16) Устойчивость дисперсных систем. Факторы, влияющие на различные типы устойчивости.

Понятие «дисперсные системы» объединяет широчайший класс объектов окружающего нас

мира, содержащих частицы размером от нескольких нанометров до сотен микрон. Это системы,

состоящие из двух и более фаз: твердой, жидкой и газовой. Фаза, являющаяся непрерывной

(сплошной), называется дисперсионной средой; другая фаза, раздробленная и распределенная в

этой среде, — дисперсной фазой. Дисперсных фаз в системе может быть несколько. (Например, в

воздушной дисперсионной среде могут присутствовать частицы пыли разного химического со-

става и строения, капельки воды)

Каждая из этих фаз характеризуется равновесным состоянием вещества с определенной со-

вокупностью физических и химических свойств. Переход от одной фазы к другой связан со скач-

кообразным, качественным изменением свойств вещества, что и определяет главную особенность

дисперсных систем — их гетерогенность (в отличие от гомогенности образующих ее фаз). Физи-

ческие и физико-химические процессы вблизи поверхности раздела между фазами (межфазной

границы) составляют группу «поверхностных явлений». Они возникают как результат различия в

составе и строении соприкасающихся фаз и соответственно различия в энергии связи атомов и

молекул, находящихся у поверхности раздела фаз и в их объеме. Из-за этого вблизи межфазной

границы существует ненасыщенное (некомпенсированное) поле межатомных, молекулярных сил,

называемых поверхностными силами

17) Адгезия, когезия. Механизм возникновение. Работа адгезии и когезии.

Адгезия (от лат. adhaesio — прилипание), слипание поверхностей двух разнородных твёрдых или жидких тел.

Когезия (от лат. cohaesus — связанный, сцепленный), сцепление молекул (атомов, ионов) физического тела под действием сил притяжения. Это силы межмолекулярного взаимодействия, водородной связи и (или) химической связи. Они определяют совокупность физических и физико-химических свойств вещества: агрегатное состояние, летучесть, растворимость, механические свойства и т.д

19) Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Все химические реакции по направленности делят на:

1. необратимые – протекают до полного израсходования одного из веществ, и не способны менять свое направление при изменении температуры и давления.

2. обратимые – протекают одновременно при данных условиях, как в прямом, так и в обратном направлении.

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает нарушение равновесия в результате неодинакового изменения скоростей прямой и обратной реакции. С течением времени в системе устанавливается новое химическое равновесие, соответствующее новым условиям. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением положения равновесия.Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условиях определяется принципом Ле Шателье:если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону того процесса, который уменьшает это воздействие.

1. влияние температуры на состояние равновесия определяется знаком теплового эффекта:при повышении температуры равновесие обратимой реакции смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры (охлаждении) равновесие обратимой реакции смещается в сторону экзотермической реакции.

2. влияние давления на состояние равновесия определяется изменением объема или количества моль газообразных веществ в ходе реакции:

3. влияние концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия:

при увеличении концентрации какого-либо вещества (путем его добавления) равновесие обратимой реакции смещается в сторону реакции, по которой это вещество реагирует, то есть расходуется. При уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие обратимой реакции смещается в сторону реакции, по которой это вещество образуется.

20) Закон Гесса и следствия из него Термохимические расчёты.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты реакций, называется термохимией.

Термохимические уравнения - химические уравнения, записанные с указанием теплового эффекта реакции и агрегатного состояния веществ.

В общем случае, в изолированном процессе, теплоту Q, выделяемую или поглощаемую в ходе реакции, называют тепловым эффектом реакции.

Тепловой эффект обычно приводится для 1 моль вещества и измеря­ется в джоулях или килоджоулях.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотер­мическими .

Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называют эндотер­мическими Н> 0.

Следует отметить, что коэффициенты термохимических уравнений могут иметь и дробные величины.

Закон Гесса: Для расчетов тепловых эффектов различных процессов используется закон.

Тепловой эффект реакции не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием веществ, участ­вующих в реакции. Закон Гесса справедлив для любых процессов, происходящих с из­менением энергии. При расчетах тепловых эффектов химических реакций на основе за­кона Гесса используются стандартные теплоты образования и сгорания веществ:

1. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм стан­дартных теплот образования продуктов реакции и исходных веществ

21) Энтропия. Изменение энергии в различных процессах. Энергия Гиббса.

Энтропия (от греч. entropía — поворот, превращение), понятие, впервые введенное в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии.