Типы гетерогенных дисперсионных систем

(классификация по агрегатным состояниям)

Агрегатное состояние дисперсионной среды	Агрегатное состояние дисперсной фазы
газообразное	жидкое	твердое
Газообразное	-	Г-Ж (туман)	Г-Т (дымы, пыли)
Жидкое	Ж-Г (пены)	Ж1-Ж2 (эмульсии)	Ж-Т (суспензии)
Твердое	Т-Г (твердые пены)	Т-Ж	Т1-Т2

Таким образом, дисперсные системы – гетерогенные системы. В системах Ж-Г, Ж-Т, Г-Т и других каждая фаза ограничена внешней поверхностью. Состояние вещества у поверхности раздела соприкасающихся фаз отличается от его состояния внутри этих фаз. Это различие вызывает особые поверхностные явления на границе раздела фаз.

Чем больше поверхность раздела между фазами (или поверхность единицы объема системы), тем больше ее избыточная свободная энергия, сконцентрированная на поверхности раздела фаз. Следовательно, все дисперсные и особенно коллоидные системы обладают большим запасом, или избытком, свободной энергии, сконцентрированным на поверхности дисперсной фазы, чем обычные массивные тела. Условием устойчивого равновесия системы является минимум свободной энергии. Системы с большим запасом свободной энергии неравновесны, термодинамически неустойчивы, в них будут самопроизвольно протекать процессы, сопровождающиеся уменьшением запаса свободной энергии, которая всегда стремится к минимальному значению.

Одним из таких самопроизвольных процессов, протекающих на границе раздела двух фаз и приводящих к снижению поверхностного натяжения, является адсорбция.

Изменение концентрации газообразного или растворенного вещества на границе раздела фаз – на поверхности твердого тела или жидкости – называется адсорбцией.

Повышение концентрации на границе раздела фаз есть положительная адсорбция. Растворенные вещества, понижающие поверхностное натяжение растворителя, называются поверхностно-активными (ПАВ), а повышающие – поверхностно-инактивными.

Одно и то же поверхностно-активное вещество может гидрофобную жидкость делать гидрофильной, а гидрофильную превращает в гидрофобную (рисунок).

.

а б

Ориентация молекул поверхностно-активных веществ на границе:

а – вода – масло; б – масло-вода

 

Вещество, поглощающее своей поверхностью молекулы или ионы других веществ, называется адсорбентом. Адсорбируемое вещество называется адсорбтивом:

адсорбция

адсорбент + адсорбтив адсорбат

десорбция

В некоторых случаях поглощение, начавшееся на поверхности, распространяется вглубь поглотителя. Такой процесс называется абсорбцией.

Общий термин для всех явлений, связанных с поглощением – сорбция. Следовательно, адсорбция и абсорбция представляют собой частные случаи сорбции. Абсорбция – явление объемное, а адсорбция – чисто поверхностное. Сорбция может ограничиваться либо только взаимодействием за счет физических (ван-дер-ваальсовых) сил, либо одновременно сопровождается образованием нового вещества за счет проявления валентных (химических) сил (хемосорбция).

 

 

Лекция 11. Растворы электролитов. Электролитическая

Диссоциация

 

По способности проводить электрический ток все вещества делятся на электролиты (проводящие электрический ток) и неэлектролиты (не проводящие электрический ток). Электролиты -вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода – прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. В среде высокой диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы. Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией: NaCl Na⁺ + Cl^-. Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин «сольватация» заменяется термином «гидратация».

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации ( a ), которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N_ион), к общему числу растворенных молекул (N_общ):

a= N_ион / N_общ. По степени диссоциации электролиты делятся:

1) на сильные, которые в 0,1 М растворе имеют a>30%; к ним относятся: почти все соли (кроме HgCl₂, СdCl₂, Fe(SCN)₃, Pb(CH₃COO)₂ и некоторые другие); сильные минеральные кислоты (HNO₃, HCl, H₂SO₄, HI, HBr, HСlO₄); основания щелочных (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH) и щелочно-земельных металлов(Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂);

2) средние (a = 3 - 30 % в 0,1 М растворах); к ним относятся, например, H₃PO₄, H₂SO₃, HF, Mg(OH)₂;

3) слабые (a < 3 % в 0,1 М растворах); слабыми электролитами являются H₂S, H₂CO₃, HNO₂, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH₄OH и вода.

