3. Дисперсные системы.

Дисперсные системы. Классификации дисперсных систем. Термодинамика процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов. Свойства растворов неэлектролитов (осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Закон Рауля. Кипение и кристаллизация растворов). Растворы электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Диссоциация кислот, солей и оснований. Сила электролитов (слабые и сильные). Константа и степень диссоциации. Активность. Коэффициент активности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН и рОН. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка. Обратимые и необратимые реакции. Условия смещения ионных равновесий.

Дисперсные системы – это система, образованная из двух или более фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

Классификации дисперсных систем:

• Взвеси. R>10^-7. Система непрочна, распределенные вещества самопроизвольно оседают вниз или поднимаются наверх.

• Молекулярные или истинные растворы. R<10^-9. Система устойчива, не разделяется при сколь угодном стоянии

• Коллоидные растворы. 10^-9<R<10^-7

В зависимости от агрегатного состояния распределенного вещества, взвеси подразделяют на эмульсии (в жидком состоянии) и суспензии (твердое).

Сущность процесса растворения. Термодинамика процесса растворения.

Растворение веществ часто происходит с выделением или поглощением теплоты, иногда с изменением объема. Основоположником теории растворов является Д.И. Менделеев. Сущность процесса растворения сводится к следующему:

• В растворах между компонентами раствора имеется взаимодействие, что приводит к образованию нестойких соединений переменного состава. Эти соединения растворенного вещества и растворителя называется сольватами, если растворитель – вода, то их называют гидратами.

• Раствор является динамической системой, в котором распадающиеся соединения находятся в подвижном равновесии с продуктами распада в соответствии с законом действующих масс.

• Сольватация (гидратация) обусловлена силами Ван-дер-Ваальса, действующими между растворенными веществом и растворителем. Сольватация протекает тем лучше, чем более полярны молекулы, составляющие раствор. Вода - хороший растворитель, так как её молекулы сильно полярны. Гидратная вода может быть связана с молекулами твердого вещества и входить в состав кристаллов (кристаллогидраты): CuSO4 ∙ 5 H2O –медный купорос, CaSO4 ∙ 2 H2O – гипс.

Процесс растворения можно выразить схемой:

растворенное вещество + растворитель вещество в растворе ∆ Н .

Тепловой эффект, сопровождающий процесс растворения, относящийся к 1 молю растворенного вещества называется молярной теплотой растворения ∆ Н раств.

∆Н раств. = ∆Н 1 + ∆Н 2

∆Н 1 > 0 - количество теплоты, затраченной на распределение частиц растворяемого вещества среди молекул растворителя (процесс эндотермический).

∆Н 2 < 0 - тепловой эффект сольватации (процесс экзотермический).

Тепловой эффект сольватации - количество теплоты, которая выделяется при взаимодействии растворенного вещества с молекулами растворителя и образование связей между ними.

для твердого вещества:

∆Н1 > 0 - энергия необходимая для разрушения кристаллической решетки и энергия необходимая для разрыва связей между молекулами растворителя (процесс эндотермический).

В зависимоссти от того преобладает первая или вторая составляющие, процесс растворения может быть экзотермический или эндотермический:

если │ ∆Н2 │> │∆ Н1│, процесс экзотермический и ∆Н < 0;

если │∆Н2 │< │∆ Н1│, процесс эндотермический и ∆Н > 0.

Способы выражения концентрации растворов

1. Массовая доля растворенного вещества

2. Молярная концентрация = моль\л

3. Молярная (нормальная) концентрация эквивалента [С эк ] = моль экв/л =н

4. Моляльная концентрация [С m ] = (моль/кг).

5. Мольная доля

6. Титр [T] = г/мл.

Осмос – односторонняя самопроизвольная диффузия молекул растворителя через полупроницаеумю перегородку из раствора с низкой концентрацией в раствор с более высокой концентрацией.

Осмотическое давление – это избыточное гидростатическое давление на раствор, отделенный от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворенного вещества и растворителя.

Росм=iCRT

Закон Вант-Гоффа: осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

P осм. = i*См*R*T

Закон Рауля I :

Относительное понижение давление насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества.

P0-Pi*n

P0=N+n=Nа

P0 – давление пара растворителя

P–давление пара раствора

Na–молярная доля растворенного вещества

i- изотонический коэффициент, i =1 для неэлектролитов, i > 1 для электролитов..

С понижением давления насыщенного пара растворителя над раствором связано повышение температуры кипения раствора и понижение температуры его замерзания. Любая жидкость кипит, когда давление насыщенного пара над ней становится равным атмосферному. Так как согласно I закону Рауля давление пара над раствором меньше, чем над раствором растворителя, то для того, чтобы раствор закипел, его нужно нагреть до более высокой температуры, чем растворитель. Таким образом, растворы кипят при более высокой температуре, а замерзают при более низкой температуре, чем чистый растворитель. ∆t кип = t кип р-ра - t кип р-ля

Разность температур кипения раствора и растворителя называется повышением температуры кипения. ∆t зам = t зам р-ля - t зам р-ра

Разность температур замерзания раствора и растворителя называется понижением температуры замерзания.

Закон Рауля II.

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения не зависят от природы растворенного вещества и прямопропорциональны моляльной концентрации раствора.

∆t кип = i*К_эб*Сm

∆t зам = i*K_кр*Сm

К_эб – эбулиоскопическая константа

К_кр – криоскопическая константа

C_m –моляльная концентрация раствора [моль/кг растворителя]

i- изотонический коэффициент, i =1 для неэлектролитов, i > 1 для электролитов.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

i- изотонический коэффициент, i =1 для неэлектролитов, i > 1 для электролитов.

I=Aэкспер.\Атеор.

Электролиты - это вещества растворы или сплавы, которые проводят электрический ток.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса:

• При растворении электролитов происходит диссоциация их молекул на заряженные ионы.

• Величина заряда иона совпадает с валентностью атома элементов или кислотного остатка

• Число положительных зарядов равно числу отрицательных, в целом раствор нейтрален

• В процессе диссоциации устанавливается динамическое равновесие между образовавшимися ионами и недиссоциированными молекулами.

Сильный электролит – легко диссоциирует, имеет К_д>1, степень диссоциации d≥3,1%

Слабый электролит – диссоциируется в меньшей степени или не диссоциируется вообще, Кд<1, d≤3,1%

Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей

Диссоциация кислот:Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H +).

Диссоциация щелочей:Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -).

Диссоциация солей:Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.

d=Nдис\Nобщ*100%

Степенью диссоциации (d) - электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Кд = СА*СВ\САВ

Константа электролитической диссоциации (Кд)- характеризует способность данного электролита в среде данного растворителя распадаться на ионы. Чем выше ее значение, тем больше концентрация ионов в сравнении с концентрацией не распавшихся на ионы молекул электролита.

Активность(a) – это эффективная или действующая концентрация раствора с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

a=C

Коэффициент активности - отношение активности к общей концентрации вещества в растворе. Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального.

Ионное произведением воды (К_в) –это произведение концентраций ионов H⁺ и ОН^– при данной температуре есть величина постоянная

Kв = [H+] [ОН–] = 10–14 при 25 C.

Водородный показатель (рН) — величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. В нейтральной среде рН = 7, в щелочной среде рН > 7, в кислой среде рН < 7.

рН = –lg[H+]

Показатель основности раствора (pOH)- равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH−

Произведение растворимости (ПР) - произведение концентраций его ионов, возведённых в степень их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная при данной температуре в насыщенном растворе малорастворимого электролита.

При A_mB_n mА⁺ + nВ^–,

.

Условие растворения осадка. Произведение концентраций ионов, возведённых в степень стехиометрических коэффициентов, должно быть меньше величины произведения растворимости

.

Условие образования осадка. Произведение концентраций ионов, возведённых в степень стехиометрических коэффициентов, должна быть больше величины произведения растворимости

.

Необратимые реакции :

Если в результате взаимодействия ионов образуются

• малорастворимые электролиты, выпадающие в осадок,

• газы,

• растворимые слабые электролиты,

• комплексные ионы,

то такие реакции практически идут до конца . Необратимые реакции сопровождаются уменьшением энергии Гиббса.

Обратимые реакции:

Реакции, в которых хотя бы одно из исходных и конечных веществ – растворимый слабый электролит или малорастворимый электролит в виде осадка. Равновесие этих реакций смещено в сторону образования более слабого (с меньшей Кд) или менее растворимого (с меньшим ПР) электролита.

Условия смещения ионных равновесий: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ.