Контрольная работа Коллоидная химия Контрольная

В теории тепловых явлений вводятся новые по сравнению с механикой физические величины, одной из которых является эмпирическая температура. Эмпирическая температура — однозначная функция вида системы и ее состояния, удовлетворяющая свойству: у систем в тепловом равновесии друг с другом эмпирические температуры совпадают. Как показывает определение, можно вводить различные шкалы эмпирической температуры. Действительно, пусть t — эмпирическая температура, измеренная по одной шкале (с помощью какого-то одного термометра). Рассмотрим произвольную взаимно однозначную функцию t ′ = f(t), одну и ту же для всех видов систем (наклеим на термометр другую шкалу с градусами). Тогда t ′ можно также рассматривать как эмпирическую температуру, измеренную по другой шкале

В 1802 г. Гей-Люссак провел опыты по тепловому расширению газов и исследовал зависимость объема V газов от температуры t при атмосферном давлении. В начале XIX века уже появилась возможность исследовать тепловое расширение не только воздуха, но и азота, кислорода, водорода. Как показал опыт Гей-Люссака, зависимость V (t) является линейной. Поскольку отношение объемов газа при 100 ◦C и 0 ◦C оказалось вне зависимости от вида газа равным

Изолированная система –это система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система –это система, которая не обменивается со средой веществом, но обменивается энергией.

Открытая система –это система, которая обменивается со средой и веществом, и энергией.

Примером открытой системы является живая клетка.

Состояние системы– это набор свойств системы, позволяющих описать систему с точки зрения термодинамики. Например, для оценки состояния человеческого организма, как термодинамической системы, врач должен оценить некоторые его свойства (температура, давление, концентрация биологических жидкостей).

Физические свойства, характеризующие состояние системы, называют параметрами состояния системы. Взаимодействие системы с окружающей средой заметно по изменению параметров системы.

Экстенсивные параметры–это параметры, которые зависят от количества вещества системы и суммируются при объединении систем (объём, масса, энергия, площадь и т.д.).

Интенсивные параметры–это параметры, которые не зависят от количества вещества и выравниваются при объединении систем(температура, давление, концентрация, плотность,

Изменение энтропии в открытых системах Постулат И.Р. Пригожина состоит в том, что общее изменение энтропии dS открытой системы может происходить независимо либо за счет процессов обмена с внешней средой (deS ), либо вследствие внутренних необратимых процессов (diS ): dS = deS + diS. Во всех реальных случаях diS > 0, и только если внутренние процессы идут обратимо и равновесно, то diS = 0. Для изолированных систем deS = 0, и мы приходим к классической формулировке второго закона: dS = diS = 0.В клеточном метаболизме всегда можно выделить такие две группы процессов. Например, поступление извне глюкозы, выделение наружу продуктов ее окисления (deS) и окисление глюкозы в процессах дыхания (diS).

Энергия Гиббса; энергия Гельмгольца.

По изменению энтропии можно судить о направлении и пределах протекания процессов только в изолированных системах. В случае закрытых и открытых систем необходимо также учитывать изменение энтропии окружающей среды. Решение последней задачи сложно или невозможно. Поэтому в термодинамике для изучения открытых или закрытых систем используют другие термодинамические функции, так называемые термодинамические потенциалы, изменение которых позволяет определить направление процессов и пределы их протекания без учета изменений в окружающей среде. В частности, к термодинамическим потенциалам относится функция состояния, называемая энергией Гиббса, которую обозначают

Химическую реакцию можно рассматривать с точки зрения изменения в системе количеств продуктов реакции и исходных веществ.

Изменение энергии системы с увеличением числа молей данного вещества на единицу времени при неизменных прочих параметрах системы можно рассмотреть на следующей простой модели.

В сосуде при постоянном давлении и температуре находятся три газа: азот n(N2), кислород n(О2) и водород n(H2) в одинаковых количествах:

n(N2) = n(O2) = n(H2).

Из сосуда можно вывести или (ввести) один моль какого-либо газа, например кислорода. Очевидно, для этого нужно затратить энергию:

Определим изменение энергии Гиббса системы от изменения давления.

Так как V = const, следовательно, изменение mi в системе пропорционально изменению энергии Гиббса системы. Из этого следует, что коэффициент пропорциональности mi характеризует изменение энергии Гиббса системы, связанной с изменением количества вещества.

Для одного моля газа (идеального) V = RT/Р.

Гетерогенные (неоднородные) системы в зависимости от числа фаз подразделяют на: двух, трех-, четырехфазные и т.д. Фаза — гомогенная часть гетерогенной системы, ограниченная поверхностью раздела и характеризующаяся (в отсутствие сил внешнего поля) одинаковыми физическими и химическими свойствами во всех точках. Число фаз в равновесной системе не может быть произвольным. В равновесной гетерогенной системе все фазы должны иметь одинаковую температуру, так как в противном случае система не будет находиться в состоянии теплового равновесия. Это же относится и к давлению, так как в противном случае система не будет находиться в состоянии механического равновесия. Для равновесных систем переменного состава при р = const, Т = const согласно второму закону термодинамики имеем т.е. химические потенциалы компонентов во всех фазах равновесий системы должны быть одинаковыми, так как в противном случае будет наблюдаться перенос вещества между сосуществующими фазами.

В системах, содержащих две и более фаз, как например газ и твердое вещество, раствор и осадок, относительная концентрация вещества в чистой твердой фазе остается постоянной, и равной 1. Если на дне стакана с раствором имеется кристаллическая соль, то по мере ее растворения масса кристаллов уменьшается, но концентрация соли в самих кристаллах остается постоянной. Поэтому насыщенный раствор соли (что соответствует состоянию равновесия раствор – осадок) имеет концентрацию, не зависящую от массы осадка.

При погружении металлической пластинки в раствор собственной соли имеют место два основных процесса.

1. ионизация металла пластинки:

Ме ⇄ Меn+ + ne- Ионизация происходит под действием полярных молекул растворителя (воды). Образующиеся при этом электроны концентрируются на пластинке, заряжая ее отрицательно, а образующиеся катионы металла переходят с пластинки в раствор и концентрируются возле пластинки

2. взаимодействие молекул растворителя с ионами металла, т.е. сольватация образующихся

ионов: Меn+ + mH2O⇄ Меn+ × mH2O

Эти два основных процесса были положены в основу сольватационной теории возникновения электродного потенциала и впервые предложены Л.В.Писаржевским

(1912-1914). Спустя некоторое время между этими процессами устанавливается

К поверхностным явлениям относится совокупность явлений, связанных с особенностями свойств пограничных слоев между двумя соприкасающимися фазами, обусловленных наличием избыточной энергии у поверхности раздела. Эти явления могут быть разделены на две основные группы. К первой группе следует отнести явления, связанные с изменением формы поверхностей раздела (капиллярные явления, смачивание, прилипание и др.). Ко второй группе относятся адсорбированные явления, в основе которых лежит изменение состава поверхностного слоя. Строгое определение понятия адсорбции по Дж. Гиббсу: адсорбцией данного компонента на границе раздела двух фаз называется разность между фактическим количеством этого компонента в системе и тем его количеством, которое было бы в системе, если бы концентрации в обеих сосуществующих фазах были постоянны вплоть до некоторой геометрической поверхности, разделяющей их. Эта разность может быть положительной или отрицательной. Она обо-значается символом  (гамма) и имеет размерность моль/м2. Эту величину называют избыточной адсорбцией по Дж. Гиббсу. Адсорбция на границе раздела твердое тело/газ. В общем случае явления, связанные с перераспределением веществ между различными частями гетерогенной системы, называются сорбцией. Сорбция– это изменение концентрации (часто увеличение) либо у поверхности раздела фаз (адсорбция), либо в объеме одной из фаз (аб-сорбция). Например, образование раствора за счет поглощения НСl (газа) и поглощение газа металлом (абсорбция). Поверхностная сорбция – адсорбция. Твердое тело, у

Коллоидная химия— наука о дисперсных системах и поверхностных явлениях и традиционное название физической химии дисперсных систем и поверхностных явлений, возникающих на границе раздела фаз. Изучает адгезию, адсорбцию, смачивание, коагуляцию, электрофорез. Разрабатывает технологии строительных материалов, бурения горных пород, золь-гель-технологии. Играет фундаментальную роль в нанотехнологии.

Основные направления современной коллоидной химии: Термодинамика поверхностных явлений. Изучение адсорбции ПАВ. Изучение образования и устойчивости дисперсных систем, их молекулярно-кинетических, оптических и электрических свойств. Физико-химическая механика дисперсных структур. Разработка теории и молекулярных механизмов процессов, происходящих в дисперсных системах под влиянием ПАВ, электрических зарядов, механического воздействия и т. п.

Согласно общепринятой мицеллярной теории строения коллоидных растворов, золь (коллоидный раствор) состоит из двух частей: мицелл и интермицеллярной жидкости.

Мицелла – это частица дисперсной фазы золя, окруженная двойным электрическим слоем.

Интермицеллярной (межмицеллярной) жидкостью называют дисперсионную среду, разделяющую мицеллы, в которой растворены электролиты, неэлектролиты и ПАВ, являющиеся стабилизаторами коллоидной системы.

Частицы дисперсной фазы лиофобных золей имеют сложную структуру, которая зависит от условий получения золей. Предположим, что золь иодида серебра AgI образуется в ходе химической реакции между AgNO3 и KI. При этом основу коллоидных частиц составят микрокристаллы труднорастворимого AgI, включающие в себя m молекул AgI (а точнее, m пар ионов Ag+ и I-). Эти микрокристаллы называют агрегатами. Если реакция протекает в присутствии избытка иодида калия, то на поверхности агрегата возникает отрицательно заряженный слой в результате избирательной адсорбции n ионов I-. Иодид-ионы являются потенциалобразующими ионами (сокращенно ПОИ). Агрегат вместе с потенциалобразующими ионами является частицей твердой фазы и его называют ядром.

Под действием электростатических сил к ядру притягивается n ионов противоположного знака – противоионов, компенсирующих заряд ядра. В данном случае эту роль выполняют ионы

11. Агрегативная устойчивость коллоидных систем. Лиофобные и лиофильные коллоидные системы. Основные причины высокой термодинамической устойчивости лиофильных коллоидых систем.

Под устойчивостью системы понимают неизменность во времени ее основных параметров. В нашем случае такими параметрами являются дисперсность и равновесное распределение дисперсной фазы в среде. Коллоидные системы, за исключением растворов высокомолекулярных соединений (ВМС), представляют собой термодинамически неустойчивые системы. В месте с тем в плане устойчивости существует резкое различие между двумя основными классами: лиофильными и лиофобными коллоидами. Значительное взаимодействие дисперсной фазы со средой (лиофильность) способствует самопроизвольному диспергированию. Можно отметить глубокую общность процессов диспергирования (в случае лиофильных систем) и растворения, так как растворение также определяется соотношением энергии сольватации и энергии разрушения кристаллической решетки с учетом энтропии смешения. Вопросы термодинамики равновесия и устойчивости дисперсных систем рассматривались в работах Фольмера, Ленгмюра, Онзагера и других ученых. Общие термодинамические соотношения, характеризующие процесс образования коллоидных систем, даны в работах Ребнидера, Щукина, а впоследствии Русанова, Куни.В соответствии с этими представлениями к лиофильным дисперсным системам относят все системы, способные к самопроизвольному диспергированию. Лиофобные коллоиды характеризуются энергией связи

11. Агрегативная устойчивость коллоидных систем. Лиофобные и лиофильные коллоидные системы. Основные причины высокой термодинамической устойчивости лиофильных коллоидых систем.

Под устойчивостью системы понимают неизменность во времени ее основных параметров. В нашем случае такими параметрами являются дисперсность и равновесное распределение дисперсной фазы в среде. Коллоидные системы, за исключением растворов высокомолекулярных соединений (ВМС), представляют собой термодинамически неустойчивые системы. В месте с тем в плане устойчивости существует резкое различие между двумя основными классами: лиофильными и лиофобными коллоидами. Значительное взаимодействие дисперсной фазы со средой (лиофильность) способствует самопроизвольному диспергированию. Можно отметить глубокую общность процессов диспергирования (в случае лиофильных систем) и растворения, так как растворение также определяется соотношением энергии сольватации и энергии разрушения кристаллической решетки с учетом энтропии смешения. Вопросы термодинамики равновесия и устойчивости дисперсных систем рассматривались в работах Фольмера, Ленгмюра, Онзагера и других ученых. Общие термодинамические соотношения, характеризующие процесс образования коллоидных систем, даны в работах Ребнидера, Щукина, а впоследствии Русанова, Куни.В соответствии с этими представлениями к лиофильным дисперсным системам относят все системы, способные к самопроизвольному диспергированию. Лиофобные коллоиды характеризуются энергией связи