барьера другой частицы- энергией активации E_a. Для атомов – это энергия отталкивания между электронными облаками, для молекул – энергия разрыва связей.

Концентрация реагентов. Закон действия масс: скорость гомогенной реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в некоторую степень. V=kC_a^NaC_b^Nb. В общем случае Na  a и Nb  b. K зависит от тех же факторов, что и сама скорость. Численные значения k зависят от выбора единиц времени и концентраций. Na и Nи – частные порядки реакций, их сумма называется общим порядком реакции. Произвольные значения. Порядок реакции совпадает со стехиометрическими коэффициентами, если реакция простая и концентрация первого вещества искусственно поддерживается постоянной.

Зависимость от температуры. Скорость большинства реакций с ростом температуры возрастает, т.к. повышается число активных частиц. Зависимость скорости реакции от температуры приблизительно выражается правилом Ван-Гоффа: скорость реакции при повышении температуры на каждые десять градусов возрастает в 2-4 раза.

V₂=V₁ ^(T2-T1)/10. Уравнение Аррениуса: k=Aexp(-E_акт/kT), где k-константа скорости реакции

Катализом -изменение скорости реакции под влиянием катализатора – вещества, повышающего скорость реакции, но не расходуемого в ней.

Особенности катализатора:

Не влияет на общую стехиометрию.

Одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, сокращая время достижения термодинамического равновесия. При этом катализатор не влияет на константу равновесия.

Влияет на механизм реакции, открывая новый путь с меньшей энергией активации.

Обладает селективным действием, т.е может ускорять один процесс, но не ускорять другой.

Расходуется в одной стадии, но восстанавливается в последующей.

Виды катализа: гомогенный, гетерогенный, ферментативный.

Билет №6. Химическое равновесие. Химический потенциал и его свойства. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение равновесия диссоциации воды в растворах электролитов. Гидролиз по катиону и аниону: изменение характера среды. Константа и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – такое состояние системы, что при некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы совпадают, т.е  H=T S. В этом случае  G=0 – условие термодинамического равновесия. При ТР скорость в прямом направлении равна скорости в обратном.

Химический потенциал ” Е”. Для систем с переменным составом и для любого типа реакций  Е _i i=0 – условие химического равновесия, Е -энергия Гиббса 1 моля вещества (для однокомпонентной системы). Значение химического потенциала нельзя измерить, но можно рассчитать исходя из уравнения связывающего химический потенциал с составом: Е _i=Е_i^o+RTlnK. Для реальных растворов  _i= _i^o+RTlnA_i

Активность “A” вещества – функция, определяющая свойства реальных растворов, имеющая размерность концентрации и связанная с ней следующими соотношениями: a=C*y=Cm*t=X*f, где{y,t,f}- коэффициенты активности, отражающие степень отклонения реальных систем от идеальных. Отклонения есть следствия взаимодействия компонентов друг с другом. Активность твердых, жидких тел и растворителей (в чистом виде) принимается равной 1. Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в растворителях. Поэтому на практике часто приходится сталкиваться с системами, в которых осадок и растворенное вещество находится в равновесии. Данный процесс протекает только на поверхности вещества, поэтому произведение активностей в растворе не зависит от активности твердого компонента. Таким образом произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре есть величина постоянная. Эта величина называется произведением растворимости электролита (ПР). ПР зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а так же от температуры.

Закон действия масс – выражение конкретных условий состояния химического равновесия, т.е математическое выражение константы равновесия.

Если в системе протекает реакция  _aA+ _bB<-> _cC+ _dD, то K_a=(a_c ^ca_d ^d)/(a_a ^aa_b ^b)-термодинамическая константа равновесия; K_p=(p_c ^cp_d ^d)/(p_a ^ap_b ^b) – концентрационная константа равновесия; K_c=(c_c ^cc_d ^d)/(c_a ^ac_b ^b). Термодинамическая константа равновесия не зависит от состава системы, а определяется лишь природой вещества и температурой. В общем случае K_aK_p K_c, но в предельно разбавленных растворах данное соотношение может нарушаться. Энергия Гиббса связана с константой равновесия соотношением  G=-RTlnK.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывают воздействие извне, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие.