Шпаргалка по дисциплине "Физическая химия"

К_а – константа равновесия процесса адсорбции.

Графически изотерма адсорбции  имеет вид, приведенный на рис. 16

Изотерма Лэнгмюра редко соблюдается в реальности, поэтому предложены другие уравнения.

В 1906 г. Фрейндлих предложил  эмпирическое уравнение изотермы. Уравнение  Фрейндлиха имеет вид:

Г = К_фрⁿ,

где К_ф и n – постоянные.

Фазовые превращения и равновесия (испарения, cублимация, плавание, изменения аллотропной модификации). Прогнозирование фазовых переходов при изменении условий. Число компонентов и число степеней свободы.

    Важнейшим вопросом учении о фазах является выяснение условий, при которых система, состоявшая из двух или несколько фаз, находится в равновесии. Последнее включает в себя  механическое и тепловое равновесие. Для теплового равновесия необходимо, чтобы все фазы системы имели одну и ту же температуру. Необходимым условием механического равновесия является равенство давлений по разным сторонам границы соприкасающихся фаз. В термодинамике фазой называется совокупность однородных, одинаковых по своим свойствам частей системы.

Три фазы одного и того же вещества (твердая, жидкая и газообразная, или жидкая и две твердые) могут  находиться в равновесии только при  единственных значениях температуры  и давления.

Фа́зовый перехо́д (фазовое превращение) в термодинамике — переход вещества из одной термодинамической фазы в другую при изменении внешних условий. С точки зрения движения системы по фазовой диаграмме при изменении её интенсивных параметров (температуры, давления и т. п.), фазовый переход происходит, когда система пересекает линию, разделяющую две фазы. Поскольку разные термодинамические фазы описываются различными уравнениями состояния, всегда можно найти величину, которая скачкообразно меняется при фазовом переходе.

Переход из одной фазы в  другую обычно сопровождается поглощением  или выделением некоторого количества теплоты, которое называется скрытой  теплотой перехода, или просто теплотой перехода. Такие  переходы называются фазовыми переходами первого рода. Существуют переходы из одной кристаллической  модификации в другую, которые  не связаны с поглощением или  выделением теплоты. Такие переходы называются фазовыми переходами второго  рода. Фазовые переходы второго рода не исчерпываются переходами между  различными кристаллическими модификациями. К их числу принадлежит переход  в сверхпроводящее состояние, совершаемый  в отсутствие магнитного поля, а  также переход между двумя  жидкими фазами гелия, называемыми  гелием I и гелием II.

Классификацию фазовых переходов  первого рода удобно провести с помощью  следующей блок схемы:

1.      плавление; 2. кристаллизация;  3.испарение;  4.конденсация;  5.конденсация;  6.сублимация.

Теплота фазового превращения DQ пропорциональна изменению массы  фазы Dm, т.е.   - удельная теплота фазового превращения.

В настоящее время известно более 400 разновидностей простых веществ. Способность элемента к образованию  аллотропных форм обусловлена строением атома, которое определяет тип химической связи, строение молекул и кристаллов. Как правило, большее число аллотропных форм образуют элементы, имеющие переменные значения координационного числа или степени окисления (олово, фосфор). Другим важным фактором является катенация — способность атомов элемента образовывать гомоцепные структуры (например, сера). Склонность к аллотропии более выражена у неметаллов, за исключением галогенов и благородных газов, и полуметаллов. Принято обозначать различные аллотропические формы одного и того же элемента строчными буквами греческого алфавита; причём форму, существующую при самых низких температурах, обозначают буквой α, следующую — β и т. д.

Пра́вило фаз (или правило фаз Гиббса) — соотношение, связывающее число веществ (компонентов), фаз и степеней свободы в гетерогенной системе.

Правило фаз записывается следующим образом:

~j + v = k + n

где j — число фаз (например, агрегатных состояний вещества);

v — число степеней свободы, то есть независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз;

k — число компонентов системы — число входящих в систему индивидуальных веществ за вычетом числа химических уравнений, связывающих эти вещества. Иначе говоря, это минимальное количество веществ, из которых можно приготовить каждую фазу системы.

n — число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы

Виды растворов. Характеристика воды как растворителя. Характеристика совершенных, идеальных  и реальных растворов. Способы выражения  концентрации растворовю.  Их взаимосвязь между собой.

Растворами называются гомогенные системы, содержащие не менее двух веществ. Могут существовать растворы твердых, жидких и газообразных веществ в  жидких растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых, жидких и газообразных веществ. Как правило, вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке - растворенным веществом. В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Газообразными растворами являются воздух и другие смеси газов. К жидким растворам относят гомогенные смеси газов, жидкостей и твердых тел с жидкостями. Твердыми растворами являются многие сплавы, например, металлов друг с другом, стёкла.

Самым распространенным растворителем  на нашей планете является вода. Вследствие своих аномальных свойств  вода – уни–кальный растворитель, прекрасно приспособленный для жизнедеятельности. Прежде всего вода хорошо растворяет ионные и мно–гие полярные соединения. Такое свойство воды связа–но в значительной мере с ее высокой диэлектрической проницаемостью (78,5). Так как вода составляет основную часть внутренней среды организма, то она обеспечивает процессы всасывания, передвижения питательных веществ и продуктов обмена в организме. Другой многочисленный класс веществ, хорошо раст–воримых в воде, включает такие полярные органиче–ские соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спир–ты. Их растворимость в воде объясняется склонностью молекул воды к образованию полярных связей с поляр–ными функциональными группами этих веществ, на–пример с гидроксильными группами спиртов и сахаров или с атомом кислорода карбонильной группы альдеги–дов и кетонов. Ниже приведены примеры водородных связей, важных для растворимости веществ в биологи–ческих системах. Вследствие высокой полярности во–да вызывает гидролиз веществ. Важны и другие аномальные свойства воды: высо–кое поверхностное натяжение, низкая вязкость, высо–кие температуры плавления и кипения и более высокая плотность в жидком состоянии, чем в твердом.

Идеальными растворами считаются  растворы, соответствующие двум требованиям:

1.Размеры молекул всех компонентов раствора нулевые.                                                                                                         

2.Силы взаимодействия  между всеми компонентами раствора  отсутствуют.

Из реальных растворов  таким требованиям соответствуют  только разбавленные и совершенные  растворы.

Разбавленными называют растворы, в которых концентрация растворенного  вещества приближается к нулю.

Совершенными называются растворы, образованные веществами с  очень близкими физико–химическими свойствами.

Реальными называются растворы, которые не подчиняются законам  идеальных растворов. Обычно они  составлены из компонентов с различными свойствами, строением молекул и  силами взаимодействия между молекулами компонентов. Образование таких  растворов сопровождается изменением объема и тепловыми эффектами. С  уменьшением концентрации реального  раствора его свойства приближаются к свойствам идеального раствора.

Массовая доля — отношение  массы растворённого вещества к  массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

m1 — масса растворённого вещества, г;

m — общая масса раствора, г .

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

• V₁ — объём растворённого вещества, л;
• V — общий объём раствора, л.

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации   , которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным.

,

где:

• ν — количество растворённого вещества, моль;
• V — общий объём раствора, л.

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор, содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.

,

где:

• ν — количество растворённого вещества, моль;
• V — общий объём раствора, л;
• z — число эквивалентности (фактор эквивалентности  ).

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,

где:

• ν_i — количество i-го компонента, моль;
• n — число компонентов;

Моляльность — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-мольным.

,

где:

• ν — количество растворённого вещества, моль;
• m₂ — масса растворителя, кг.

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

,

где:

• m₁ — масса растворённого вещества, г;
• V — общий объём раствора, мл;

 

Коагуляция  и факторы, ее вызывающие. Медленная  и быстрая коагуляция. Порог коагуляции, его определение. Чередование зон  коагуляции. Коагуляции золей смесями  электролитов. Правило аддитивности, антагонизм и синергизм ионов.

Коагуляция (от лат. coagulatio- свертывание, сгущение), объединение частиц дисперсной фазы в агрегаты вследствие сцепления (адгезии) частиц при их соударениях. Соударения происходят в результате броуновского движения, а также седиментации, перемещения частиц в электрическом поле (электрокоагуляция), механического воздействия на систему (перемешивания, вибрации) и др. Наиболее важным и изученным фактором является действие электролитов. Медленная коагуляция – это когда электролита введено в таком количестве, что небольшой барьер отталкивания сохраняется, здесь не все сталкивающие частицы коагулируют. Скорость ее зависитот концентрации электролита. Быстрая коагуляция – имеет место при полном исчезновении энергетического барьера, здесь каждое столкновение частиц приводит к коагуляции. Скорость быстрой коагуляции u – не зависит от концен- трации электролита. Коагулирующее действие электролита зависит от заряда ионов. Коагуляция идет с заметной скоростью лишь при концентрации электролита, превышающей некоторое критическое значение, называемое порогом коагуляции Ск.  Выше этой концентрации (в области медленной коагуляции) скорость коагуляции растет с ростом концентрации, пока не достигнет некоторого предела, после которого (в области быстрой коагуляции) перестает зависеть от концентрации электролита. Порог коагуляции определяют по помутнению, изменению окраски или по началу выделения дисперсной фазы в осадок. . Чередование зон коагуляции (следствие перезарядки золя) наблюдается при добавлении к отрицательному золю электролитов с многозарядными катионами–коагулянтами: Fe3+; Аl3+; Th4+. Коагуляция золей электролитами. Все электролиты при определенной концентрации могут вызвать коагуляцию золя. Правило знака заряда: коагуляцию золя вызывает тот ион электролита, знак заряда которого противоположен заряду коллоидной частицы. Этот ион называют ионом-коагулятором. Каждый электролит по отношению к коллоидному раствору обладает порогом коагуляции (коагулирующей способностью).

При коагуляции золя смесью двух электролитов можно наблюдать  три предельных случая. 
1. Аддитивное действие электролитов. Электролиты действуют как бы независимо друг от друга. 
2 Антагонизм электролитов. Электролиты как бы противодействуют друг другу и для коагуляции золя их нужно добавить больше, чем это требуется по правилу аддитивности (сложения). 
3. Синергизм электролитов. Электролиты как бы способствуют друг другу и для коагуляции золя их требуется меньше, чем это нужно по правилу аддитивности.

Коллоидные  системы, образованные поверхностно-активными веществами: растворы мыл, детергентов, таннидов, красителей. Мицеллярные коллоидные системы. Мицеллообразование в растворах ПАВ. Критическая концентрация мицеллообразования, методы ее определения. Солюбилизация и ее значение в фармации. Мицеллярные коллоидные системы в фармации.