Понятие о термодинамики и биоэнергетики.

· Термодинамика – наука о взаимопревращениях различных форм энергии и законах этих превращений. Термодинамика базируется только на экспериментально обнаруженных объективных закономерностях, выраженных в двух основных началах термодинамики

· Биоэнергетика, наука о превращении энергии в живых организмах. Изучает одну из универсальных ф-ций живых существ - способность к энергообеспечению жизнедеятельности в результате использования внеш. энергетич. ресурсов. В основе этого процесса лежат мол. механизмы, гл. роль в к-рых играют ферменты энергетич. обмена.

Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химических р-ий. Закон Гесса.

· Первый закон (первое начало) термодинамики - это, фактически, закон сохранения энергии. Он утверждает, что энергия изолированной системы постоянна. В неизолированной системе энергия может изменяться за счет:

а) совершения работы над окружающей средой;

б) теплообмена с окружающей средой.

· Тепловой эффект химической реакции-отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

· ΔН⁰р-ии-ΔН₁⁰+ΔН₂⁰

Понятие об энтропии.

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).

Энергия Гиббса. Второй закон термодинамики, математическое выражение. Критерий самопроизвольного протекания химической реакции.

· Энергия Гиббса-это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции.

G = U + PV – TS

· Второй закон термодинамики устанавливает критерии необратимости термодинамических процессов. Известно много формулировок второго закона, которые эквивалентны друг другу. Мы приведем здесь только одну формулировку, связанную с энтропией.

· Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):

ΔG = ΔH – T ΔS

5. Понятие о химической кинетике.

Химическая кинетика – наука о скоростях и закономерно-стях протекания химических процессов во времени.

Химическая кинетика изучает механизм протекания процесса, т.е. те промежуточные стадии, состоящие из элементарных актов, через которые система переходит из начального состояния в конечное.

Химическая кинетика изучает скорости этих стадий и факторы, влияющие на их скорость.

Уравнение химической реакции показывает начальное состояние системы (исходные вещества) и её конечное состояние (продукты реакции), но не отражает механизма процесса. Однако путь перехода системы из начального в конечное состояние может быть достаточно сложным и «извилистым».

Так, например, реакция

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов и его применение и его применение для растворов электролитов. Гипо-, гипер-, изотонические растворы. Тургор, плазмолиз, деплазмолиз.

Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора.

где Росм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура, К;

V(р-ра) – объем раствора, л.

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i). Это поправочный коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в растворе электролита из-за диссоциации на ионы.

Значение изотонического коэффициента Вант-Гоффа рассчитывают как частное от деления экспериментальных и теоретических значений осмотического давления, изменения температур кипения и замерзания растворов и понижения давления растворителя над раствором:

Пример 1. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины, содержащего 5 г мочевины CH4N2O в 200 г воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 (кг×°С)/моль.

Решение.

tзам(р-ра) = tзам(р-ля) – Dtзам = 0°С – 0,42°С = –0,42°С.

Пример 2. Вычислите температуру замерзания раствора, если он содержит 18,06×1022 молекул неэлектролита и 1000 мл воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 (кг×°С)/моль.

Решение.

m(H2O) = V(H2O) × r(H2O) = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г = 1 кг

tзам(р-ра) = tзам(р-ля) – Dtзам = 0°С – 0,558°С = –0,558°С.

Пример 3. Вычислите массовую долю нафталина С10Н8 в бензольном растворе, если он кипит при температуре 81,45°С. Эбуллиоскопическая константа бензола равна 2,57 (кг×°С)/моль. Температура кипения чистого бензола 80,2°С.

Решение. Допустим, что в растворе содержится 100 г растворителя (бензола).

М(С10Н8) = 12 × 10 + 1 × 8 = 128 г/моль

Dtкип = tкип(р-ра) – tкип(р-ля) = 81,45°С – 80,2°С = 1,25°С

11.

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

где Dtкип – повышение температуры кипения раствора, °С;

Dtзам – понижение температуры замерзания раствора, °С;

Кэ – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;

Кк – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;

b – моляльная концентрация, моль/кг;

n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;

m(р-ля) – масса растворителя, кг;

m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;

М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Dt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:

tкип.(р-ра) = tкип.(р-ля) + Dtкип. tзам.(р-ра) = tзам.(р-ля) – Dtзам.

12.

Основные положения теории Аррениуса:

1. Соли, кислоты, основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях частично или полностью распадаются (диссоциируют) на ионы. Эти ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, а величины коллигативных свойств растворов возрастают прямо пропорционально числу частиц. Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят или из отдельных атомов, или из группы атомов. Предполагается, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, то есть не взаимодействуют друг с другом.

2. Наряду с процессом диссоциации в растворе идет обратный процесс - ассоциация ионов в молекулы. Таким образом, диссоциация молекул на ионы является неполной, поэтому в качестве меры электролитической диссоциации Аррениус ввел величину степени диссоциации a, определяемую как долю молекул, распавшихся на ионы:

a = = .

Для любой обратимой реакции электролитической диссоциации

Кn+ Аn- Û n+ Кz+ + n– Az–

сумма n+ + n– равна общему числу n ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы; связь с коэффициентом Вант-Гоффа i дается уравнением

clip_image306[1]i = 1 + (n+ + n– - 1)×a = 1 + (n - 1)×a .

Определив коэффициент i, можно по этому уравнению вычислить степень диссоциации a, если известна величина n.

Коэффициент i показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная конценрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита. По мере увеличения разведения коэффициент Вант-Гоффа приближается к простому целому числу (2, 3, 4 - в зависимости от числа ионов, образующихся из одной молекулы вещества).

3. Диссоциация растворенных веществ на ионы подчиняется тем же законам химического равновесия, что и другие реакции, в частности, закону действующих масс

Кд,с = clip_image339 ,

где Кд,с - константа диссоциации, выраженная через концентрации, или так называемая классическая константа диссоциации.

Диссоциация сильных электролитов равна 100% или почти 100%, так что концентрации ионов можно считать равными молярности растворенного вещества, умноженной на n+ (n–):

с+ = с×n+ , с– = с×n– .

При диссоциации слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Рассмотрим простейший пример, когда молекула распадается только на два иона:

СН3СООН Û СН3СОО– + Н+

с -aс aс aс (равновесные концентрации)

Кд,с = =

Последнее равенство является простейшей формой закона разведения Оствальда (1888), поскольку величина V = 1/с , л/моль, называется разведением.

Чем больше Кд,с , тем выше степень диссоциации. Таким образом, величина Кд,с может служить мерой силы кислоты, то есть мерой кислотности. Для электролитов средней силы (Н3РО4 - первая ступень, Са(ОН)2, СНСl2СООН) значения Кд,с лежат в пределах от 10–2 до 10–4; для слабых электролитов (СН3СООН, NН4ОН) Кд,с = 10–5 - 10–9; при Кд,с < 10–10 электролит считается очень слабым (Н2О, С6Н5ОН, С6Н5NН2, НСN).

Зная константу диссоциации, можно рассчитать степень диссоциации в зависимости от концентрации электролита. Решая квадратное уравнение и учитывая, что a> 0, получим

Как следует из данного уравнения, при условии Кд,с >> 4с , a® 1, то есть электролит становится полностью диссоциированным. С другой стороны, при малых Кд,с (обычно < 10–5 ) и при не очень низких конценрациях, когда Кд,с << 4с, величиной a можно пренебречь по сравнению с 1 в знаменателе закона разведения Оствальда, и формулы примут вид

Кд,с = a2с ; a = .

Вышеприведенные соотношения применимы только для растворов симметричных бинарных электролитов (то есть если одна молекула электролита дает один катион и один анион). Если электролит распадается больше чем на два иона, то зависимость Кд,с от a усложняется:

СаCl2 Û Ca2+ + 2Cl–

с (1- a) aс 2aс

Кд,с = = = .

При малой a : a = .

Степень диссоциации слабого электролита зависит от концентрации раствора, уменьшаясь с ее ростом (см. рис. 22). Величина Кд,с , как и всякая константа равновесия, не должна зависеть от исходной концентрации слабого электролита, но на практике она является постоянной только для очень разбавленных растворов.

Рис. 22. Зависимость степени диссоциации слабого электролита a от его концентрации с

Рис. 23. Зависимость константы диссоциации и степени диссоциации слабого электролита от температуры

Степень диссоциации a, а следовательно и Кд,с , зависят также от температуры, зависимость проходит через максимум (см. рис. 23). Это можно объяснить влиянием двух противоположно направленных воздействий. С одной стороны, всякая диссоциация протекает с поглощением тепла, и, следовательно, при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону большей диссоциации. С другой стороны, при повышении температуры диэлектрическая проницаемость воды, служащей растворителем, уменьшается, а это способствует воссоединению ионов. Кд,с максимальна при той Т, при которой влияние второго фактора начинает преобладать. Обычно изменение Кд,с с повышением Т невелико.

Зависимость Кд,с от температуры описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

где DНдис – теплота диссоциации. Работу диссоциации Адис определяют по уравнению изотермы Вант-Гоффа:

Адис = – DGо = RT ln Кд,с .

13.

Ионные реакции в растворе

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Правила составления ионных уравнений реакций

1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

Порядок составления ионных уравнений реакции

1. Записывают молекулярное уравнение реакции

MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2

2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

MgCl2+2AgNO3=2AgCl+Mg(NO3)2

3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:

MgCl2 « Mg2+ + 2Cl-

AgNO3 « Ag+ + NO3-

Mg(NO3)2 « Mg2+ + 2NO3-

4. Записывают полное ионное уравнение реакции

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-

5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- = 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-

Ag+ + Cl- = AgCl¯

Условия необратимости реакций ионного обмена

1. Если образуется осадок (¯) (смотри таблицу растворимости)

Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3

Pb2+ + 2I- =PbI2¯

2. Если выделяется газ ()

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2

CO32- + 2H+ = H2O + CO2

3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)

Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O

H+ + OH- = H2O

4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

CuSO4 • 5H2O + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+

В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы

14.

Гидро́лиз - взаимодействие веществ с водой с образованием различных соединений (кислот, оснований и др.) . Гидролизу подвергаются соединения различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

Гидролиз солей

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.

Различают несколько вариантов гидролиза солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:

Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

CO32- + H2O = HCO3- + OН-

(раствор имеет щелочную реакцию, реакция протекает обратимо)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:

СuСl2 + Н2О = CuOHCl + HCl

Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+

(раствор имеет кислую реакцию, реакция протекает обратимо)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН) 3 + 3H2S

2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН) 3 + ЗН2S

(Гидролиз в этом случае протекает практически полностью, так как оба продукта гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка или газа) .

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Гидролиз жиров

При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают мыла; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот.

15.

Буферные системы – растворы, способные сохранять приблизительно постоянное значение рН, при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот и оснований.

Буферные растворы – смеси, состоящие из слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли.

Классификация буферных растворов:I Буферные растворы индивидуальных веществ: насыщенный водный раствор гидротартрата калия KHC4H4O6;водный раствор гидрофталата калия KHC8H4O4; водный раствор тетрабората натрия (буры) Na2B4O7*10H2O

II.Буферные растворы смеси веществ: 1.Буферные растворы, содержащие смеси слабого электролита и его соли: ацетатный буфер; водный раствор уксусной кислоты и ацетата натрия ( CH3COOH + CH3COONa); формиатный буфер – смесь растворов муравьиной кислоты и формиата натрия (HCOOH + HCOONa); аммиачный буфер – смесь растворов NH3*H2O + NH4Cl

- универсальная буферная смесь – растворы ортофосфорной, уксусной и борной кислот с раствором гидроксида натрия.

2. Буферные системы из смеси различных веществ: - фосфатный буфер – водный раствор однозамещенного ортофосфата калия и двузамещенногоортофосфата натрия ( KH2PO4 + Na2HPO4) - водный раствор HCl + NH2CH2COOH(глицин) - водный раствор NaOH + KHC8H4O4 (гидрофталат натрия)

Механизмы действия Буферных систем.1.Кислотный буфер (слабая кислота и ее соль) Ацетатный буфер (CH3COOH+CH3COONa) . Механизм действия: - При добавлении сильной кислоты к буферной смеси, кислота реагирует с солью, в результате этой реакции образуются другая соль и слабая уксусная кислота. CH3COONa + HCl = CH3COOH+NaCl- При добавлении сильного основания к буферной смеси между молекулами сильного основания и слабой кислоты протекает реакция нейтрализации CH3COOH+NaOH = CH3COONa + H2O 2. Основной буфер (слабое основание и его соль) Аммиачный буфер ( NH3*H2O + NH4Cl ). Механизм действия:- При добавлении сильной кислоты к буферной смеси, кислота реагирует со слабым основанием по реакции нейтрализация NH4OH+HCl = NH4Cl + H2O - При добавлении сильного основания к буферной смеси, основание реагирует с солью, в результате реакции образуется другая соль и слабое основание NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH

16.

Не знаю

17.

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, также редокс— это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2-х атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Окислительно-восстановительный потенциал— мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода являются: Pt/Fe3+,Fe2+

18.

Значениями окислительно-восстановительного потенциала пользуются в случае необходимости определения направления протекания реакции в водных или других растворах.

Проведем реакцию

2Fe3+ + 2I— = 2Fe2+ + I2

таким образом, чтобы йодид-ионы и ионы железа обменивались своими электронами через проводник. В сосуды, содержащие растворы Fe3+ и I—, поместим инертные (платиновые или угольные) электроды и замкнем внутреннюю и внешнюю цепь. В цепи возникает электрический ток. Йодид-ионы отдают свои электроны, которые будут перетекать по проводнику к инертному электроду, погруженному в раствор соли Fe3+:

2I— — 2e— = I2

2Fe3+ + 2e— = 2Fe2+

Процессы окисления-восстановления происходят у поверхности инертных электродов. Потенциал, который возникает на границе инертный электрод – раствор и содержит как окисленную, так восстановленную форму вещества, называется равновесным окислительно-восстановительным потенциалом. Значение окислительно-восстановительного потенциала зависит от многих факторов, в том числе и таких как:

Природа вещества (окислителя и восстановителя)

Концентрация окисленной и восстановленной форм. При температуре 25°С и давлении 1 атм. величину окислительно-восстановительного потенциала рассчитывают с помощью уравнения Нернста:

E = E° + (RT/nF)ln(Cок/Cвос), где

E – окислительно-восстановительный потенциал данной пары;

E°- стандартный потенциал (измеренный при Cок = Cвос);

R – газовая постоянная (R = 8,314 Дж);

T – абсолютная температура, К

n – количество отдаваемых или получаемых электронов в окислительно-восстановительном процессе;

F – постоянная Фарадея (F = 96484,56 Кл/моль);

Cок – концентрация (активность) окисленной формы;

Cвос– концентрация (активность) восстановленной формы.

Подставляя в уравнение известные данные и перейдя к десятичному логарифму, получим следующий вид уравнения:

E = E° + (0,059/n)lg(Cок/Cвос)

При Cок > Cвос, E > E° и наоборот, если Cок < Cвос, то E < E°

Кислотность раствора. Для пар, окисленная форма которых содержит кислород (например, Cr2O72-, CrO42-, MnO4—) при уменьшении pH раствора окислительно-восстановительный потенциал возрастает, т.е. потенциал растет с ростом H+. И наоборот, окислительно-восстановительный потенциал падает с уменьшением H+.

Температура. При увеличении температуры окислительно-восстановительный потенциал данной пары также растет.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы представлены в таблицах специальных справочников. Следует иметь ввиду, что рассматриваются только реакции в водных растворах при температуре ≈ 25°С. Такие таблицы дают возможность сделать некоторые выводы:

Величина и знак стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, позволяют предсказать какие свойства (окислительные или восстановительные) будут проявлять атомы, ионы или молекулы в химических реакциях, например

E°(F2/2F—) = +2,87 В – сильнейший окислитель

E°(K+/K) = — 2,924 В – сильнейший восстановитель

Данная пара будет обладать тем большей восстановительной способностью, чем больше числовое значение ее отрицательного потенциала, а окислительная способность тем выше, чем больше положительный потенциал.

Возможно определить какое из соединений одного элемента будет обладать наиболее сильным окислительными или восстановительными свойствами.

Возможно предсказать направление ОВР. Известно, что работа гальванического элемента имеет место при условии, что разность потенциалов имеет положительное значение. Протекание ОВР в выбранном направлении также возможно, если разность потенциалов имеет положительное значение. ОВР протекает в сторону более слабых окислителей и восстановителей из более сильных, например, реакция

Sn2+ + 2Fe3+ = Sn4+ + 2Fe2+

Практически протекает в прямом направлении, т.к.

E° (Sn4+/Sn2+) = +0,15 В, а E° (Fe3+/Fe2+) = +0,77 В, т.е. E° (Sn4+/Sn2+) < E° (Fe3+/Fe2+).

Реакция

Cu + Fe2+ = Cu2+ + Fe

невозможна в прямом направлении и протекает только справа налево, т.к.

E° (Сu2+/Cu) = +0,34 В, а E° (Fe2+/Fe) = — 0,44 В, т.е. E° (Fe2+/Fe) < E° (Сu2+/Cu).

В процессе ОВР количество начальных веществ уменьшается, вследствие чего Е окислителя падает, а E восстановителя возрастает. При окончании реакции, т.е. при наступлении химического равновесия потенциалы обоих процессов выравниваются.

Если при данных условиях возможно протекание нескольких ОВР, то в первую очередь будет протекать та реакция, у которой разность окислительно-восстановительных потенциалов наибольшая.

19.

Диспе́рсная систе́ма — образования из двух или большего числа фаз (тел), которые практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. В типичном случае двухфазной системы первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Если фаз несколько, их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т.д.).

Обычно дисперсные системы — это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза.

Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы (фаз). Сочетания трёх видов агрегатного состояния позволяют выделить девять видов двухфазных дисперсных систем. Для краткости записи их принято обозначать дробью, числитель которой указывает на дисперсную фазу, а знаменатель на дисперсионную среду; например, для системы «газ в жидкости» принято обозначение Г/Ж.

По кинетическим свойствам дисперсной фазы двухфазные дисперсные системы можно разделить на два класса:

Свободнодисперсные системы, у которых дисперсная фаза подвижна;

Связнодисперсные системы, у которых дисперсионная среда твёрдая, а частицы их дисперсной фазы связаны между собой и не могут свободно перемещаться.

В свою очередь, эти системы классифицируются по степени дисперсности.

Системы с одинаковыми по размерам частицами дисперсной фазы называются монодисперсными, а с неодинаковыми по размеру частицами — полидисперсными. Как правило, окружающие нас реальные системы полидисперсны.

Встречаются и дисперсные системы с бо́льшим числом фаз — сложные дисперсные системы. Например, при вскипании жидкой дисперсионной среды с твёрдой дисперсной фазой получается трёхфазная система «пар — капли — твёрдые частицы»

Другим примером сложной дисперсной системы может служить молоко, основными составными частями которого (не считая воды) являются жир, казеин и молочный сахар. Жир находится в виде эмульсии и при стоянии молока постепенно поднимается кверху (сливки). Казеин содержится в виде коллоидного раствора и самопроизвольно не выделяется, но легко может быть осаждён (в виде творога) при подкислении молока, например, уксусом. В естественных условиях выделение казеина происходит при скисании молока. Наконец, молочный сахар находится в виде молекулярного раствора и выделяется лишь при испарении воды.

20.

Сорбция— поглощение твёрдым телом либо жидкостью различных веществ из окружающей среды. Поглощаемое вещество, находящееся в среде, называют сорбатом (сорбтивом), поглощающее твёрдое тело или жидкость — сорбентом.

Адсорбция— увеличение концентрации растворенного вещества у поверхности раздела двух фаз (твердая фаза — жидкость, конденсированная фаза — газ) вследствие нескомпенсированности сил межмолекулярного взаимодействия на разделе фаз. Адсорбция является частным случаем сорбции, процесс, обратный адсорбции — десорбция.

Адсорбенты — высокодисперсные природные или искусственные материалы с большой удельной поверхностью, на которой происходит адсорбция веществ из соприкасающихся с ней газов или жидкостей. Адсорбенты применяют для очистки воды от металлов и примесей, в противогазах, в качестве носителей катализаторов, для очистки газов, спиртов, масел, для разделения спиртов, при переработке нефти, в медицине для поглощения газов и ядов.

Адсорбат— вещество, адсорбированное на поверхности раздела фаз

21.

Правило Дюкло-Траубе — зависимость, связывающая поверхностную активность водного раствора органического вещества с длиной углеводородного радикала в составе его молекулы. Согласно этому правилу, при увеличении длины углеводородного радикала на одну группу СΗ2 поверхностная активность вещества увеличивается в среднем в 3,2 раза

Поверхностная активность зависит от строения молекул ПАВ; последние обычно состоят из полярной части (группы, обладающие большим дипольным моментом) и неполярной части (алифатические или ароматические радикалы). В границах гомологического ряда органических веществ, концентрация, необходимая для понижения поверхностного натяжения водного раствора до определённого уровня, снижается в 3-3,5 раза при увеличении углеродного радикала на одну -СΗ2-группу.

Правило было сформулировано И. Траубе в 1891 году в результате его опытов, проведённых на растворах множества веществ (карбоновые кислоты, эфиры, спирты, кетоны) в воде. Предшествующие исследования Э. Дюкло хотя и были близки по духу к работам Траубе, но не предлагали никакой ясной зависимости концентрации, поэтому в зарубежной литературе правило носит лишь имя ТраубеТермодинамическую интерпретацию правила Траубе дал в 1917 году И. Ленгмюр

При адсорбции веществ на границе раздела фаз поверхностное натяжение может уменьшаться, повышаться или оставаться неизменным.

Вещества, которые при адсорбции на границе раздела понижают ее поверхностное натяжение, называют поверхностно-активными веществами (ПАВ). Такие вещества имеют тенденцию переходить из объема раствора на его поверхность, т. е. происходит их концентрирование на межфазной поверхности; для них Г > 0. Поверхностно-активные вещества, как правило, являются дифильными – они состоят из полярной и неполярной частей. Полярные части являются гидрофильными (имеют сродство к воде, молекулы которой также полярны). Полярные части органических ПАВ включают электрофильные атомы – O, N, S, P и др. (например, группы –OH, –COOH, –COH, =CO, –SH,, SO2H, –PO3H). Неполярные части являются гидрофобными и обычно представляют собой углеводородные радикалы.

22.

На границе раздела двух несмешивающихся жидкостей молекулы ПАВ будут располагаться различным образом, что зависит от величины их поверхностной активности. Жидкости, резко отличающиеся по полярности, например, вода и масло, при смешивании всегда расслоятся с образованием границы раздела между ними. Если в эту систему ввести водорастворимое ПАВ, то его молекулы своей полярной, гидрофильной группой будут ориентированы к воде, а гидрофобной – к маслу. Положение молекул ПАВ на границе будет зависеть от соотношения гидрофильных и гидрофобных свойств соответствующих фрагментов, т.е. от их поверхностной активности.

23.

Если тип эмульсий неизвестен, его легко можно установить одним из следующих способов:

1) смешиванием с водой;

2) окрашиванием одной из фаз;

3) нанесением на парафиновую пластинку.

По первому способу небольшую порцию испытуемой эмульсии смешивают с водой. Если эмульсия равномерно распределяется по всему объему воды, то - вода дисперсионная среда, и данная эмульсия относится к первому типу (М/В). Если же испытуемая эмульсия с водой не смешивается, то это эмульсия второго типа (В/М).

По второму способу небольшой объем эмульсии смешивают на предметном стекле с краской, растворимой только в одной из жидкостей, например с метиленовым синим, растворимым лишь в воде. После этого эмульсию рассматривают под микроскопом. В случае эмульсии М/В дисперсионная среда - вода - окрасится в голубой цвет и будут видны неокрашенные «шарики» - капли масла. В случае эмульсии обратного типа крупинки красителя метиленового синего останутся лежать на поверхности эмульсии, так как краска, нерастворимая в масле, не сможет проникнуть к капелькам воды и окрасить их. При применении краски, растворимой в масле, например Судана III, будет наблюдаться обратная картина.

Третий способ. При нанесении на стеклянную пластинку, покрытую слоем парафина, капля эмульсии растекается, если дисперсионной средой является масло (эмульсия В/М), и не растекается, если дисперсионной средой служит вода (эмульсия М/В).

Коалесценция— слияние частиц (например, капель или пузырей) внутри подвижной среды (жидкости, газа) или на поверхности тела.

Коалесценция сопровождается укрупнением капель (пузырей) и обусловлена действием сил межмолекулярного притяжения. Это самопроизвольный процесс (сопровождается уменьшением свободной энергии системы).

В жидкой дисперсионной среде коалесценции часто предшествует коагуляция.

24.

Понятие о термодинамики и биоэнергетики.