Особенности коллоидных систем, их основные свойства. Мера дисперсности коллоидных систем. Поверхностная энергия. Методы получения коллоидных систем. Принципы классификации коллоидных систем.

Основные понятия формальной кинетики химических реакций. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость гомогенных реакций. Зависмость скорости реакции от концентрации. Порядок и молекулярность реакций. Мино-, би- и тримолекулярные реакции.

Химическая кинетика изучает скорости химических процессов и зависмость скорости от различных параметров: природы и концентрации реагентов, температуры, давления.

При протекании реакции:

v₁A₁ + v₂A₂ = v₃A₃ + v₄A₄

Слева направо концентрации веществ А₁ и А₂ уменьшаются, а концентрации продуктов А₃ и А₄ увеличиваются.

Графическая зависимость изменения текущей концентрации вещества во времени – кинетическая кривая.

Скорость химической реакции определяется изменением текущей концентрации реагента в единицу времени:

v = (1/v_i)*(dC_i/Dτ)

Скорость реакции всегда положительна. В начальный момент времени скорость максимальна, при протекании реакции до конца равна нулю.

Согласно закону действия масс скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Порядок реакции.

Скорость необратимой химической реакции обычно описывается эмпирическим уравнением:

v = k*C₁^m-*C₂ⁿ

m, n – частные порядки.

Сумма показателей степеней (m+n) в уравнении определяет общий порядок реакции. Если реакция протекает в одну стадию, то значения частных порядков m и n совпадают со стехиометрическими коэффициентами. В общем случае реакции могут быть нулевого, первого, второго, третьего и т.д. порядков. Возможен дробный порядок реакции.

Уравнение первого порядка:

-(dC/dτ) = kC

После интегрирования:

k = (1/τ)ln(C⁰/C)

Уравнение второго порядка:

-(dC/dτ) = kC_AC_B

k = (1/τ)ln(C⁰/C_AC_B)

Уравнение n-го порядка:

(dC/dτ) = k(a-C)^n

k = (1/τ)ln(C⁰/(a-C)^n)

Молекулярность реакции.

По числу молекул, участвующих в элементарном акте химического превращения, различают реакции:

а) Мономолекулярные – одна молекула.

б) Бимолекулярные – две молекулы.

в) Тримолекулярные – три молекулы.

Поскольку вероятность одновременного столкновения трех частиц мала, тримолекулярные реакции встречаются очень редко.

Зависимость эквивалентной электропроводности от концентрации для слабых электролитов. Закон разведения Оствальда. Связь электропроводности со скоростями движения ионов. Числа переноса ионов.

Эквивалентная электропроводность численно равна электропроводности раствора, помещенного между электродами, находящимися на расстоянии 1м, и содержащего 1экв. электролита.

Эквивалентная электропроводимость отнесена к определенному числу молекул, введенных в раствор (NA/Z).

Эквивалентная электропроводность с увеличением концентрации уменьшается. Для слабого электролита это объясняется уменьшением степени диссоциации. Для сильного электролита – уменьшением скорости движения электронов вследствие эффектов релаксации и катафоретического (электрофоретического).

Формула эквивалентной электропроводимости:

λ = a*F(U_x+U_a)

График эквивалентной электропроводности:

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

К_дис = a_дис² С_м

Это выражение носит название закона разбавления Оствальда и определяет зависимость a_дис от концентрации слабого электролита в растворе: a_дис = (К_дис / С_м(HAn))^1/2.

При уменьшении концентрации слабого электролита в растворе, степень диссоциации его увеличивается.

Число переноса – это отношение количества электричества, перенесенного данным видом ионов к общему количеству электричества, перенесенного раствором электролита.

t ₊, t _- – числа переноса катионов и анионов, соответственно.

Числа переноса катионов и анионов можно выразить через электропроводности:

Числа переноса ионов – относительные скорости их движения или их относительные подвижности.

Сумма чисел переноса катионов и анионов:

t ₊ + t _- = 1

Числа переноса ионов электролитов определены и приведены в справочной литературе.

Электропроводность растворов электролитов. Удельная электропроводность. Эквивалентная электропроводность. Зависимость эквивалентной электропроводности от концентрации для сильных электролитов. Подвижность ионов, закон Кольрауша.

Электропроводность - количественная характеристика способности системы проводить электрический ток. Единицей электропроводности растворов электролитов служит удельная электропроводность:

k = 1/p

p – удельное сопротивление.

p = R*(S/l)

R – общее сопротивление проводника.

l, S – длина и поперечное сечение проводника.

Удельная электропроводность – это электрическая проводимость объема раствора, заключенного между двумя параллельными электродами площадью по 1 м² , расположенными на расстоянии 1 м .

Удельная электропроводность зависит от:

– концентрации электролита;

– вязкости и диэлектрической проницаемости растворителя;

– температуры;

– скорости движения ионов, которая определяется величиной заряда иона и его радиуса с учетом гидратации.

При увеличении концентрации электролита удельная электропроводность сначала увеличивается, а затем уменьшается. Такая зависимость характерна как для сильных, так и для слабых электролитов. В случае слабых электролитов падение удельной электропроводности в области высоких концентраций объясняют уменьшением степени диссоциации, а сильных – электростатическим взаимодействием между ионами в растворе.

Эквивалентная электропроводимость отнесена к определенному числу молекул, введенных в раствор (NA/Z).

Эффект релаксации (асимметрии):

Каждый ион создает вокруг себя «ионную атмосферу», состоящую из ионов противоположного знака заряда. При движении иона он выходит из этого окружения, затем оно создается в новом месте. Это происходит не мгновенно, поэтому позади иона концентрация ионов с противоположным знаком заряда больше, чем впереди. Это тормозит движение иона.

Эффект катафоретический:

«Ионная атмосфера» сама движется в противоположную сторону вместе с сольватирующими молекулами среды. Это создает дополнительное торможение иона со стороны среды.

Формула эквивалентной электропроводимости:

λ = a*F(U_x+U_a)

График эквивалентной электропроводности:

С повышением температуры электропроводность растворов электролитов увеличивается. Это объясняют понижением вязкости раствора и, увеличением скорости перемещения ионов, а для слабых электролитов увеличением степени диссоциации.

В условиях предельного разбавления выполняется закон независимого движения ионов – закон Кольрауша, согласно которому предельная молярная электропроводность раствора электролита равна сумме молярных электропроводностей (подвижностей) катиона и аниона при бесконечном разбавлении:

λ_∞ = λ^∞₊+ λ^∞_-

Предельные подвижности ионов определены экспериментально в стандартных условиях (T = 298 K, p = 1 атм.) и приведены в справочной литературе.

Особенности коллоидных систем, их основные свойства. Мера дисперсности коллоидных систем. Поверхностная энергия. Методы получения коллоидных систем. Принципы классификации коллоидных систем.

Коллоидные системы - дисперсные системы, промежуточные между истинными растворами и грубодисперсными системами — взвесями, в которых дискретные частицы, капли или пузырьки дисперсной фазы, имеющие размер хотя бы в одном из измерений от 1 до 100 нм, распределены в дисперсионной среде, обычно непрерывной, отличающейся от первой по составу или агрегатному состоянию. В свободнодисперсных коллоидных системах (дымы, золи) частицы не выпадают в осадок.

По мере дисперсности все системы разделяются:

d < 10^-7см - молекулярная дисперсия, т.е. вещество раздроблено до отдельных молекул или ионов, это истинный раствор (гомогенная система).

d = 10^-7-10^-5см - коллоидно - дисперсные системы (истинно - коллоидные системы, в дальнейшем просто коллоидные растворы).

d = 10^-5-10^-3см - микрогетерогенные системы.

Свободную поверхностную энергию на разделяющей поверхности можно представить на основе первого и второго начал термодинамики в виде изменения энергии Гиббса:

S – энтропия;

dT, dp – изменения температуры и давления соответственно;

V – объем;

σ – поверхностное натяжение;

dB – изменение поверхности раздела фаз;

μ_i, n_i– химический потенциал и число молей компонента i;

φ, q – электрический потенциал и заряд поверхности.

Свойства:

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: