39. Дисперсионные системы. Их классификация.

Дисперсионные системы – это системы, в которых одно вещество в более или менее раздробленном состоянии равномерно распределено в массе другого.

Дисперсная фаза – раздробленное вещество.

Дисперсионная среда – среда, в которой это вещество распределено.

Гомогенные (однородные) – внутри которых нет поверхности раздела, отделяющих друг от друга частицы системы.

Гетерогенные – имеют поверхность раздела между фазами и различный размер частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Бывают:

1. системы с газообразной дисперсионной средой – аэрозоли (с жидкой дисперсной фазой – туманы, с твердой – дымы, пыли)

2. с жидкой дисперсионной средой – липозоли (с газообразной дисперсной фазой – пены, жидкой – эмульсии, твердой – суспензии)

3. с твердой дисперсионной средой – литозоли.

40.Для жидкости характерно наличие определенного объема и отсутствие определенной формы. Жидкость всегда стремится принять форму, при которой ее поверхность при данном объеме будет наименьшей. Работа, необходимая для увеличения поверхности жидкости на 1м², служит мерой поверхностной энергии и назыв. коэффициентом поверхностного натяжения или просто поверхностным натяжением(. Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. В зависимости от состава и природы растворенных веществ растворы классифицируются: 1)по агрегатному состоянию: жидкие, твердые и газообразные. Жидкие растворы – водные и неводные. Неводные – растворы, в которых растворителям являются другие жидкости( бензол, эфир, спирт). По характеру взаимодействия растворяемого вещества с растворителем растворы могут быть подразделены на 2типа: ионные и молекулярные. Ионные – растворы ионных веществ , диссоциирующих в воде на ионы. Молекулярные растворы образуют при растворении большинства газов и органических соединений , растворенное вещество в них просто распределено в растворителе, в виде отдельных молекул. 2)по содержанию растворенного вещества: разбавленные и концентрированные. Концентрированными растворами назыв. р-ры, в которых кол-во растворенного вещества значительно превышает кол-во растворителя. 3) по степени насыщенности: насыщенные, ненасыщенные и концентрированные р-ры. Насыщенным назыв. р-р, находящий в равновесии с растворенным в-вом. Р-ры с меньшей концентрацией назыв. ненасыщенными. Р-р, содержащий в-ва больше, чем определяется его растворимостью при данных условиях, назыв. пересыщенным. Растворимость – качественная и количественная способность образовывать р-р при смешивании с другим веществом. Растворение газов в жидкости зависит от их природы, характера жидкости, от температуры и давления законом Генри: растворимость газа в жидкости при постоянной температуре пропорционально его парциальному давлению: С= к*Р. Растворение большинства кристаллических веществ в воде идет с поглощением теплоты, что связано с затратой энергии на разрушение кристаллической решетки тв. тела . предельные случаи взаимной растворимости жидкости: спирт и вода смешиваются в любых соотношениях; вода и бензин практически не смешиваются друг с другом.

41. Растворение – сложный физико – химический процесс растворение сопровождается: 1)тепловым эффектом в зависимости от природы вещества 2)изменения объема 3)иногда изменением окраски. 1. Например, при растворении гидроксида калия в воде наблюдается сильное разогревания р-ра. КОН + ag=KOH*ag (.) , а при растворении нитрата аммония охлаждение: NH₄NO₃ + ag=NH₄NO₃*ag (. Если процесс растворения протекает с поглощением теплоты, то в соответствии с ур-нием , энтропия должна возрастать, чтобы Если растворения процесс экзотермический то возможны 2 варианта . Тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физ. и хим. процесса. Физ. Протекает с поглощением, химический с выделением теплоты. 2.При смешивании 100мл. воды с равным объемом этилового спирта вместо ожидаемых 200мл. р-ра получается лишь 180мл., т.е. в результате растворения происходит уменьшения объема на 3,5%. Явления сокращения объема при смешении жидкостей известно под названием контракция. 3) Растворение безводного сульфата меди, не имеющего окраски, сопровождаются появлением интенсивной голубой окраски. Например: CuSO₄+H₂O(растворение) Синий р-р(выпаривание) CuSO₄*5H₂O.

42. Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Концентрация – кол-во растворенного вещества, содержащиеся в определенном кол-ве р-ра или растворителя. Существуют различные способы выражения концентрации р-ров. Массовая доля растворенного в-ва – физ. величина, равная отношению массы растворенного в-ва к общей массе р-ра. , m_1- масса растворителя, m₂- масса растворенного в-ва, m₁+m₂- масса р-ра. Мольная доляNi – отношение числа моль данного компонента i к сумме моль всех компонентов р-ра. Для бинарного р-ра: N₁=; N₂=, n₁ и n₂- число моль растворителя и растворенного в-ва соответственно. Молярная концентрация – показывает число моль растворенного в-ва, содержащееся в 1л р-ра. С_М= (моль/л). Моляльная концентрация – показывает число моль растворенного в-ва в 1000г. Растворителя(1кг.)

42 Растворы-гомогенные системы переменного состава,состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Жидкие растворы: водные(растворитель вода),неводные(растворитель бензол,эфир,спирт)

По хар-ру взаимодействия растворяемого в-ва с растворителем делятся на 2 типа: ионные(диссоциир.в воде на ионы),молекулярные(образование при растворении большинство газов и органич.соединений)

Концентрация- кол-во растворённого в-ва,содержащееся в определённом количестве р-ра или растворителя.

Массовая доля растворённого в-ва-это безразмерная физ.величина,равная отношению массы растворённого в-ва к общей массе р-ра (С=m2/(m1+m2) ,где m1-масса растворителя,m2-масса раствор.в-ва,m1+m2-масса р-ра.

Молярная доля"Ni"-отношение числа моль данного компонента "i" к сумме моль всех компонентов р-ра (Ni=n1/(n1+n2)),где n1 и n2-число моль растворителя

и растворённого в-ва.

Молярная концентрация-показывает число моль растворённого в-ва,содержащегося в 1л р-ра (Сm=n/V; Cm=m2/(M*V))

Молярная концентрация эквивалента(нормальность)-показывает число моль эквивалентов растворённого в-ва в 1л раствора (Сн=nэ/V; Сн=m2/Mэ*V).

Закон эквивалентов для растворов (N1*V1=N2*V2, где N=Cн).

Титр растворов-показывает число граммов растворённого в-ва в 1мл р-ра (Т=mв/V). Титр связан с нормальностью (Т=N*Э/1000)

Моляльная концентрация-показывает число моль растворённого в-ва, содерж. в 1000г растворителя (См=m2/M*m1)

44. пар, находящийся в равновесии с жидкостью наз-ся насыщенным. Каждой жидкости присуще определенное давление насыщенного пара. Жидкость закипает, когда давление её пара становится = атмосферному. Уменьшением концентрации молекул растворителя на поверхности жидкости и, следовательно, уменьшением того их количества, которое из жидкости переходит в пар.1-й закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества. где:-давление насыщенного пара, Р- давление насыщенного пара над раствором, - число моль растворителя, число моль растворенного вещества. В более простом виде: * где - мольная доля растворенного вещества.

Из закона Рауля следует, что понижение давления пара разбавленного раствора не зависит от природы растворенного в-ва, а зависит только от концентрации раствора.

46. 2-й закон Рауля: понижение температуры замерзания и повышение температура кипения растворов прямо пропорционально их моляльной концентрации. ,

Е- эбуллиоскопическая константа. Коэффициент Е является характеристикой данного растворителя и показывает повышение температуры кипения вызываемое растворением 1 моль вещества в 1 кг этого растворителя. Метод, основанный на измерении повышения температуры кипения растворов- эбуллиоскопия. Смеси, в процессе образования кот. отсутствуют тепловые и объемные эффекты, т.е. и называются идеальными растворами. К идеальным растворам крайне близки разбавленные растворы. Активность(а) связана с концентрацией след. Соотношением a=fc, где фи- коэффициент активности, кот. формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящее к отклонению от св-в идеального р-ра. В реальных р-рах вместо концентрации используется активность.

47,Растворимость газа в жидкостях. Закон Генри.Осмос.

Растворимость зависит от природы,характеражидкости,от темпер. И давления. Неполярн.молек.лучше растворяются в неполярн.молекулахи наоборот(под.в пол.).Растворимость выражается макс числом граммов вещества,котор.можно растворить в 100 г растворителя при данной темп. З-н Генри:растворимость газа в жидкости при постоянной темп. Пропорциональна его парциальному давлению С=К*Р,С-концентрация газа в жидкос.,р-парциальное давл.,К-коэфф.пропорциональности,зависящий от природы газа. Растворимость газа увелич. При охлаждении (принцип ЛеШателье). С изменением растворимости газов от резкой перемены давления связана «кессонная болезнь».О́смос— процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).

48. Электролитическая диссоциация- распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя. Основные положения ТЭД сформулированы в 1887г Сванте Аррениусом. 1)Электролиты при растворении в воде диссоциируют на положительные и отрицательные ионы. Ионы- заряженные частицы. 2)Под действием электрического тока положит. заряженные ионы двигаются к катоду и наз-ся катионами, а отриц. заряж. –к аноду и наз-ся анионами. 3)Диссоциация процесс обратимый. Диссоциация на ионы в р-рах происходит вследствие взаимодействия растворенного в-ва с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя, определенную роль в электрической диссоциации играет также макроскопическое св-во растворителя- его диэлектрическая проницаемость. Кислотами наз. электролиты, при диссоциации кот. в качестве катионов образуются только катионы водорода() . Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по1-й ступени, в меньшей степени по 2-й и лишь в незначительной степени- по 3-й. Основаниями наз. электролиты, при диссоциации кот. в качестве анионов образуются только гидроксид- ионы () . Многоосновные основания диссоциируют ступенчато. Солями наз. электролиты при диссоциации кот. образуются катионы металлов, а также анионы кислотных остатков. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато.

49. Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации  – это отношение числа молекул распавшихся на ионы ( n) к общему числу растворенных молекул (N ):

 =

По степени диссоциации в не очень разбавленных растворах электролиты подразделяются на сильные, слабые и средней силы.

 >30% - сильные электролиты

3% <  <30% - средней силы

 < 3% - слабые для децинормального (0,1н) раствора

Сильные электролиты ( > 30%) – это почти все соли,

многие неорганические кислоты НNO₃, H₂SO₄, НMnO₄, НС1О₄, НС1О₃, НС1, НВr, HJ, основания щелочных и щелочно - земельных металлов LiOH и т.д.…( I A и II A групп) :

Слабые ( < 3%) - Н₂S, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, Н₂СО_3; гидроксиды d- элементов Сu(OH)₂, Cr(OH)₃), а также NH₄OH, Ве(ОН)₂, вода, НNO₂, немногие соли Fe(CNS)₃, HgCl₂, Hg(CN₂), CdI₂, СdCl₂, Pb(CH₃COO)₂, ZnCl₂, ZnI₂.

Средней силы (3% <  <30%) – некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая Н₂С₂О₄, муравьиная НСООН, Н₂SO₃, Н₃РО₄ и др.), Mg(OH)₂.

Сольватация, взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Приводит к изменению свойств молекул в растворе ,влияет на все физические и физико-химические процессы, протекающие в растворах, в том числе определяет скорость реакций в растворах и положение равновесия, а в ряде случаев и их механизм. Сольватацию в водных средах часто наз. гидратацией. Наиб. интенсивна сольватация ионов в растворах электролитов.Сольватация состоит в том, что молекула растворенного вещества оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул растворителя. В результате сольватация образуются сольваты - молекулярные образования постоянного или переменного состава. Время жизни сольватов определяется характером и интенсивностью межмолекулярных взаимодействий\ В соответствии с типами межмол. взаимод. выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. Неспецифическая сольватация обусловлена ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, специфическая сольватация проявляется главным образом вследствие электростатических взаимодействий, координационных и водородных связей.Гидратация ионов (в общем случае сольватация) основная причина диссоциации.

50. Константа равновесия обратимого процесса диссоциации наз. константой диссоциации и характерна только для слабых электролитов. Чем больше К, тем больше ионов в растворе, тем сильнее электролит. Выражение з-на разбавления Оксфальда: . Формулировка: степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации. С увеличением разведения (уменьшение концентр.) степень диссоциации электролита возростает. По мере разбавления раствора вероятность столкновения ионов падает, и степень электролитической диссоциации растет. Для сильных электролитов нельзя применять з-н Оксфальда, хотя деление на сильные и слабые электролиты условно. У сильных говорят о кажущейся степени диссоциации.

51.Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К ₁>К₂ >К ₃ … Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. Поэтому число ионов в растворах сильных электролитов больше, чем в растворах слабых той же концентрации.в р-рах слабых электролитов С ионов мала, расстояние между ними велики и взаимод.ионов друг с другом незначительно. К слабым электролитам относятся большинство органич.кислот, а из важнейших неорганич.соедин.:H ₂ CO ₃ , H ₂ S, HCN, H ₂ SiO₃ и NH ₄ OH.

56. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Поэтому хотя бы ничтожная часть малорастворимого в-ва, например AgCI, все же переходит в раствор. Такая концентрация будет отвечать предельно разбавленному раствору и растворенная часть AgCIбудет находиться в виде ионов. Кристаллы же твердой фазы состоят из связанных ионов. Со временем установится подвижное равновесие между твердой фазой (осадком) и ионами в растворе: AgCIAg⁺+ CI^- .Таким образом, в гетерогенной системе, состоящей из осадка и насыщенного относительно его раствора, непрерывно протекают 2 процесса с одинаковой скоростью: переход ионов в раствор и их осаждение на поверхности кристалов. (),гдеk- коэффициент пропорционалности. Осаждение ионов на поверхности кристаллов протекает со скоростью . Так как раствор в любой промежуток времени остается электронейтральным, то из раствора уходит с ионами одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Тогдабудет пропорциональна поверхности осадкаS и произведению концентрации ионов, т.е. [Ag⁺][CI^-]. При равновесии или[Ag⁺][CI^-]. Откуда [Ag⁺][CI^-]==ПР_AgCI. Произведение растворимости – постоянная величина при данной температуре – представляет собой произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. В общем случае,если малорастворимый электролит диссоциирует по ур-ниюmA⁺ + nB^-, то произведение растворимости будет иметь вид: ПР=[A⁺]^m[CI^-]ⁿ. для точного выражения ПР надо концентрации ионов малорастворимых электролитов заменить на активности. Тогда получим произведения активности(ПА) ПА=. ПР характеризирует растворимость вещества: чем больше ПР, тем больше растворимость.ПК – произведение концентрации; ПК>ПР – осадок, ПК<ПР – растворение осадка, ПК =ПР – система в равновесии

57. Условием образования осадка является превышение произведения концетраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. ПК˃ПР

Растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условиии что

произведение концентраций его ионов меньше произведения растворимости. ПК‹ПР

Если ПК=ПР то система находится в равновесиии.

ПР – постоянная величина при данной температуре, равная произведению концентраций его ионов.

AgCl = Ag + Cl

ПР= (Ag) * (Cl)

Константа ровнавесия: К= (Ag) * (Cl) / (AgCl )

В общем виде: Км Ан = мК + нА

ПР= (К) в степени м * (А) в степени н

Чем меньше ПР тем легче выпадает осадок.

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого

Элетролита и к изменению Рн среды. Типы:

• По аниону:

- соль образована анионами слабыми кислотами и катионами сильных оснований

Кг = Кводы/Ккислоты рН˃7

Степень гидролиза - отношение числа молекул подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул

h= корень из Кг/С

СН₃СОО + Н₂О= СН₃СООН + ОН

• По катиону:

Соли образованные анионами сильныхкислот и катионами слабых оснований

Кг= Кводы/Коснования

h= корень из Кг/С рН‹7

NH₄ +H₂O= NH₄OH + H

• По катиону и аниону:

Соли образованные анионами слабых кислот и катионами слабых оснаваний

Кг=Кводы/(Косн*Ккисл)

h= корень из Кводы/(Ккисл*Косн)

Совместный гидролиз- продукты гидролиза 2 разных солей взаимодействуют, образовывая при этом слабодисациирующие соединения и гидролез обеих солей идет до конца

NH₄ + CN + H₂O = NH₄OH = HCN

№58 Гидролиз солей по аниону

Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой приводящее к образованию слабого электролита и к изменению pH среды.

Гидролиз является частным случаем сольволиза –обменного разложения растворенного вещества и растворителя

Гидролиз по аниону:

А) соль образована слабой кислотой и сильным основанием

CH₃COOH ^- + H₂O  CH₃COOH + OH^- pH>7

CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O  CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

CH₃COONa + H₂O  CH₂COOH + NaOH

CH₃COO + HOH  CH₃ COOH +OH^- ∆pH=7

Kг ( к гидролиза)

Кг=К [H₂O]=

[O]=

Kг=

Кг =

Кв- к воды

Кк-к кислоты

Гидролиз количественно характеризуется степенью гидролиза h-отношению числа молекул , подвергшихся гидролизу , к общему числу растворённых малекул.

С- начальная концентрация соли

H-степень гидролиза

К₁=

h= =

К₂=h²c

1 ступень

1)Молекулярное уравнение

Na₂CO₃ + HOHNaHCO₃ + NaOH

2) Молекулярно ионное уравнение

2Na⁺ +CO₃^2-+HOHNa⁺ + HCO₃^-+Na⁺ + OH^-

3) сокращенно ионно-молекулярное уравнение

CO₃^2- + HOHHCO₃^-+OH^-

К_г1=

2 ступень

Na HCO₃+ HOH NaOH + H₂CO₃

Na⁺+ HCO3 + HOH  Na⁺+ OH +H₂CO₃

HCO₃+HOH  OH+H₂CO₃

К_г2=

При ступеньчетом гидролизе 2-я и последующая ступень.