Сильные электролиты практически нацело диссоциируют на ионы, и этот процесс можно изобразить следующим образом:

HCl H⁺ + Cl^-; Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2-

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются активностью – условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе (С_м) соотношением: а = f·С_м, где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина).

Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации раствора, заряда и природы иона и других условий. Значения коэффициентов активности по рассчитанной ионной силе раствора можно определить с использованием соответствующих таблиц. Ионная сила раствора (Ι) равна полусумме произведений молярных концентрации (С_м) каждого иона на квадрат его заряда (Z):

Ι = 0,5 (C₁Z₁² + C²Z₂² + … + C_nZ_n²) = 0,5 Σ C_i Z_i ², (i = от 1 до n)

Слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо. В их растворах преобладают не ионы, а молекулы. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия, которая называется константой диссоциации (К_Д) и приводится в таблицах. Константа диссоциации характеризует силу электролита: чем больше величина К_Д., тем сильнее электролит, и наоборот.

HNO₂ H⁺ + NO₂^– (уравнение электролитической диссоциации)

1, где [H⁺], [NO₂^-], [HNO₂] – молярные равновесные концентрации соответствующих частиц в растворе, К_Д– константа диссоциации азотистой кислоты HNO₂

Равновесия в слабых электролитах подчиняются закону разведения Оствальда. Если общая молярная концентрация слабого электролита, например, слабой кислоты HNO₂ равна С (моль/л), тогда концентрация ионов H⁺ и NO₂^- будет определяться выражением [H⁺] = [NO₂^-] = С·a (моль/л), а концентрация недиссоциированного электролита [HNO₂] = (С-С·a). Тогда

. При a << 1 получим К_Д = С^.a² и .

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре степень диссоциации (a) увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует (a®1). С увеличением температуры a также увеличивается.

Лекция 12. Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований.

Водородный показатель

 

Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (очень слабый электролит): H₂O H⁺ + OH ^–

К её диссоциации можно применить закон действующих масс:

При столь малой константе диссоциации (К_Д) концентрация воды остается практически неизменной и равной [H₂O]=1000/18=55.6 моль/л. Произведение постоянных величин - также постоянная величина: K_д∙[H₂O] = [H⁺]∙[OH^–].
Таким образом, произведение молярных концентраций ионов водорода [H⁺] и гидроксильных групп [OH^–] в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды (К_В). Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому ионное произведение воды (К_В) зависит от температуры. С повышением температуры увеличиваются концентрации [H⁺] и [OH^–] ионов и величина ионного произведения: так, при 100^оС: К_В = [H⁺][OH^–] = 59∙10^-14, при 0^оС: К_В = [H⁺][OH^–] = 0,139∙10^-14.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы H⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы OH^– - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, при условии: [H⁺] = [OH^–] =

10^–7 моль/л; при [H⁺] > [OH^–] – кислым; при [H⁺] < [OH^–] – щелочным.

Концентрация катионов водорода [H⁺] обычно выражается очень малыми величинами. Для большего удобства принято пользоваться отрицательным значением десятичного логарифма молярной концентрации ионов [H⁺], который назван водородным показателем, и обозначается рН:

рН = –lg [H⁺], где [H⁺] - молярная концентрация ионов H⁺. Следовательно: [H⁺]= 10^–pH

Если реакция среды нейтральная, то [H⁺] = 10^–7 [моль/л], и рН=7. Если реакция среды кислая, то [H⁺]>10^–7 [моль/л], и рН<7. Если среда щелочная, то [H⁺]<10^–7 [моль/л], и рН>7. По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН):

рОН = –lg [ОH^- ], где [ОH^- ] - молярная концентрация ионов ОH^-. А также показатель константы воды: рК_В = –lg К_В. Логарифмируя ионное произведение воды, получаем выражение: –lg [H⁺][OH^–] = –lg 10^–14 и далее: pH + pOH = 14.

Кислота (определение по Аррениусу) – это химическое соединение, которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка.