close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Контрольная работа ФиКХ 2018

код для вставкиСкачать
ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«ДОНБАССКАЯ АГРАРНАЯ АКАДЕМИЯ»
Кафедра естественнонаучных дисциплин
Задания контрольных работ
по дисциплине
«ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ»
для студентов заочной формы обучения по направлениям подготовки:
35.03.03 «Агрохимия и агропочвоведение», 35.03.05 «Садоводство»
Рассмотрены на заседании кафедры
естественнонаучных дисциплин,
протокол № __
от «____» __________ 2018 г.
Макеевка, ДонАгрА 2018
2
УДК 543(075.8)
Задания контрольных работ по дисциплине «Физическая и коллоидная
химия» для студентов заочной формы обучения по направлениям подготовки
35.03.03
«Агрохимия
и
агропочвоведение»,
35.03.05
«Садоводство»
/
Чернышева Р. И. - Макеевка: ДОНАГРА, 2018. - 36 с.
Представлены задания контрольных работ по дисциплине «Физическая и
коллоидная химия» для студентов заочной формы обучения.
Составители:
доцент Чернышева Р. И.
Рецензенты:
Ответственный за выпуск: доц. П.В. Шелихов
3
СОДЕРЖАНИЕ
ВВЕДЕНИЕ
4
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
6
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
9
Тема 1 Основы термодинамики химических процессов
9
Тема 2 Химическая кинетика и катализ
14
Тема 3 Растворы
15
Тема 4 Поверхностные явления
19
КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
22
Тема 5 Общая характеристика дисперсных систем
22
Тема 6 Строение лиофобных золей
26
Тема 7 Грубодисперсные коллоидные системы
28
Тема 8 Высокомолекулярные соединения и их растворы
29
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
32
ПРИЛОЖЕНИЯ
33
4
ВВЕДЕНИЕ
Создание и рациональное применение новых и высокоэффективных сортов
растений, разработка и внедрение пестицидов, улучшение физических и физикохимических свойств почвы, переработка продуктов растениеводства и
животноводства невозможны без знания основ физической и коллоидной химии.
Физическая и коллоидная химия позволяют создать прочный фундамент для
таких специальных дисциплин, как биотехнология, агрохимия и биохимия,
почвоведение, земледелие, переработка и хранение сельскохозяйственной
продукции и других.
Методические рекомендации предназначены для самостоятельной работы
студентов-заочников по курсу «Физическая и коллоидная химия». В результате
изучения дисциплины студент должен:
знать: основные законы термодинамики, химической кинетики, катализа;
основы расчётов энергетики химических реакций и химического равновесия;
основы электрохимии; типы дисперсных систем, методы их получения;
основные приёмы стабилизации и нарушения агрегативной и кинетической
устойчивости; основные законы, описывающие процессы адсорбции на границе
раздела фаз
уметь: находить подходы к решению фундаментальных и прикладных
задач с использованием методов физической и коллоидной химии, рассчитывать
термодинамические и кинетические характеристики химических реакций и
дисперсных систем; применять и использовать полученные знания в
профессиональной деятельности
владеть: методами проведения физико-химических измерений и методами
оценки погрешностей при их измерении; понятийным аппаратом и
теоретическими представлениями в области физической и коллоидной химии
приобрести опыт деятельности: в работе с химическими веществами,
лабораторной химической посудой и приборами для выполнения конкретных
экспериментальных задач.
Настоящие задания контрольных работ составлены в соответствии с
рабочей программой дисциплины «Физическая и коллоидная химия» для
подготовки бакалавров на агрономическом факультете.
При изучении каждой темы студенту рекомендуется:
1. Разобрать примеры выполнения заданий.
2. Приступить к самостоятельному решению заданий.
При оформлении контрольной работы полностью переписывается условие
каждого задания. Ответы на теоретические вопросы записываются кратко, ясно
и по существу. При решении задач приводятся ход расчетов, математические
преобразования и размерности величин.
Контрольная работа оформляется аккуратно. Для замечаний оставляются
широкие поля. В конце работы приводится список используемой литературы,
ставится дата. Контрольная работа подписывается студентом и регистрируется
на кафедре естественнонаучных дисциплин.
5
Если контрольная работа не зачтена, ее необходимо исправить в
соответствии с замечаниями проверяющего и принести на повторную проверку.
При доработке нет необходимости переписывать в новую тетрадь задачи,
правильно выполненные ранее. Доработка проводится в той же тетради и только
тех заданий, которые были решены неправильно.
При возникновении трудностей в ходе выполнения контрольной работы
следует обратиться на кафедру естественнонаучных дисциплин за
консультацией.
Каждый студент выполняет контрольную работу в соответствии с
вариантом задания, определяемого по двум последним цифрам шифра зачётной
книжки студента, из таблицы «Варианты контрольных работ». Например, две
последние цифры шифра «25», следовательно, для выполнения контрольной
этого варианта студент должен взять номера заданий – 6, 18, 30, 40, 49, 55, 65,
74, 85, 95.
6
ВАРИАНТЫ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ
Шифр
00
01
02
03
04
05
06
07
08
09
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
Номера задач для контрольных работ
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
1
2
3
4
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
12
13
14
15
16
17
18
19
20
11
13
14
15
16
17
18
19
20
11
12
14
15
16
17
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
23
24
25
26
27
28
29
30
21
22
25
26
27
28
29
30
24
23
22
21
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
34
35
36
37
38
39
40
31
32
33
35
36
37
38
39
40
31
32
33
34
36
37
38
39
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
45
46
47
48
49
50
41
42
43
44
46
47
48
49
50
49
48
47
46
45
45
46
47
48
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
56
57
58
59
60
51
52
53
54
55
57
58
59
60
56
55
54
53
52
51
53
51
55
56
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
67
68
69
70
61
62
63
64
65
66
68
69
70
67
66
65
64
63
62
61
67
63
64
65
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
78
79
80
71
72
73
74
75
76
77
79
80
71
72
73
74
75
76
77
78
71
74
72
73
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
89
90
81
82
83
84
85
86
87
88
90
89
88
87
86
85
84
83
82
81
90
89
88
82
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
99
98
97
96
95
94
93
92
91
99
100
91
92
93
94
95
96
97
98
99
98
100
91
97
7
Шифр
34
35
36
37
38
39
40
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
Номера задач для контрольных работ
5
6
7
8
9
10
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
1
2
3
4
5
6
7
8
10
9
1
1
9
8
7
6
5
4
18
19
20
11
12
13
18
20
11
12
13
14
15
16
17
18
19
18
17
16
14
15
13
12
11
19
20
20
19
18
17
16
15
14
26
25
21
22
23
24
24
25
26
27
28
29
30
21
22
23
28
27
26
25
24
23
22
21
30
29
23
25
24
23
22
21
26
27
40
35
34
33
32
31
36
40
39
38
37
31
35
34
33
32
37
37
35
34
33
32
31
38
39
40
35
34
35
36
37
38
39
40
49
50
44
43
41
42
45
44
43
42
41
46
47
48
49
50
48
47
46
45
44
43
42
50
41
49
47
47
48
49
50
46
44
45
57
58
59
60
54
55
54
53
52
51
60
59
58
57
56
55
59
58
57
56
55
54
53
52
51
60
52
52
53
54
55
51
56
57
62
61
68
66
69
70
63
62
61
64
65
66
67
68
70
69
68
69
70
67
66
65
64
63
62
61
66
63
62
61
70
65
67
66
75
76
78
77
80
79
72
71
73
74
76
75
78
77
79
80
79
80
78
77
76
74
75
71
72
73
74
78
79
80
77
76
74
75
81
83
87
84
85
86
81
90
89
88
87
86
85
84
83
82
84
83
84
85
86
87
88
89
90
81
88
89
88
87
86
85
84
83
99
92
93
95
96
94
100
99
98
97
96
95
94
93
92
91
93
92
93
94
95
96
97
98
99
100
95
91
92
93
94
95
96
97
8
Шифр
68
69
70
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
Номера задач для контрольных работ
3
2
1
5
6
7
8
9
10
4
3
2
1
7
8
9
10
1
2
3
4
5
6
8
9
10
1
2
3
4
5
6
13
12
11
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
14
15
16
17
18
19
20
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
13
12
28
30
29
26
27
28
29
30
35
24
23
22
21
30
29
28
21
22
23
24
25
26
27
29
28
21
22
23
24
25
26
27
31
32
33
33
34
35
36
37
38
39
40
31
32
39
31
32
33
34
35
36
37
38
40
31
32
33
34
35
36
37
38
39
43
41
42
42
49
48
41
42
43
44
45
46
47
48
49
50
41
42
43
44
45
46
47
49
41
42
43
44
45
46
47
48
58
59
60
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
57
58
59
60
51
52
53
54
55
56
60
58
57
51
52
53
54
55
56
69
68
64
69
70
61
62
63
64
65
66
67
68
68
69
70
61
62
63
64
65
66
67
61
62
63
64
65
66
67
69
70
71
72
73
77
78
79
80
71
72
73
74
75
76
79
80
78
77
76
71
72
73
74
75
74
75
76
77
78
79
80
71
73
82
81
90
86
87
88
89
90
81
82
83
84
85
81
82
83
84
85
86
87
88
89
90
82
83
84
85
86
87
88
89
90
98
99
100
95
96
97
98
99
100
91
92
93
94
99
100
91
92
93
94
95
96
97
98
93
94
95
96
97
98
99
100
92
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Физическая химия – наука, объясняющая химические явления и
устанавливающая их закономерности на основе общих принципов физики.
Тема 1 Основы термодинамики химических процессов
Основные понятия химической термодинамики
В термодинамике физические и химические явления рассматриваются с
точки зрения изменения энергии. Термодинамика базируется на четырех началах
- постулатах, из которых наиболее значимыми являются первое и второе.
Система - тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно
или реально обособленных от окружающей среды границей раздела и
описываемых законами термодинамики. Система, обменивающаяся с окружающей
средой массой и энергией, называется открытой; обменивающаяся только
энергией, называется закрытой, и, наконец, не обменивающаяся ни массой, ни
энергией, называется изолированной. Объектами изучения классической
термодинамики являются только закрытые и изолированные системы.
Термодинамический параметр - величина, описывающая какое-либо
макроскопическое свойство системы. Параметры бывают интенсивные, не
зависящие от размера системы (температура, давление, теплоемкость и др.), и
экстенсивные, значения которых пропорциональны массе и обладают
свойствами аддитивности (масса, объем, энтропия).
Термодинамический процесс - переход системы из одного состояния в
другое, сопровождающийся изменением хотя бы одного термодинамического
параметра. Процесс может быть изотермическим (Т=const), изохорным (v =
const), изобарным (р = const), адиабатическим (отсутствует теплообмен с
окружающей средой).
Обратимый процесс допускает возможность возвращения системы в
первоначальное состояние. При этом в окружающей среде не происходит
никаких изменений.
Самопроизвольный процесс протекает в системе без затраты энергии
извне.
Функция состояния системы зависит только от параметров состояния и
не зависит от процессов, предшествующих данному состоянию.
Одной из термодинамических функций является внутренняя энергия.
Внутренняя энергия U характеризует общий запас энергии системы, включая
энергию поступательного, вращательного и колебательного движения молекул и
атомов, энергию ядер атомов. Внутренняя энергия не включает потенциальную
энергию, обусловленную положением системы в пространстве, и кинетическую
энергию движения системы как целого.
Абсолютную величину внутренней энергии определить невозможно, и
поэтому пользуются величиной ее изменения
∆U = U2-U1,
где U2, U1,- внутренняя энергия в конечном и начальном состоянии системы.
Переход энергии от одной системы к другой или от одной части системы к
другой части может происходить двумя различными путями - в виде работы А и
в виде теплоты Q.
Теплота Q – форма передачи энергии от одной системы к другой или от
одной части системы к другой ее части, связанная с ненаправленным движением
молекул.
Работа А – форма передачи энергии от одной системы к другой или от
одной части системы к другой ее части, связанная с направленным движением
молекул. Из всех видов работ термодинамика рассматривает только работу
расширения газов А=pV , где р-давление газа, V- объем газа.
Первое начало термодинамики
Первое начало термодинамики является выражением закона сохранения
энергии. Оно устанавливает связь между внутренней энергией, работой и
теплотой термодинамической системы.
В изолированной системе сумма всех видов энергии постоянна; при их
взаимных превращениях энергия не теряется и не создается вновь.
В любом процессе изменение внутренней энергии системы равно разности
количества теплоты Q, сообщенной системе, и работы А, совершенной
системой
∆U = Q-A.
(1.1)
Термохимия
Термохимия – раздел химической термодинамики, изучающий тепловые
эффекты химических реакций и базирующийся на первом начале
термодинамики.
Тепловым эффектом реакции называется теплота химического процесса
при постоянном объеме или давлении, постоянной температуре и отсутствии
всех видов работ, кроме работы расширения.
Теплота изохорно-изотермического процесса равна изменению
внутренней энергии, т.к. отсутствует работа расширения
QV=∆U
Теплота изобарно-изотермического процесса равна изменению энтальпии
Qp = ∆U + p∆V = U2 – U1 + pV2 - pV1 = (U2 + pV2) - (U1 +pV1) = H2 - H1 =∆H.
Qp=∆H.
Энтальпия Н – термодинамическая функция состояния, равная сумме
внутренней энергии и работы расширения: Н = U + pV.
В реакциях с участием жидких и твердых веществ ∆U = ∆Н. В реакциях с
участием газов объем может заметно изменяться, тогда
∆U =∆Н - ∆nRТ,
(1.2)
где Δn - изменение числа молей газообразных веществ,
R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/К моль.
Основным законом термохимии является закон Гесса:
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее проведения,
а определяется только химическим составом и агрегатным состоянием
участников реакции.
Используя закон Гесса, можно рассчитывать тепловые эффекты одних
реакций, зная тепловые эффекты других. Для практических расчётов часто
пользуются величинами энтальпий образования и энтальпий сгорания веществ.
Энтальпией образования вещества ΔНобр. называется изменение
энтальпии реакции образования 1 моля сложного вещества из простых веществ
при постоянном давлении.
Стандартная энтальпия образования ΔН°298обр. - это энтальпия
образования, измеренная при стандартных условиях (Т= 298 К, р=101,3 кПа).
Значения ΔН°298обр сложных веществ сведены в таблицах (см. приложения).
Энтальпия любой химической реакции ΔН°298 х.Р. в стандартных условиях может
быть рассчитана по стандартным энтальпиям образования исходных веществ и
продуктов реакции по следующему уравнению:
(1.3)
ΔН°298х.р. = ΔН°298 обр. прод - ΔН° 298 обр. исх. в-в.
Энтальпией сгорания ΔНсг. вещества называется энтальпия реакции
окисления 1 моля его кислородом до высших оксидов.
Стандартная энтальпия сгорания ΔН°298сг. - величина энтальпии сгорания,
измененная при стандартных условиях.
Энтальпия любой химической реакции ΔH°298 х.р. в стандартных условиях
может быть вычислена также и по стандартным энтальпиям сгорания участников
по уравнению
(1.4)
ΔН°298 х.Р. = ΔH°298сг. исх. в-в.. - ΔН° 298сг. прод
Стандартные энтальпии сгорания веществ приведены в приложениях.
Пример 1.
Определить изменение внутренней энергии ΔU°298 х.Р сгорания графита
2С(графит) + 02(г) = 2СО (г).
Решение.
Известно, что ΔU = ΔН - ΔnRТ.
ΔН°298 = 2ΔН°298(СО) - ΔН°298 (02) - 2ΔН°298 (С)
Так как ΔН 298 обр. простых веществ равна нулю, то
ΔН°298 Х.р. = 2 (- 110,35) = - 220,7 кДж.
Изменение числа молей реакции Δn = 2 - 1 = 1.
Следовательно, ΔU°298Х.р.= - 220,7 –1(8,З1·10-3 ·298)= - 223,8 кДж.
Пример 2.
Рассчитать энтальпию реакции гидролиза мочевины, если даны
стандартные энтальпии образования компонентов
ΔН°298 (С02)= - 393,52 кДж/моль,
ΔН°298 (CO(NH2)2) = - 332,85 кДж/моль,
ΔН°298 (Н2Ож) =- 285,57 кДж/моль,
ΔН°298 (NH3) = - 48,19 кДж/моль.
Решение.
Гидролиз мочевины описывается уравнением:
CO(NH2)2(Т) + Н20 (ж) = С02(г) + 2 NH3(г)
ΔН°298 = ΔН°298 (С02) + 2ΔН°298 (NH3) - ΔН°298 (Н20) - ΔН°298 (CO(NH2)2)
ΔН°298х.Р. = - 393,52 +2 (-48,19) - (-285,57) - (-332,85) = 119,52 кДж.
Пример 3.
Рассчитать энтальпию образования бензола, если известны энтальпии
сгорания бензола, углерода и водорода.
ΔН°298сг. (С) = ΔН° 298 обр. (С02) = - 393,52 кДж/моль,
ΔН°298сг. (Н2) = ΔН° 298 обр. (Н20) = - 285,57 кДж/моль,
ΔН°298сг. (С6Н6) = - 3264,6 кДж/моль.
Решение.
Уравнение реакции образования бензола из простых веществ имеет вид:
6С(графит) + 3Н2 (г) = С6Н6 (ж),
тогда
ΔН°298х.Р. = 6 (-393,52) + 3 (-285,57) - (- 3264,6) = 50,55 кДж/моль.
Второе начало термодинамики
Второе начало термодинамики устанавливает критерии, определяющие
направление самопроизвольных процессов, а также позволяет рассчитать
максимальное количество работы, которое может быть получено при протекании
самопроизвольного процесса. Второе начало носит статистический характер, т.е.
применимо к системам, которые состоят из большого числа частиц.
Критерием направления протекания процессов в изолированных системах
является энтропия S. Понятие энтропии введено Клаузиусом. Для обратимого
изотермического процесса
dS = δQ / T,
(1.5)
где dS = S2 – S1 – изменение энтропии системы;
δQ – теплота процесса;
Т – температура, при которой протекает процесс.
Энтропия является функцией состояния и не зависит от пути перехода
системы из начального в конечное состояние. Для необратимого процесса:
dS > δQ / T,
(1.6)
а в общем случае:
dS ≥ δQ / T.
(1.7)
Поскольку в изолированной системе отсутствует теплообмен, т.е. δQ = 0,
то dS ≥ 0.
Тогда второе начало для изолированной системы имеет формулировку: в
изолированной системе самопроизвольно могут совершаться только такие
процессы, при которых энтропия возрастает.
Заменив в уравнении первого начала термодинамики величину δQ на ТdS,
получим объединенное выражение первого и второго начала термодинамики:
ТdS ≥ dU + δА.
(1.8)
Абсолютные величины энтропии чистых веществ в стандартных условиях
S°298 вычислены и сведены в таблицах (см. приложение).
Изменение энтропии химической реакции ∆Sx.p. равно разности сумм
энтропий продуктов реакции и энтропий исходных веществ с учетом
стеохиометрических коэффициентов:
∆Sx.p.= (∑ S°298)прод - (∑ S°298)исх. в-в
(1.9)
Пример 4.
Рассчитать изменение энтропии для реакции
Н2(г) +
Сl2(г)= 2НС1(г)
Решение.
∆S°298x.p.=2S°298HC1- ( S°298H2+ S°298C12).
На основании данных таблицы приложения
∆S°298x.p =2·186,79 - ( 131 + 222,98) = 19,60 Дж/моль К.
Контрольные задания № 1-10
Объясните основные понятия термодинамики: система, процесс и их типы,
внутренняя энергия, работа, теплота, энтальпия.
Вычислите изменение энтальпии реакции при 298 К (Р= const, V = const)
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Реакции
СН4(г) +НNO3(ж) = CH3NO2(г) +Н20(ж)
4НС1(г) + O2(г) = 2Н2O(ж) + 2Сl2(г)
4NO(г) + 6 Н2O(ж) = 4NH3(г) + 5O2(г)
СО(г) + ЗН2 (г) = СН4(г) + Н2O(ж)
2СО(г) + SO2(г) = S(TB) + 2СO2(г)
CH4(г) + CO2(г) = 2 CO(г) + 2 H2(г)
СН3СНО(г) + Н2(г) = С2Н5ОН(ж)
NH4C1(TB) = NH3(г) + HC1(г)
СаС2(тв) + 2Н2O(ж) = С2Н2(г) + Са(ОН)2(тв)
С2Н5ОН(ж) = С2Н4 + Н2O(ж)
Контрольные задания 11-20
Объясните понятие энтропия и ее физический смысл. Для химической
реакции, указанной в таблице, вычислить изменение энтропии (ΔS0).
№
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
Уравнения реакций
4NH3 + 5O2 = 6H2O + 4NO
CCl4 + 4 H2 = CH4 + 4HCl
2S2 + CH4 = 2H2S + CS2
CO + 3H2 = CH4 + H2O
Cl2 + CO = COCl2
CH3I + HI = CH4 + I2
CH4 + Br2 = CH3Br + HBr
F2 + H2O = 2HF + O
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2
4HBr + O2 = 2H2O + 2Br2
Тема 2 Химическая кинетика и катализ
Кинетикой химических реакций называется учение о механизме и
скорости химических реакций. Наиболее важными факторами, влияющими на
скорость реакции, являются концентрация реагирующих веществ, температура и
наличие катализаторов.
Основным законом химической кинетики является закон действующих
масс. Для химической реакции: аА + вВ → продукты,
уравнение скорости реакции можно представить выражением:
V=kCaACвB,
(2.1)
где
V - скорость реакции;
СA, СB - молярные концентрации веществ А и В для реакций в растворах;
k - константа скорости реакции;
а и в - порядки реакции по веществам А и В.
Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях
реагирующих веществ, равных 1 моль/л.
Скоростью химической реакции называется изменение молярной
концентрации любого из участвующих в реакции веществ в единицу времени.
Порядок реакции определяется по виду уравнения, выражающему
зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Порядок
реакции равен сумме показателей степеней при концентрациях в кинетическом
уравнении скорости реакции. Реакции разделяются на реакции первого, второго
порядка, третьего порядка, нулевого порядка и дробных порядков.
Пример 1.
Определите порядок реакции. Напишите выражение для определения
скорости реакции:
а) Н2О2 (ж) = О2 (г) + 2Н (г),
б) S (тв) + О2 (г) = SO2 (г).
Порядок реакции определяется суммой величин показателей степени при
значениях концентраций исходных веществ в кинетическом уравнении:
а) V1 = K1[H2O2];
б) V2 = K2[O2].
Поэтому обе реакции первого порядка.
Контрольные задания № 21-30
Как скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих
веществ? Каков физический смысл константы скорости химической реакции?
Какие типы химических реакций вы знаете?
Для уравнений реакций, приведенных в таблице (считающиеся
сложными), написать кинетические уравнения скоростей прямых реакций.
Исходя из выражений скоростей прямых реакций, написать выражения для
определения порядков этих реакций.
№
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
Уравнения реакций
4NH3 + 5O2 = 6H2O + 4NO
CCl4 + 4 H2 = CH4 + 4HCl
2S2 + CH4 = 2H2S + CS2
CO + 3H2 = CH4 + H2O
Cl2 + CO = COCl2
C2H4 + HF = C2H5F
2NO + Cl2 = 2NOCl
2NO2 = 2NO + O2
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
C2H4 + H2O = C2H5OH
Тема 3 Растворы
Растворы - это однородные (твердые, жидкие, газообразные),
многокомпонентные системы, состав которых может непрерывно и произвольно
изменяться в некоторых пределах. Растворы занимают промежуточное
положение между химическими соединениями и физическими смесями.
Как химические соединения растворы обладают следующими свойствами:
1) между компонентами растворов имеет место химическое
взаимодействие, приводящее к образованию непрочных, непостоянного состава
соединений из молекул растворенного вещества и растворителя (сольваты,
гидраты);
2) при растворении имеют место объёмные и тепловые эффекты;
3) свойства растворов отличаются от свойств составляющих его
компонентов.
Как физические смеси растворы не подчиняются законам:
1) постоянства состава;
2) кратных отношений;
3) эквивалентов.
Особое значение имеют жидкие и, в частности, водные растворы, так как
подавляющее большинство процессов в природе совершается в водной среде.
Водные растворы играют исключительно важную роль во всех процессах,
протекающих в почвах, а также в животных и растительных организмах.
Важнейшей количественной характеристикой раствора является
концентрация растворенного вещества. Концентрация указывает содержание
растворенного вещества в:
- определенной массе раствора (массовый процент);
- определенной массе растворителя (моляльная концентрация);
- определенном объеме раствора (молярная концентрация, молярная
концентрация эквивалента).
Безразмерными величинами являются мольная доля и массовая доля.
Температура замерзания и кипения растворов
Вследствие понижения давления пара над раствором по сравнению с
чистым растворителем понижается температура замерзания и повышается
температура кипения растворов по отношению к растворителю. Зависимость
понижения температуры замерзания ∆Тзам. = Tзам. р-ля. - Тзам. р-ра и повышения темпера туры
кипения ∆Ткип. = T кип.р-ла. - Ткип.р-ля. раствора от концентрации выражается уравнениями:
∆Тзам.=Kс;
(3.1)
∆Ткип.=Ес;
(3.2)
где K - криоскопическая константа растворителя;
Е - эбуллиоскопическая константа растворителя;
с - моляльная концентрация (число молей вещества в 1000 г растворителя).
Криоскопическая константа K равна понижению температуры
замерзания раствора, содержащего 1 моль растворенного вещества в I кг
растворителя. Криоскопическая константа определяется только природой
растворителя и не зависит от концентрации и природы растворенного вещества.
Например, для воды К = 1,86 град кг/ моль (см. Приложения)
Эбуллископическая константа Е равна повышению температуры
кипения растворителя, содержащего 1 моль растворенного вещества в 1 кг
растворителя. Она также определяется только природой растворителя.
Криоскопическая и эбуллиоскопическая константы могут быть рассчитаны
по следующим формулам:
(3.3)
(3.4)
lпл - удельная теплота плавления растворителя,
lисп - удельная теплота испарения растворителя.
Свойство растворов понижать температуру замерзания и повышать
температуру кипения по сравнению с чистым растворителем используется для
определения молекулярной массы растворенных веществ. После преобразования
уравнения (3.3) и (3.4) можно получить следующие формулы:
где
,
где
.
а - масса растворенного вещества, в г;
в - масса растворителя, в г.
(3.5)
(3.6)
Осмос и осмотическое давление
Явление самопроизвольного перехода молекул растворителя из
растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с
большей концентрацией через полупроницаемую мембрану называется
осмосом.
Полупроницаемыми мембранами называются перегородки, которые
непроницаемы для молекул растворенного вещества и проницаемы для молекул
растворителя. Давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы привести
его в равновесие с чистым растворителем и тем самым остановить осмос,
называется осмотическим давлением. Величина осмотического давления
раствора может быть рассчитана по уравнению Вант-Гоффа:
(3.7)
где
π - осмотическое давление раствора;
с - молярная концентрация (число молей растворенного вещества в 1 л
раствора);
m - масса растворенного вещества в 1 л раствора;
М - молекулярная масса растворенного вещества.
Преобразуя последнее уравнение, получаем формулу для расчёта
молекулярной массы растворенного вещества:
(3.8)
Пример 1.
Температура кипения чистого сероуглерода равна 46,200°С. Раствор,
содержащий 0,21 г серы в 19,18 г сероуглерода, кипит при температуре 46,304
˚С. Эбуллиоскопическая константа сероуглерода равна 2,37. Сколько атомов
содержится в молекуле серы, растворенной в сероуглероде?
Поскольку атомная масса серы равна 32 г/моль, число атомов серы равно
256 : 32 = 8, т.е. формула молекулы S8.
Пример 2.
Удельная теплота испарения воды при температуре кипения равна 2253
дж/г. Определить температуру кипения водного раствора 0,05 моль нелетучего
растворенного вещества в 200 г воды.
Пример 3.
Чему равно осмотическое давление водного раствора глюкозы при
300 К. Массовая доля глюкозы - 3 %, плотность раствора - 1 г/см3.
Решение.
Находим молярную концентрацию глюкозы. В 1 дм3 раствора, масса
которого 1000 г, содержится 1000 * 0,03 = 30 г глюкозы.
М(С6Н12О6) = 180 г/моль
С = 30 / 180 = 0,166 моль/дм3
Осмотическое давление
π = СRT = 0,166 * 8,314*103 * 300 = 4,14*105 Н/м2
Контрольные задания № 31-40
Что такое идеальный раствор? Сформулируйте и запишите
математическое выражение закона Рауля. Поясните, как и почему изменяются
температуры замерзания и кипения растворов по сравнению с чистыми
растворителями. Заполните таблицу (расчеты представить полностью).
№
31
32
33
34
35
36
37
38
39
40
Растворенное
вещество
Растворитель,
масса в граммах
С3Н8О3, 500г
С2Н5ОН, 2 кг
C12H22О11, 7,5г
ZnCl2, 2 моля
Неизвестная
примесь, 5 г
Сера, 021 г
NaOH, 2,05 г
Примесь,0,5 г
KNO3 5 г
СаС12, 1,5 г
H2O, 1000
H2O, 8000
H2O, 250
H2O, 1000
ΔТзам,°С ΔТкип,°С
5
5,49
CCl4, 25
4,7
CS2 19,18
H2O, 100
CHCl3, 50
H2O, 500
H2O, 200
0,104
0,3
0,01
К (Н2O) = 1,86 град кг/моль;
К (СНСl3) = 4,9 град кг/моль;
К (ССl4) = 2,98 град кг/моль;
К(С 6Н 6) = 5,1 град кг/моль;
Молярная
масса, М
100
Е (Н2O) = 0,516 град кг/моль;
Е (СНСl3) = 3,88 град кг/моль;
Е (СС14) = град кг/моль;
Е (CS2) = 2,37 град кг/моль.
Контрольные задания 41-50
Опишите процесс осмоса. Дайте определение осмотического давления и
сформулируйте закон Вант - Гоффа. Заполните колонки таблицы.
№
41
42
43
44
45
46
47
Растворенное Температура,
вещество
°С
С3Н8О3
NaCl
C12H22O11
C12H22O11
NaCl
CO(NH2)2
СаС12
18
0
27
0
37
25
20
Концентрация
растворенного
вещества
Осмотическое
давление, π, Па
3,04 ֹ 105
0,025 моль/л
0,03 моль/л
0,001 г/мл
0,16 моль/л
0,01 моль/л
0,05 моль/л
48
49
50
С6Н12О6
Na3PO4
KBr
25
15
25
1,41 ֹ 105
0,3 моль/л
0,125 моль/л
5,6 ֹ 105
Тема 4 Поверхностные явления
Известно, что любая поверхность обладает свободной поверхностной
энергией G, величина которой определяется как произведение поверхностного
натяжения σ на величину площади поверхности S:
G = σ S.
Самопроизвольное изменение концентрации вещества на поверхности
раздела фаз по сравнению с его концентрацией внутри фазы называют
адсорбцией.
Количественно процесс мономолекулярной адсорбции на поверхности
раствора может быть выражен уравнением Гиббса:
(4.1)
Пример 1.
Определите поверхностное натяжения жидкости, если в капилляре с
диаметром d=1-10~3 м она поднимается на высоту h = 32,6⋅10-3 м. Плотность
жидкости р =1000 кг/м3. Краевой угол смачивания θ= 0°. g- ускорение
свободного падения = 9.81 r- радиус, равен d/2.
При использовании метода поднятия жидкости в капилляре для расчета
применяют уравнение Жорена:
Контрольные задания № 51-60
От чего зависит поверхностное натяжение? Как называется вещество,
растворение которого вызывает увеличение поверхностного натяжения? Как
называется вещество, растворение которого вызывает уменьшение
поверхностного натяжения? Приведите примеры поверхностно-активных и
поверхностно инактивных веществ.
По данным таблицы найдите поверхностное натяжение жидкости, если в
капилляре с диаметром d она поднимается (опускается) на высоту h. Сделайте
предположение о природе жидкости.
№
Диаметр
капилляра
d, мм
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60
1
2
3
10,00
5,00
3,00
4,50
8,00
4,00
3,50
Высота
жидкости в
капилляре
h, мм
1
2
3
0,30
2,04
10,00
6,50
1,00
0,45
8,4
Плотность
Краевой угол
.
жидкости ρ 10 смачивания
3
, кг . м-3
θо
1
2
3
0,797
0,779
0,998
0,998
1,049
1,263
0,998
1
2
3
75
35
0
0
42
80
0
КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
Коллоидная химия - наука о поверхностных явлениях и дисперсных
системах, их физических, химических и структурно-механических свойствах.
Фаза – совокупность частей системы, тождественных по составу и
термодинамическим свойствам. Дисперсная система состоит, по крайней мере,
из двух фаз, одна из которых раздроблена, другая – не раздроблена.
Раздробленная фаза называется дисперсной фазой, нераздробленная дисперсионной средой. Большинство природных объектов, таких как почва,
дымы, пыли, облака, водоемы, биологические жидкости, пленки, сыпучие
материалы, являются дисперсными системами.
Признаки объектов коллоидной химии
Для объектов коллоидной химии характерны два общих признака:
гетерогенность и дисперсность.
Гетерогенность или многофазностъ выступает как признак,
указывающий на наличие межфазной поверхности. Коллоидная химия изучает
процессы и явления, протекающие на межфазных границах, такие, как адсорбция,
адгезия, образование двойного электрического слоя и др.
Дисперсность (раздробленность) D - второй признак объектов
коллоидной науки, указывающий на наличие в системе большого числа частиц,
распределенных в сплошной дисперсионной среде. Она определяется размерами
частиц - а (м) и часто характеризуется величиной, обратной поперечному
размеру а, т е. 1/а (м-1).
Тема 5 Общая характеристика дисперсных систем
Коллоидные системы – системы, размер частиц дисперсной фазы в
которых составляет 10-7 – 10-9 м. Коллоидные системы характеризуются
гетерогенностью, т.е. наличием поверхностей раздела фаз и очень большим
значением удельной поверхности дисперсной фазы. Это обусловливает
значительный вклад поверхностной фазы в состояние системы и приводит к
появлению у коллоидных систем особых, присущих только им, свойств.
Молекулярно-кинетические свойства коллоидных систем
Броуновское движение (Роберт Броун, 1827 г) - непрерывное движение
мелких частиц, взвешенных в дисперсионной среде, в результате которого
частицы дисперсной фазы получают огромное число ударов. При уменьшении
размеров частиц и повышении температуры движение частиц ускоряется.
Осмотическое давление присуще коллоидным системам и является
коллигативным свойством, т.е. зависящим от числа свободно движущихся
частиц.
Агрегативная устойчивость - способность дисперсной системы
сохранять неизменными размеры частиц дисперсной фазы.
Дисперсные системы обладают избытком поверхностной энергии и
являются термодинамически неустойчивыми. В них могут самопроизвольно
идти процессы укрупнения частиц.
Коагуляция - процесс потери агрегативной устойчивости коллоидных
систем за счёт слипания частиц и их укрупнения.
Зависит от:
- изменения температуры;
- механических воздействий;
- концентрации;
- электрического тока;
- действия электролитов.
Вызывает следующие основные изменения в системах:
- увеличение мутности раствора;
- окраски раствора;
- уменьшение осмотического давления;
- возрастание вязкости.
Механизм процесса коагуляции. Теория Дерягина- Ландау- ФервеяОвербека (теория ДЛФО) объясняет закономерности поведения лиофобных
дисперсных систем и основана на следующих положениях:
1) физические аспекты взаимодействия между двумя сближающими
частицами, в основе которого лежит соотношение между силами притяжения и
отталкивания. Если при любом расстоянии между частицами энергия
притяжения преобладает над энергией отталкивания, в системе наблюдается
быстрая коагуляция;
2) влияние расклинивающего давления (впервые ввел Б. В. Дерягин, 1935
г.). Плёнка жидкости, находящаяся между двумя твёрдыми телами, оказывает
расклинивающее давление и тем самым препятствует их абсолютному
сближению. Роль плёнки в коллоидных растворах выполняют гидратные или
сольватные оболочки противоионов диффузного слоя. При введении в
коллоидный раствор электролитов происходит уменьшение толщины
сольватных оболочек, что приводит к ослаблению расклинивающего действия.
При этом происходит уменьшение электрокинетического потенциала до
критического значения ξ = ± 30 МВ, система приходит в изоэлектрическое
состояние, частицы сближаются и слипаются в более крупные агрегаты
Порог коагуляции γ - наименьшая концентрация электролита, при которой
начинается коагуляция. Он рассчитывается по формуле:
ммоль/л
где
(5.1)
Сэл ,Vэл - концентрация и объем электролита соответственно;
V золя - объем золя.
Пример 1.
Для коагуляции 100 мл золя Fe(OH)3 взяли 10,5 мл раствора хлорида
натрия с молярной концентрацией эквивалента Сн = 1 моль/л, 62 мл раствора
сульфата калия Сн=0,01 моль/л и 37 мл раствора фосфата натрия Сн = 0,001
моль/л. Рассчитать пороги коагуляции этих электролитов.
Решение.
Используя предыдущую формулу, имеем для электролита NaCl
52
для электролита K2S04
для электролита Na3P04
Правила коагуляции Шульце-Гарди
Влияние электролитов на устойчивость дисперсных систем, изученное Г.
Щульце (Германия), У. Гарди (Англия), позволило заключить, что:
- коагуляцию вызывает либо катион, либо анион электролита. Этот ион
получил название иона-коагулянта;
- коагулирующее действие иона зависит от его заряда: чем больше заряд
иона-коагулянта, тем его коагулирующее действие больше, а порог коагуляции
меньше;
- знак заряда гранулы золя противоположен знаку заряда коагулирующего
иона.
Пример 2.
Для некоторого золя пороги коагуляции электролитами оказались
следующими (моль/л): γ(KNO3) = 50; γ (MgCl2) = 0,72; γ (AlCl3) = 0,093; γ (NACl)
= 51; γ (MgSO4 ) = 0,81; γ (Al(NO3)3) = 0,095. Определить направление движения
гранулы при электрофорезе.
Решение.
Предположим, что коагуляцию вызывают анионы NO3 и3 Сl. Если бы это
было так, то у электролитов KNO3, MgCl2, А1Сl3, Аl(NО3)3 пороги коагуляции
были равны, по условию это не так.
Следовательно, коагуляцию вызывают катионы. Сравним пороги
коагуляции и заряды катионов:
К+, Na+ - 50,51 моль/л
Mg2+ - 0,72; 0,81 моль/л
А13+ - 0,093; 0,095 моль/л
Ион Al 3+ с большим зарядом обладает меньшим порогом коагуляции, ион
К+ с меньшим зарядом имеет больший порог коагуляции, что подтверждает
правило Шульце-Гарди.
Так, как гранула золя обладает отрицательным зарядом, поэтому, будет
перемещаться к аноду при электрофорезе.
Пример 3.
Почвенный коллоидный гидрозоль кремниевой кислоты объемом 100 мл
подвергся коагуляции нитратом калия (V(KNO3) = 10 мл, Сн = 0,01 моль/л) и
хлоридом железа (V= 1 мл, Сн = 0,005 моль/л). Представить формулу мицеллы и
определить направление движения гранулы при электрофорезе.
Решение.
Рассчитаем пороги коагуляции электролитов:
Если бы коагуляцию вызывали анионы NO- 3 и Сl-, пороги коагуляции
электролитов были бы равны, т.к. заряды анионов одинаковы.
По расчёту это не так, следовательно, коагуляцию вызывают катионы K+ и
Fe3+. Значения порогов коагуляции подтверждают правило Шульце-Гарди (заряд
Fe3+ > заряда K+; а порог коагуляции 0,05 меньше 9,09). По правилу ШульцеГарди знак заряда гранулы противоположен знаку заряда иона-коагулянта, т.е.
гранула гидрозоля кремниевой кислоты отрицательна. Формула мицеллы имеет
вид:
{[mH2SiO3]nSiO32- (n - х)Н+}x- xH+
Контрольные задания № 61-70
Назовите молекулярно-кинетические свойства коллоидных систем.
Перечислите методы получения коллоидных растворов.
Порог коагуляции гидрозоля вещества А под действием электролита В
равен γК. Для этого золя рассчитать пороги коагуляции электролитами С, Д, Е,
учитывая, что отношения к порогу коагуляции для двух и трех зарядных ионов к
однозарядному иону коагулянту равны: 0,016 и 0,0013 соответственно.
№
А
61
AgCl
62
AgJ
63
Fe(OH)3
64
AgJ
65
Fe2O3
66
Al2O3
67
As2O3
68 Fe4[Fe(CN)6]3
69 Fe4[Fe(CN)6]3
70
Ag
Заряд кол.
частицы
В
γК·102,
моль/л
–
+
+
–
+
+
–
+
–
+
KNO3
KCl
KCl
NaCl
NaCl
NaCl
KCl
NaCl
KCl
KCl
4,3
2,8
9,25
14,2
1,18
5,2
4,9
15,1
11,1
9,2
С
Д
Е
CaCl2
NaCl
Na3PO4
ZnSO4
K3PO4
AlCl3
CuSO4
Na3PO4
NaNO3
CuSO4
Al(NO3)3 Th(NO3)4
KNO3
Na2SO4
K3PO4
K4Fe(CN)6 K2SO4
NaNO3
CuCl2
Al(NO3)3 Na2SO4
KNO3
CuSO4
Na3PO4
KNO3
CaCl2 Al(NO3)3
CuSO4
NaNO3
K3PO4
Тема 6 Строение лиофобных золей
Лиофобная коллоидная система состоит из частиц, составляющих
дисперсную фазу – мицелл и дисперсионной среды – интермицеллярной
жидкости. Для представления структур коллоидных мицелл применяют
мицеллярные формулы.
Рассмотрим порядок написания таких формул на примере коллоидной
частицы хлорида серебра, полученного реакцией обмена:
AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3.
Структура мицеллы AgCl будет определяться концентрацией компонентов
AgNO3 и KCl, т.е. тем, какой компонент взят в избытке. При этом может быть в
избытке AgNO3 (1 случай) или KCl (случай 2), или концентрации AgNO3 и KCl
равны (случай 3).
Рассмотрим случай 1:
а) записывают формулу основного вещества – ультрамикрокристалла
AgCl, состоящего из «m» молекул AgCl в квадратных скобках m[AgCl];
б) определяют, исходя из избытка компонента, потенциалопределяющие
ионы, которые согласно правилу ионной адсорбции (правилу Пескова-Фаянса)
должны быть родственными с твердой поверхностью, т.е. с ультрамикрокристаллом. В нашем случае это ионы «nAg+»;
в) ультрамикрокристалл вместе с потенциалопределяющими ионами
образует ядро мицеллы m[AgCl]nAg+;
г) за ядром записывают противоионы адсорбционного слоя, т.е. ионы NO3ˉ,
их число будет (n – x). Ядро и противоионы адсорбционного слоя образуют
гранулу мицеллы, которая заключается в фигурные скобки и несет на себе заряд,
отвечающий заряду потенциалопределяющих ионов; за гранулой записывают
противоионы диффузного слоя. В целом эта структура носит название мицеллы.
При избытке KCl формула мицеллы будет иметь вид:
{m[AgCl]nClˉ(n – x)K+}хˉ хK+.
При равенстве концентраций исходных веществ гранула не имеет заряда.
Формула мицеллы имеет вид:
m[AgCl]nAg+ nClˉ.
Пример 1.
Представить формулу мицеллы почвенного коллоида гидрозоля
кремниевой кислоты, если гранула при электрофорезе перемещается к аноду.
Решение.
Основное
вещество,
образующее
ультрамикрокристалл,
это
H2SiO3(SiO2·nH2O). Гранула перемещается к аноду, следовательно, она несет
отрицательный заряд. Молекулы H2SiO3 частично диссоциируют на ионы:
H2SiO3 ↔ 2Н+ + SiO32ˉ, из которых ионы SiO32ˉ будут потенциалопределяющими,
а противоионами будут Н+. Формула мицеллы будет иметь вид:
{m[H2SiO3]nSiO32ˉ2(n – x)Н+}2х- 2хН+.
Пример 2.
Составить формулу мицеллы и обозначить ее составные части, если она
получена реакцией обмена между 20 мл раствора Ba(NO3)2, молярная
концентрация эквивалента которого С(1/2 Ba(NO3)2) = 0,001 моль/л и 20 мл
раствора Nа2SO4, С(Nа2SO4) = 0,02 моль/л.
Решение.
Рассчитаем число ммоль-эквивалентов компонентов Ba(NO3)2 и Nа2SO4
для того, чтобы определить, какой из них взят в избытке:
n Ba(NO3)2 = 20 · 0,001 = 0,02 ммоль;
n Nа2SO4 = 20 · 0,02 = 0,4 ммоль(избыток).
Уравнение реакции Ba(NO3)2 + Nа2SO4 = ВаSO4↓ + 2 NаNO3 показывает,
что труднорастворимое вещество и составляет основное вещество мицеллы,
формула которой такова:
{m[ВаSO4]n SO42ˉ2(n – x)Nа +}2х- 2хNа +.
Контрольные задания № 71-80
Являются ли лиофобные дисперсные системы термодинамически
устойчивыми? Седиментационно устойчивыми? Какие факторы способны
обеспечить агрегативную устойчивость лиофобных золей?
Согласно варианту контрольной представьте формулу мицеллы, обозначте
ее составные части и определите направление движения противоионов при
электрофорезе (к катоду или аноду).
Золь получен при смешивании растворов
№
71
72
73
74
75
76
77
78
79
80
Концент Объем
Концент Объем
Раствор 1 рация C1 раствора Раствор 2 рация C2 раствора.
2моль/л
моль/л V1, мл
V2, мл
А1(ОН)3 AlCl3
0,01
50
NaOH
0,1
25
Fe(OH)3
Гидролизом FeCl3
H2Si03
NaSi03
0,1
20
НСl
0,01
50
Золь
CuS
CuCl2
СаСОз Ca(N03)2
FeP04
FeCI3
Mg3(P04) MgCl2
CaS04
CaCl2
Al2(Si03) A1(N03)
PbS
Pb(N03)2
0,01
35
K2S
0,1
25
0,05
0,1
0,05
0,01
0,01
0,05
20
30
50
25
20
30
К2СО3
Na3P04
H3PO4
K2S04
H2Si03
K2S
0,1
0,01
0,1
0,1
0,1
0,01
50
20
50
30
50
10
Тема 7 Грубодисперсные коллоидные системы
Дисперсные системы, размер частиц в которых более 10-5 см называются
грубодисперсными. К ним относят эмульсии, суспензии, порошки, пены. В таких
системах коллоидные частицы можно увидеть невооруженным глазом и их
растворы, как правило, не прозрачные. В грубодисперсных системах
практически отсутствует броуновское движение, поэтому они кинетически
неустойчивы. Частицы дисперсной фазы в них сравнительно быстро оседают или
всплывают.
Эмульсии - это дисперсия системы с жидкой дисперсной средой и жидкой
дисперсной фазой.
Эмульсии можно разделить на две группы:
1) прямые, с каплями неполярной жидкости в полярной среде, типа
«растительное масло в воде»;
2) обратные, типа «вода в растительном масле». Однако изменение состава
эмульсий или внешнее воздействие могут привести к превращению прямой
эмульсии в обратную и наоборот. Примерами наиболее известных природных
эмульсий являются молоко и нефть. Типичная биологическая эмульсия — это
капельки жира в лимфе.
Из применяемых в практической деятельности человека эмульсий можно
назвать смазочно-охлаждающие жидкости, битумные материалы, пестицидные
препараты, лекарственные и косметические средства, пищевые продукты .
Например, в медицинской практике применяют жировые эмульсии для
энергетического обеспечения ослабленного организма путём внутривенного
вливания. Для получения таких эмульсий используют оливковое, хлопковое и
соевое масло.
В химической технологии широко используют эмульсионную
полимеризацию как основной метод получения каучуков, полистирола,
поливинилацетата и др.
Суспензия - это грубодисперсная система с твердой дисперсной фазой и
жидкой дисперсионной средой.
Обычно частицы дисперсной фазы в суспензии настолько велики, что под
действием силы тяжести оседают - седиментируют. Суспензии, в которых
седиментация идёт очень медленно из-за малой разности в плотности
дисперсной фазы и дисперсионной среды, также называют взвесями.
Практически значимыми строительными суспензиями являются побелка
(«известковое молоко»), различные строительные взвеси, например те, которые
называют цементным раствором (рис. 82, а), эмалевые краски. К суспензиям
относят также медицинские препараты, например жидкие мази — линименты.
Особую группу составляют грубодисперсные системы, в которых
концентрация дисперсной фазы относительно высока по сравнению с её
небольшой концентрацией в суспензиях. Такие дисперсные системы называют
пастами. Например, вам хорошо известны из повседневной жизни зубные,
косметические, гигиенические и другие пасты.
Аэрозоли - это грубодисперсные системы, в которых дисперсионной
средой является газ (например, воздух), а дисперсной фазой могут быть капельки
жидкости (облака, радуга, выпущенный из баллончика лак для волос или
дезодорант) или частицы твёрдого вещества (пылевое облако, смерч).
Контрольные задания № 81-90
81. Что такое аэрозоли? Их классификация. Устойчивость аэрозолей:
седиментационная и агрегативная.
82. Методы разрушения аэрозолей. Назовите представителей аэрозолей.
Их практическое применение.
83. Что такое суспензии, их классификация, свойства, агрегативная
устойчивость.
84. Стабилизаторы суспензий, методы разрушения суспензий. Назовите их
представителей.
85.Что такое эмульсии, их классификация, свойства. Приведите примеры
эмульсий.
86. Способы разрушения эмульсий. Способы определения типа эмульсии,
типы эмульгаторов.
87. Что такое пены, их структура, классификация. Назовите их
представителей.
88. Методы разрушения пен. Основные характеристики пен,
пенообразователи.
89. Перечислите приемы и методы получения аэрозолей, суспензий и
эмульсий.
90. Где микрогетерогенные системы применяются в сельском хозяйстве?
Тема 8 Высокомолекулярные соединения и их растворы
Основной признак ВМС – высокая молекулярная масса (не менее 10000).
По ряду свойств растворы ВМС сходны с коллоидными растворами, а именно:
- малая скорость диффузии;
- небольшое осмотическое давление;
- не проходят через полупроницаемые мембраны.
Однако растворы ВМС имеют молекулярную природу и являются не
золями, а истинными, гомогенными системами. Отличия от коллоидных систем
заключаются в следующем:
- растворы ВМС образуются самопроизвольно и в стабилизаторе не
нуждаются;
- растворению ВМС предшествует процесс набухания. Степень набухания
α может быть рассчитана по формуле:
k – константа скорости набухания, зависящая от природы полимера,
природы растворителя и температуры;
Qmax – предельное набухание;
Qt – набухание к данному моменту времени.
Расчет константы набухания проводят по уравнению:
Пример 1.
Определить степень набухания, если масса сухой древесины 20, а набухшей
– 35 кг.
Решение.
Степень набухания определяется по формуле
где m0 – масса сухого полимера;
m – масса набухшего полимера.
m0 = 20 кг, m = 35 кг,
α=
⋅100% = 75%
Пример 2.
Определить, сколько растворителя поглотит 5 кг каучука при степени
набухания 250%.
Решение.
Количество поглощенного растворителя равно m - m0
решаем относительно m – m0:
m –m0 =
=
= 12,5 кг
Контрольные задания № 91-100
В чем принципиальное отличие коллоидного раствора от раствора ВМС?
Что такое «набухание»? Определить, сколько растворителя поглотит указанное
количество высокомолекулярного соединения при заданной степени набухания.
№
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
Высокомолекулярное
вещество
0,1 кг желатина
0,4 кг полистирола
0,2 кг резины
0,5 кг метилметакрилата
0,3 кг каучука
1,2 кг пшеницы
1,1 кг лапши
1,0 кг чечевицы
0,9 кг фасоли
0,8 кг сои
Растворитель
Вода
Бензол
Бензол
Хлороформ
Бензол
Вода
Вода
Вода
Вода
Вода
Степень
набухания α, %
120
30
150
50
180
180
170
90
140
130
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. В.Н. Захарченко. Сборник задач и упражнений по физической и
коллоидной химии. М.: Просвещение, 1978, 173 с.
2. Е.В. Киселева, Г.С. Каретников, И.В. Кудряшов. Сборник примеров и
задач по физической химии. М.: Высшая школа, 1970, 493 с.
3. Кругляков П.М. Физическая и коллоидная химия: Учебное пособие/П.М.
Кругляков Т. Н. Хаскова. – 2-е изд., испр. – М.: Высш. шк.2007. – 319 с.:ил. –
Библиогр.: 319 c.
4. Сумм Б.Д. Основы коллоидной химии: учеб. пособие для вузов/Б.Д.
Сумм. – 2-е изд., стер. – М.:ACADEMIA, 2007. – 240 с. – (Высшее
профессиональное образование). – Библиогр.: 237 c.
5. Физическая и коллоидная химия: метод. пособие и зад. для контр.
работ/сост.: Н.А. Зельтина, Г.А. Маринкина; Новосиб. гос. аграр. ун-т. –
Новосибирск, 2006. – 47 с. Библиор.: 44 c.
Приложения
Таблица 3 - Термодинамические величины для простых веществ и
соединений
Вещество в
газообразном состоянии
Br2
Cl2
F2
H2
I2
N2
O
O2
S2
CO
CO2
COCl2
CS2
HBr
HCl
HF
HI
H2O
H2S
NH3
NO
NO2
N2O4
NOCl
SO2
SO2Cl2
SO3
CH4
C2H2
C2H4
CH3COH
C2H5OH
CH3F
CH3Cl
CH3Br
CH3I
CHCl3
CCl4
C2H5F
C2H5Cl
CH3NH2
ΔН0f,298,
кДж/моль
30,92
0
0
0
62,24
0
249,18
0
129,1
-110,5
-393,51
-223,0
115,3
-35,98
-92,30
-268,61
25,94
-241,84
-20,15
-46,19
90,37
33,89
9,37
52,59
-296,9
-358,7
-395,2
-74,85
226,75
52,28
-166,0
-235,3
-247,0
-82,0
-35,6
20,5
-100,4
-106,7
-297,0
105,0
-28,03
S0298,
Дж/мольK
245,35
223,0
202,9
130,6
260,58
191,5
160,95
205,03
227,7
197,4
213,6
289,2
237,8
198,40
186,70
173,51
206,30
188,74
205,64
192,51
210,62
240,45
304,3
263,5
248,1
311,3
256,23
186,19
200,8
219,4
264,2
282,0
222,8
233,5
245,8
253,0
295,6
309,7
364,8
274,8
241,6
C0P,298,
Дж/мольK
36,07
33,84
31,32
28,83
36,9
29,10
21,90
29,36
32,47
29,15
37,13
60,67
45,65
29,16
29,16
29,16
29,16
33,56
33,93
35,65
29,83
37,11
78,99
39,37
39,87
77,4
50,63
35,79
43,93
43,63
54,64
73,6
37,40
40,71
42,4
44,1
65,7
83,4
58,6
62,3
51,7
Таблица 4 - Криоскопические (К) и эбуллиоскопические (Е) константы
растворителей (град кг/моль)
Автор
ДонАгрА-З
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
4
Размер файла
945 Кб
Теги
контрольная, 2018, фикху, работа
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа