Дисперсные фазы

Все дисперсные системы состоят из сплошной фазы- дисперсионной среды, и прерывистой фазы- дисперсной фазы.

Дисперсные системы делятся на 2 группы:

1) взвеси(суспензии, эмульсии)

2) коллоидные системы

ТИПЫ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

Тип ДС	Фазовое сост.		Примеры
	ДС	ДФ
Аэрозоль Аэрозоль Пена Эмульсия Золь тв.эмульсия гель	Газ Газ Жидк Жидк Жидк Тв Тв	Жидк Тв Газ Жидк Тв Жидк Жидк	Туман Дым,пыль Взибит. сливки Молоко Краски Масло желе

Коллоидные растворы: коллоидное состояние характерно для многих веществ, если их частицы имеют от 1 до 500 нм.

Характерной особенностью коллоидных частиц является наличие на их поверхности заряда, обусловленного избирательной адсорбцией ионов.

Лиофильные коллоиды- растворитель взаимодействует с ядрами частиц.

Лиофобные коллоиды- растворитель не взаимодействует с ядрами частиц.

Суммарный заряд частицы равен разности зарядов адсорбированных ионов и противоионов. Вокруг частицы находится диффузный слой ионов, заряд которых равен заряду коллоидной частицы. Коллоидная частица и диффузный слой образуют электронейтральную мицеллу.

Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степень диссоциации.

Степень диссоциации- отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворённого электролита.

По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на 2 группы:

1) Сильные электролиты- степень диссоциации их в растворах равна единицы и почти не зависит от концентрации раствора.

2) Слабые электролиты- степень диссоциации их в растворах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации.

Константа диссоциации К_д = ([R⁺][OH^-])/[ROH]

КД зависит от природы диссоциирующего в-ва и растворителя, а так же от температуры и не зависит от концентрации раствора. КД указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше КД в данном растворе, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы.

Закон Рауля- понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором р_А пропорционально молярной доле растворённого нелетучего вещества х_В.

р⁰_А - р_А = р_А = р⁰_Ах^В

1-ое следствие ЗР: температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

2-ое следствие ЗР: температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя.

Активность. По мере повышения концентрации растворённого вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов, обусловленные различного рода взаимодействиями м/у частицами растворённого вещества. Было предложено сохранить для описания сво-ств растворов все общие закономерности, применяемые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Активность a связана с концентрацией следующим соотношением: а=с

-коэффициент активности, формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от св-ств идеального газа. Вычисляют по экспериментальным данным.

Концентрац.	Обозначен	Кол-во, масса, объём вещества			Размер
		Растворяем	Раствора	Растворителя
Молярная Молярная концентрация эквивалентов Моляльность Массовая Титр Молярная доля Массовая до Объёмная до	сВ сЭК (В) сМ (В) В ТВ ХВ В В	х моль х моль экв х моль х кг х г х моль х кг х м3	м3 , л м3 , л ------ м3 , л мл, см3 (х+у) моль (х+у) кг (х+у) м3	до 1м3 1л до 1м3 1л 1 кг до 1м3 1л до 1 мл у моль у кг у м3	моль/м3 моль/л моль экв/м3 моль экв/л моль/кг кг/м3 кг/л г/мл, г/см3 х/(х+у) х/(х+у) х/(х+у)

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает незначительной электропроводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Молекулы воды частично распадаются на ионы, т.е. Н₂О является слабым электролитом.

Константа диссоциации воды может быть вычислена по формуле: К_д = (а_Н+ * а_ОН^-) / а_Н2О

Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1л воды на массу её моля: 1000/18= 55,5 моль/л

Считая эту величину const, имеем: [H⁺][OH^-] = Kд 55,5 = Кв

Кв- ионное произведение воды. Не зависит от активностей ионов Н+ и ОН- в растворе.

Водородный показатель рН: взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:

pН = - lg a_H+

Определяет характер реакции раствора.

При рН<7 реакция раствора кислая

При рН>7 реакция раствора щелочная.

При рН=7 нейтральный раствор.

Произведение растворимости- произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Зависит от природы растворённого веществ и растворителя, а так же от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

ПР=(nc_P_Am+)ⁿ(mc_P_Bn-)^m

ПР применяется для малорастворимых электролитов.

Гидролиз солей- реакции обмена м/у водой и растворёнными в ней солями. Процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т.е. процессу взаимодействия кислот с основаниями.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями.

Степень гидролиза - показатель глубины протекания гидролиза- отношение концентрации гидролизированных молекул с_ГИДР к исходной концентрации растворённых молекул электролита: = с_ГИДР/с

******************************************************

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

ОВР- процессы, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав, т.е. осуществляется передача электронов от восстановителя, окислителю.

Окисление- процесс отдачи электронов, т.е. повышение степени окисления элемента.

Окислитель- элемент, присоединяющий электроны.

Восстановление- процесс присоединения электронов, т.е. понижение степени окисления элемента.

Восстановитель- элемент, отдающий электроны.

Типы ОВР:

Межмолекулярный- ОВР при которых изменяют степени окисления атомы элементов, входящих в состав разных в-ств.

Внутримолекулярный- ОВР при которых степени окисления изменяют атомы разных элементов, входящих в состав данного вещества.

Диспропорционирование- ОВР, при которых степени окисления одного и того же элемента и понижаются и повышаются.

Электрод- система, состоящая из проводника 1 рода(металлы, спеченные оксиды и т.п. , обладающие электронной проводимостью), находящегося в контакте с проводником 2 рода, носителем которого являются ионы.

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Образуется двойной электрический слой(ДЭС) в системе металл- электролит, это происходит в несколько этапов:

1) подвод частиц электролита к поверхности металла.

2)из-за различных поверхностных натяжений, адсорбция частиц электролита на поверхности металла.

3) в результате ион- дипольного взаимодействия выделяется энергия гидратации, которая идёт на разрушение кристаллической решётки за счёт реакции (Ме⁰ – ne  Meⁿ⁺) и наблюдается выход ионов металла в раствор. Это возможно если Е_ГИДР > Е_{КРИСТ. РЕШ}

4) На поверхности металлической пластины остаётся избыток е и формируется отрицательная обкладка ДЭС.

5)Ионы металла выстраиваются вокруг отрицательно заряженной стенки и некоторая их часть притягивается к отрицательной обкладке, формируя положительную обкладку ДЭС.

6) Некоторые ионы металла превращаются в атомы и встраиваются в кристаллическую решётку металла. Процесс идёт до установления равновесия.

7) Некоторые ионы металла за счёт диффузии уходят вглубь раствора и между стенкой металла и глубиной раствора возникает потенциал .