- •Введение
- •1. Основы химической термодинамики
- •1.1. Основные понятия и определения термодинамики
- •1.2. I закон термодинамики
- •1.3. Внутренняя энергия как термодинамическая функция состояния системы
- •1.4. Применение I закона термодинамики к анализу некоторых термодинамических процессов
- •1.5. Теплоемкость
- •1.6. Термохимия
- •1.6.1. Влияние температуры на тепловые эффекты химических реакций и других процессов
- •1.7. II закон термодинамики
- •1.7.1. Математическое выражение II закона термодинамики
- •1.7.2. Энтропия и направление самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах
- •1.7.3. Расчет энтропии для различных термодинамических систем и процессов
- •1.8. Взаимосвязь энтропии и термодинамической вероятности
- •1.9. Термодинамические потенциалы и направление самопроизвольных процессов. Условие термодинамического равновесия в системе
- •Взаимосвязь энергии гельмгольца с другими термодинамическими функциями и параметрами состояния системы
- •Взаимосвязь энергии гиббса с другими термодинамическими функциями и параметрами состояния системы
- •1.9. Третий закон термодинамики
- •2. Химическое равновесие
- •2.1. Понятие о химическом потенциале
- •2.2. Химический потенциал индивидуального вещества и компонента раствора
- •1. Идеальные системы
- •2. Реальные системы
- •2.3. Способы выбора стандартного состояния
- •2.4. Условие химического равновесиЯ
- •2.5. Константы химического равновесия. Закон действующих масс
- •2.6. Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство
- •2.7. Влияние температуры на константу химического равновесия (уравнения изобары и изохоры химической реакции)
- •2.8. Влияние давления на константу химического равновесия (уравнение планка)
- •2.9. Энтропийный метод расчета константы химического равновесия
- •3. Термодинамика растворов и гетерогенные (фазовые) равновесия
- •3.1. Основные понятия и определения
- •3.2. Условие термодинамического равновесия в гомогенных растворах
- •3.2.1. Термодинамика идеальных растворов
- •3.2.2. Термодинамика реальных растворов
- •3.3. Равновесие в гетерогенных системах.
- •3.3.1. Теорема равновесия гиббса
- •3.3.2. Правило фаз гиббса
- •3.3.3. Применение правила фаз гиббса к анализу структуры диаграмм состояния гетерогенных систем
- •3.3.4. Уравнение состояния однокомпонентной двухфазной системы (уравнение кЛаузиуса – клапейрона)
- •3.3.5. Примеры гетерогенных (фазовых) равновесий а. Фазовое равновесие жидкость – пар
- •Растворимость газов в жидкостях (закон генри)
- •Б. Фазовое равновесие жидкость – жидкость диаграммы взаимной растворимости жидкостей в ТройныХ системАх
- •Основные типы диаграмм взаимной растворимости тройных систем
- •Распределение вещества между двумя соприкасающимися, но несмешивающимися растворителями (Закон распределения Нернста)
- •Экстракция
- •В. Фазовое равновесие жидкость – твердое вещество растворимость твердых веществ в жидкостях (закон шредера)
- •3.3.6. Коллигативные свойства растворов
- •Понижение давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем
- •Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов
- •Определение молекулярной массы раствореного вещества
- •Г рафическое определение Tк и Tз
- •Осмотическое давление. Методы разделения жидких смесей мембранными методами
- •4. Электрохимия
- •4.1. Термодинамика растворов сильных электролитов
- •4.2. Электростатическая теория растворов сильных электролитов
- •4.3. Равновесие в растворах слабых электролитов
- •4.4. Электропроводность растворов электролитов.
- •4.5. Зависимость молярНой электропроводностИ электролитов от их концентрации в растворе
- •4.6. Электродвижущие силы и электродные потенциалы
- •4.6.1. Механизм возникновения электродных потенциаЛов. Уравнение нернста
- •4.6.2. Гальванические элементы
- •4.9.3. Основные типы электродов и расчет их потенциала
- •4.9.5. Потенциометрия
- •5. Химическая кинетика и катализ
- •5.1. Основные понятия и определения
- •5.2. Основной закон химической кинетики. Молекулярность и порядок реакции
- •Основы формальной кинетики.
- •5.3. Кинетика необратимых реакций
- •5.4. Методы определения порядка реакции
- •5.5. Влияние температуры на скорость реакции
- •5.6. Основные понятия катализа
- •5.6.1. Гомогенный катализ
- •5.6.2. Гетерогенный катализ
Г рафическое определение Tк и Tз
На рис. 23:
, – температура кипения чистого растворителя и раствора при давлении ;
, – температура замерзания чистого растворителя и раствора;
Из рис. 23 видно, что , а .
Осмотическое давление. Методы разделения жидких смесей мембранными методами
В сосуд, заполненный индивидуальной жидкостью, например, водой, поместим другой сосуд, с днищем из полупроницаемой мембраны, через которую способны проникать молекулы растворителя, но не могут проникать молекулы растворенного вещества из раствора, которым заполнен внутренний сосуд (рис. 24).
Поскольку химический потенциал чистого растворителя во внешнем сосуде больше химического потенциала растворителя в растворе, которым заполнен внутренний сосуд, то в системе будет протекать процесс, направленный в сторону выравнивания химических потенциалов растворителя во внешнем и внутреннем сосудах. То есть растворитель начнет проникать из внешнего сосуда во внутренний через полупроницаемую мембрану. В результате уровень жидкости во внутреннем сосуде будет повышаться до тех пор, пока давление избыточного столба жидкости во внутреннем сосуде не скомпенсирует давление, под действием которого растворитель переходит из внешнего сосуда во внутренний. Это давление называют осмотическим. Осмотическое давление – это давление, которое нужно приложить к раствору для предотвращения проникновения растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление рассчитывают по уравнению
, (169)
где – молярность растворенного вещества.
Уравнение Вант-Гоффа (169) показывает, что осмотическое давление разбавленного раствора равно давлению, которое оказывало бы растворенное вещество на стенки сосуда, если бы оно в виде идеального газа при той же температуре занимало объем, равный объему раствора (закон Вант-Гоффа).
Если известно осмотическое давление в разбавленном растворе можно определить молекулярный вес растворенного вещества. Выразим молярную концентрацию через массы растворителя и растворенного вещества :
.
Подставляя последнее уравнение в (169), получим
. (170)
Если растворенное вещество способно к диссоциации или ассоциации в растворе, то осмотическое давление рассчитывают по формуле:
,
где – изотонический коэффициент – учитывает диссоциацию и ассоциацию.
Явление осмоса лежит в основе различных методов очистки и разделения смесей, которые называют мембранными. Наиболее важным и распространенным методом очистки является диализ, основанный на удалении через полупроницаемую мембрану молекул и ионов из очищаемого раствора во внешний раствор при атмосферно давлении. Необходимую разность концентраций поддерживают путем обновления внешнего раствора. Диализ – процесс длительный.
Если со стороны раствора приложить внешнее давление, превышающее осмотическое, то растворитель будет переходить через полупроницаемую перегородку из раствора в чистый растворитель и будет идти концентрирование раствора. Данное явление называют обратным осмосом, а метод разделения жидких смесей – обратно-осмотическим.
Аналогично, но с использованием полупроницаемых мембран с бóльшим размером пор, разделяют системы, содержащие ВМС или вещества коллоидной степени дисперсности (КСД). В данном случае метод разделения называют ультрафильтрацией. Иначе, ультрафильтрация это диализ, который ведут при повышенном внешнем давлении.
Если система содержит более крупные частицы, то для разделения таких смесей используют полупроницаемые мембраны с еще большим размером пор, а метод разделения называют микрофильтрацией.
Обратный осмос, методы ультра- и микрофильтрации (баромембранные методы) широко применяют в пищевой промышленности. Обратный осмос используют для обессоливания воды и извлечения ценных компонентов. Ультрафильтрацию применяют для концентрирования соков, молока и др.