дисперсные системы, в которых диспергированное вещество не взаимодействует с дисперсной средой (водой).
Гидрофильность и гидрофобность
понятия, характеризующие сродство веществ или образованных ими тел к воде: это сродство обусловлено силами межмолекулярного взаимодействия. Слова «гидрофильный» и «гидрофобный» могут относиться в равной степени к веществу, к поверхности тела и к тонкому (в пределе — толщиной в одну молекулу) слою на границе раздела фаз (тел). Г. и г. — частный случай лиофильности и лиофобности— характеристик молекулярного взаимодействия веществ с различными жидкостями.
Общей мерой гидрофильности служит энергия связи молекул воды с поверхностью тела; её можно определить по теплоте смачивания, если вещество данного тела нерастворимо. Гидрофобность следует рассматривать как малую степень гидрофильности, т.к. между молекулами воды и любого тела всегда будут действовать в большей или меньшей степени межмолекулярные силы притяжения. Г. и г. можно оценить по растеканию капли воды на гладкой поверхности тела. На гидрофильной поверхности капля растекается полностью, а на гидрофобной — частично, причём величина угла между поверхностями капли и смачиваемого тела зависит от того, насколько данное тело гидрофобно. Гидрофильны все тела, в которых интенсивность молекулярных (атомных, ионных) взаимодействий достаточно велика. Особенно резко выражена гидрофильность минералов с ионными кристаллическими решётками (например, карбонатов, силикатов, сульфатов, глин и др.), а также силикатных стекол. Гидрофобны металлы, лишённые окисных плёнок, органические соединения с преобладанием углеводородных групп в молекуле (например, парафины, жиры, воски, некоторые пластмассы), графит, сера и др. вещества со слабым межмолекулярным взаимодействием.
Понятия Г. и г. применимы не только к телам или их поверхностям, но и к единичным молекулам или отдельным частям молекул. Так, в молекулах поверхностно-активных веществ различают гидрофильные (полярные) и гидрофобные (углеводородные) группы. Гидрофильность поверхности тела может резко измениться в результате адсорбции таких веществ.
Повышение гидрофильности называют гидрофилизацией, а понижение — гидрофобизацией. Оба эти явления играют важную роль при обогащении руд методом флотации.В текстильной технологии гидрофилизация тканей (волокон) необходима для успешного крашения, беления, стирки и т.д., а гидрофобизация — для придания тканям водостойкости и непромокаемости.
10. Закон Гесса, следствия из закона.
Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.
Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.
Следствия из закона Гесса
Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).
Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты
Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты
Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.
Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.
11. Первый закон термодинамики.
Первый закон термодинамики — В не изолированной термодинамической системе изменение внутренней энергии равно разности между полученным количеством теплоты Q и работой A’, совершаемой данной системой
Говоря простым языком первый закон термодинамики говорит о энергии, которая не может сама создаваться и исчезать в никуда, она передается от одной системы к другой и превращается из одной формы в другую (механическая в тепловую).
Важным следствием первого закона термодинамики является то, что невозможности создать машину (двигатель), которая способна совершать полезную работу без потребления энергии извне. Такая гипотетическая машина получила название вечного двигателя первого рода.
1. В изохорном процессе (V=const). При изохорном процессе объем газа остается постоянным, поэтому газ не совершает работу. Изменение внутренней энергии газа происходит благодаря теплообмену с окружающими телами:
Здесь U1 и U2 – внутренние энергии газа в начальном и конечном состояниях. Внутренняя энергия идеального газа зависит только от температуры. При изохорном нагревании тепло поглощается газом Q > 0, и его внутренняя энергия увеличивается. При охлаждении тепло отдается внешним телам Q < 0
2. В изобарном процессе (P=const). При изобарном расширении газа подведенное к нему количество теплоты расходуется как на увеличение его внутренней энергии и на совершение работы газом:
При изобарном расширении Q > 0 – тепло поглощается газом, и газ совершает положительную работу. При изобарном сжатии Q < 0 – тепло отдается внешним телам. В этом случае A < 0. Температура газа при изобарном сжатии уменьшается, T2 < T1; внутренняя энергия убывает, ΔU < 0.
3. В изотермическом процессе (T=const). При изотермическом процессе температура газа не изменяется, следовательно, не изменяется и внутренняя энергия газа, ΔU = 0.
Количество теплоты Q, полученной газом в процессе изотермического расширения, превращается в работу над внешними телами. При изотермическом сжатии работа внешних сил, произведенная над газом, превращается в тепло, которое передается окружающим телам. Наряду с изохорным, изобарным и изотермическим процессами в термодинамике часто рассматриваются процессы, протекающие в отсутствие теплообмена с окружающими телами.
4. В адиабатном процессе (Q=0). При адиабатном процессе первый закон термодинамики выглядит:
То есть газ совершает работу за счет убыли его внутренней энергии. На плоскости (p, V) процесс адиабатического расширения (или сжатия) газа изображается кривой, которая называется адиабатой. При адиабатическом расширении газ совершает положительную работу (A > 0); поэтому его внутренняя энергия уменьшается (ΔU < 0). Это приводит к понижению температуры газа. Вследствие этого давление газа при адиабатическом расширении убывает быстрее, чем при изотермическом расширении.
В Формуле мы использовали:
— Изменение внутренней энергии
— Количество теплоты
— Работа внешних сил
— Работа совершаемая системой
— Объем газа
-Давление газа
12. Закон Авогадро, следствия из закона
Закон Авогадро. В равных объемах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.
Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.
Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.
13. Скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов.
Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые из них полностью заканчиваются за малые доли секунды (взрыв), другие осуществляются за минуты, часы, дни и большие промежутки времени. Кроме того, одна и та же реакция может в одних условиях (например, при повышенных температурах) протекать быстро, а в других (например, при охлаждении) – медленно. При этом различие в скорости одной и той же реакции может быть очень большим.
Раздел химии, изучающий скорости химических реакций, называется химической кинетикой.
При рассмотрении вопроса о скорости реакций необходимо различать гомогенные и гетерогенные реакции. С этими понятиями тесно связано понятие фазы.
Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком.
Гомогенная реакция протекает в объеме фазы [пример – взаимодействие водорода и кислорода с образованием водяного пара: H2(г) + O2(г) → H2O(г)], а если реакция гетерогенна, то она протекает на поверхности раздела фаз [например, горение углерода: C(т) + O2(г) → CO2(г)].
Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема фазы:
,
где n – количество вещества, моль; V – объем фазы, л; τ – время; С – концентрация, моль/л.
Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы:
,
где S – площадь поверхности раздела фаз.
К важнейшим факторам, влияющим на скорость гомогенной реакции, являются следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие катализаторов.
Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ. Реакция между молекулами происходит при их столкновении. Поэтому скорость реакции пропорциональна числу соударений, которые претерпевают молекулы реагирующих веществ. Число соударений тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ. Например, скорость реакции A + B → C пропорциональна произведению концентраций А и В:
v = k ·[A]·[B],
где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. По смыслу величина k равна скорости реакции для случая, когда концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.
Это соотношение выражает закон действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Гораздо реже реакция осуществляется в результате одновременного столкновения трех реагирующих частиц. Например, реакция
2А+В → А2В
может протекать путем тройного столкновения:
А+А+В → А2В
Тогда в соответствии с законом действия масс концентрация каждого из реагирующих веществ входит в выражение скорости реакции в степени, равной коэффициенту в уравнении реакции:
v = k· [A]·[A]·[B] = k· [A]2[B]
Сумма показателей степенив уравнении закона действия масс называется порядком реакции. Например, в последнем случае реакция имеет третий порядок (второй - по веществу A и первый - по веществу B.
Зависимость скорости реакции от температуры. Если воспользоваться результатами подсчета числа столкновений между молекулами, то количество столкновений окажется настолько большим, что все реакции должны будут протекать мгновенно. Это противоречие можно объяснить тем, что в реакцию вступают лишь молекулы, обладающие некоторой энергией.
Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации
С ростом температуры число активных молекул возрастает. Следовательно, скорость химической реакции должна увеличиваться с ростом температуры. Возрастание скорости реакции при нагревании принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции (γ) – числом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 10 градусов. Математически эта зависимость выражается правилом Вант-Гоффа:
,
где v 1 – скорость при температуре t 1; v 2 – скорость при температуре t 2. Для большинства реакций температурный коэффициент γ лежит в пределах от 2 до 4.
Более строго зависимость скорости реакции (а точнее, константы скорости) от температуры выражается уравнением Аррениуса:
,
где A – предэкспоненциальный множитель, зависящий только от природы реагирующих веществ; Ea –энергия активации, представляющая собой высоту энергетического барьера, разделяющего исходные вещества и продукты реакции (см. рисунок 2.1); R – универсальная газовая постоянная; T – абсолютная температура.
Снижение энергии активации по каким-либо причинам, согласно уравнению Аррениуса, приводит к увеличению скорости реакции.
Влияние катализаторов на скорость реакции.
Катализатор – это вещество, не расходующееся в процессе протекания реакции, но влияющее на ее скорость.
Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Обычно катализаторами называют вещества, увеличивающие скорость реакции, а ингибиторами – вещества, замедляющие протекание реакции. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции (рисунок 2.2).
А + В → АВ – некаталитическая реакция
А + С + В → АС + В → АВ + С – каталитическая реакция (С – катализатор)
В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии протекают с меньшими энергиями активации. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие переходные состояния, чем без него, и для их образования требуется меньше энергии, чем для образования переходных состояний, возникающих без катализатора. В результате скорость реакции возрастает.
14. Обратимые химические реакции. Состояние динамического равновесия в гомогенной системе.
Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необритимыми.
Большинство химических реакций являются обритимыми. Эта значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).Taк как со временем концентрации веществ уменьшается, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.
Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обдотной реакций станут равными V-> = <-V.
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной рекции, называют химическим равновесием.
При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями. На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом же деле в прямой, и обратный процесс продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным или динамическим.
При постоянных температуре и давлении скорости прямой и обратной реакций в результате изменений концентраций реагирующих веществ постепенно выравниваются. Химическая реакция протекает самопроизвольно до тех пор, пока не достигнуто химическое равновесие между реагирующими веществами. Химическое равновесие является динамическим равновесием, при котором скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, а концентрации всех участвующих в реакции веществ остаются постоянными.
Между понятиями "обратимая реакция" и "термодинамический обратимый процесс" нет ничего общего. Все реальные процессы, в том числе и обратимые химические реакции, являются термодинамически необратимыми процессами.
Пределом протекания обратимых реакций при заданных условиях является достижение состояния химического равновесия.
Состояние химического равновесия определяется общими признаками:
1) если система находится в состоянии равновесия, то состав ее с течением времени при постоянных внешних условиях не изменяется;
2) если система, находящаяся в равновесии, будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий, то с прекращением их действия она возвратится к прежнему состоянию.
При практическом определении равновесия химических реакций, протекающих сравнительно быстро, часто руководствуются только первым признаком. Количественное описание обратимых реакций проводят с помощью закона действующих масс (з.д.м.), который был открыт в 1867 г. норвежскими учеными - математиком Гульдбергом и химиком Вааге.
Применительно к гомогенным реакциям типа аА + вВ 
сС + дД з.д.м. формулируется так: химическая реакция находится в состоянии равновесия, если отношение произведения концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов достигает постоянного значения, характерного для реакции при данной температуре.
15. Принцип Ле-Шателье
Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому
Влияние температуры[править | править исходный текст]
Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:
Например, в реакции синтеза аммиака
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q
Влияние давления[править | править исходный текст]
Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.
В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:
| давление, МПа | 0,1 | |||||
| объемная доля NH3, % | 0,4 |
Влияние инертных газов[править | править исходный текст]
Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.
Влияние концентрации[править | править исходный текст]
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
· При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
· При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
16. Понятие осмоса и осмотического давления растворов. Обратный осмос.
Обратный осмос — процесс, в котором с помощью давления принуждают растворитель (обычно вода) проходить через полупроницаемую мембрану из более концентрированного в менее концентрированный раствор, то есть в обратном для осмоса направлении. При этом мембрана пропускает растворитель, но не пропускает некоторые растворённые в нём вещества.
Обратный осмос используют при очистке воды, получении питьевой воды из морской воды, получении особо чистой воды для медицины, промышленности и других нужд. С помощью обратного осмоса можно производить концентраты соков без нагрева.
О́смос (одавление) — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).
Более широкое толкование явления осмоса основано на применении Принципа Ле Шателье — Брауна: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану (осмос). Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.
Мера градиента осмотического давления, то есть различия водного потенциала двух растворов, разделённых полупроницаемой мембраной, называется тоничностью. Раствор, имеющий более высокое осмотическое давление по сравнению с другим раствором, называется гипертоническим, имеющий более низкое — гипотоническим.
Осмотическое давление может быть весьма значительным. В дереве, например, под действием осмотического давления растительный сок (вода с растворёнными в ней минеральными веществами) поднимается по ксилеме откорней до самой верхушки. Одни только капиллярные явления не способны создать достаточную подъёмную силу — например, секвойям требуется доставлять раствор на высоту до 100 метров. При этом в дереве движение концентрированного раствора, каким является растительный сок, ничем не ограничено.
Величина осмотического давления, создаваемая раствором, зависит от количества, а не от химической природы растворенных в нём веществ (или ионов, если молекулы вещества диссоциируют), следовательно, осмотическое давление является коллигативным свойством раствора. Чем больше концентрация вещества в растворе, тем больше создаваемое им осмотическое давление. Это правило, носящее название закона осмотического давления, выражается простой формулой, очень похожей на некий закон идеального газа:
,
где i — изотонический коэффициент раствора; C — молярная концентрация раствора, выраженная через комбинацию основных единиц СИ, то есть, в моль/м3, а не в привычных моль/л; R — универсальная газовая постоянная; T — термодинамическая температура раствора
Дата добавления: 2015-04-20; просмотров: 14 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |