Физическая и коллоидная химия

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Учебное пособие

по дисциплине «Физическая и коллоидная химия»

для направления подготовки бакалавров:
35.03.07 - «Технология производства и переработки сельскохозяйственной продукции», 19.03.02 - «Продукты питания из растительного сырья»

ВОРОНЕЖ
2018

Печатается по решению редакционно-издательского совета

ФГБОУ ВО «Воронежский государственный аграрный университет им. императора Петра I»

УДК 544.77(075.8)

ББК 24.5я73 + 24.6я73

Ш243А

Составители: Шапошник А.В., Звягин А.А.

Рецензенты:

зав. кафедрой химии высокомолекулярных соединений и коллоидов (ВГУ)                                     д.х.н. Шестаков А.С.

доцент кафедры процессов и аппаратов перерабатывающих производств (ВГАУ)                          к.т.н. Котик О.А.

 

Шапошник А.В., Звягин А.А.

Физическая и коллоидная химия: учебное пособие. Воронеж: ФГБОУ ВО Воронежский ГАУ, 2018. – 83 с.

Настоящее учебное пособие представляет собой конспект лекций по избранным главам физической и коллоидной химии, являющейся составной частью курса химии для студентов факультета технологии и товароведения Воронежского ГАУ. Пособие разработано в соответствии с образовательными стандартами по направлениям подготовки профиля 35.03.07 - «Технология производства и переработки сельскохозяйственной продукции», 19.03.02 - «Продукты питания из растительного сырья».

Цель пособия заключается в формировании у студентов общих представлений о предмете, задачах и методах физической и коллоидной химии в целом. Основное внимание уделяется связи физической и коллоидной химии с пищевыми технологиями.

Ил. 39. Библиогр.: 13 назв. Табл. 9

Учебное пособие рассмотрено и рекомендовано к изданию на заседании методического совета Факультета технологии и товароведения

Протокол №____ от ________________2018 г.

 

Оглавление

1. Основные химические понятия. 5

2. Химическая термодинамика. 7

3. Химическая кинетика. 13

4. Общие свойства растворов. 21

5. Электролитическая диссоциация. 25

6. Электропроводность растворов электролитов. 33

7. Электрические потенциалы на границе жидкости и твердого тела 38

8. Химическая связь и межмолекулярные взаимодействия. 44

9. Сорбция. 48

10. Поверхностное натяжение. 56

11. Общее представление о дисперсных системах. 60

12. Получение и свойства коллоидных растворов. 64

13. Растворы высокомолекулярных соединений. 71

14. Растворы поверхностно-активных веществ. 73

 

Основные химические понятия

Наименьшую частицу химического вещества, сохраняющую его свойства, называют молекулой. В свою очередь, молекула состоит из атомов, наименьших частиц химического элемента. Например, молекула серной кислоты H₂SO₄ состоит из двух атомов водорода H, одного атома серы S и четырех атомов кислорода О.

Вещества, состоящие из атомов одного элемента, называются простыми. Некоторые простые вещества, как например кислород О₂, азот N₂, хлор Cl₂ имеют молекулярное строение, каждая их молекула состоит из двух атомов. Простое вещество железо Fe имеет атомарное строение.

Вещества, состоящие из атомов разных элементов, называются сложными (или, по-другому, химическими соединениями). Сложным веществами являются, например, оксиды, кислоты, основания, соли.

При протекании физических процессов вещества остаются теми же веществами. Например, при закипании чайника молекулы воды H₂O, находящиеся в жидком состоянии, переходят в пар, но остаются теми же молекулами воды H₂O.

При протекании химических процессов одни молекулы превращаются в другие. Если бросить кусочек металла натрия в воду, произойдет превращение одних веществ (натрия и воды) в другие (гидроксид натрия и водород):

                                        (1.1)

Уравнение химической реакции (1.1) показывает, сколько в простейшем случае используется молекул реагентов (натрия и воды), и сколько при этом получается молекул продуктов (гидроксида натрия и водорода). На это указывают стехиометрические коэффициенты химического уравнения. Ввиду того, что посчитать отдельные молекулы невозможно (они слишком маленькие), используют эталон количества вещества – моль. В одном моле содержится число молекул, равное постоянной Авогадро N_A:

                                                 (1.2)

Масса одного моль вещества называется молярной массой M. Ввиду того, что молекулы состоят из атомов, молярная масса представляет собой сумму молярных атомных масс  (приложение, табл. 1). Например, молярная масса серной кислоты представляет собой сумму двух атомных масс водорода (1 г/моль), атомной массы серы (32 г/моль) и четырех атомных масс кислорода (16 г/моль):

                        (1.3)

Таким образом, 1 моль серной кислоты (то есть  молекул) имеет массу 98 граммов. Количество молей вещества ν можно определить, если известна его масса m и молярная масса M:

                                                                         (1.4)

Кроме того, количество молей можно определить в том случае, если нам известно количество молекул N:

                                                                       (1.5)

Стандартными условиями называют температуру 25 ^оС     (T = 298 K) и давление 760 мм рт. cт. (101325 Па). Физико-химическая величина, определенная при этих условиях, называется стандартной. Например, можно встретить такие понятия, как стандартная энтальпия или стандартная энергия Гиббса (приложение, табл. 2). Стандартный молярный объем газа  составляет 24,1 л/моль. Нуль в качестве правого верхнего индекса означает стандартные условия.

Отличие газов от других агрегатных состояний вещества состоит в том, что их молярный объем V_m постоянен. Таким образом, для газов (только для газов!) представляется возможным определить количество молей, если известен объем:

                                                                        (1.6)

Предположим, что в баллоне сварщика находится 8 килограммов кислорода. Какой объем займет этот кислород при стандартных условиях? Прежде всего, следует определить количество молей кислорода O₂:

                               (1.7)

Используя (1.7), мы можем определить объем кислорода:

            (1.8)

Количество молекул кислорода в этом баллоне составляет

     (1.9)

Количество вещества x в растворе определяют молярной концентрацией с(х):

                                                 (1.10)

В соответствии с метрической системой размерность молярной концентрации должна составлять [моль/м³], однако на практике редко готовят растворы кубометрами, поэтому молярную концентрацию обычно измеряют в [моль/л] и называют в этом случае молярностью.

Если концентрация раствора соляной кислоты составляет 1 моль/л, то такой раствор называют одномолярным (1 М HCl). Раствор с концентрацией 0,1 моль/л называют децимолярным (0,1 М HCl). Раствор с концентрацией 0,01 моль/л называют сантимолярным (0,01 М HCl).

Важным физико-химическим понятием является фаза, то есть гомогенная (однородная) часть гетерогенной (неоднородной) системы, отделенная от других частей системы поверхностью раздела. Например, крупинки песка, насыпанного в воду, представляют собой одну фазу, а вода – другую. Разные фазы не обязательно должны состоять из разных компонентов (индивидуальных веществ). Один и тот же компонент (H₂O) может находиться в разных фазах, если, например, куски льда плавают по поверхности воды.

Химическая термодинамика

Промышленная революция, которая произошла в середине 18-го века, стала возможной благодаря распространению паровых машин. Необходимость совершенствования конструкции паровых машин привела к появлению новой науки, термодинамики, целью которой стало исследование закономерностей превращения одних форм энергии в другие, например, теплоты в работу.

Термодинамика отделяет некоторый объект (систему) от остального мира (окружающей среды). Легче всего анализировать поведение изолированной системы, в которой исключен обмен материей и энергией с окружающей средой. Если бы существовал идеальный термос, температура внутри которого совершенно не изменялась, и он еще был наглухо запечатан, то такой термос следовало бы назвать изолированной системой.

В реальном мире чаще встречаются закрытые системы, в которых исключен обмен веществом с окружающей средой, но возможен обмен энергией. В таких системах может изменяться как объем V, так и давление p. Однако чаще исследуют такую разновидность закрытых систем, в которых изменяется только объем, а давление остается постоянным. Примером является цилиндр, внутри которого находится идеально пригнанный к этому цилиндру поршень (рис. 1.1). При переходе тепла из внешней среды в систему поршень перемещается, объем системы изменяется, но давление остается постоянным. В дальнейшем термин «закрытая система» будет использоваться нами только в таком понимании.

В реальной жизни мы сталкиваемся с открытыми системами, в которых возможен обмен с окружающей средой как материей, так и энергией, однако они крайне сложны для изучения.

Так называемые термодинамические потенциалы являются функциями состояния системы, то есть их изменение зависит только от начального и конечного состояния системы, и не зависит от пути перехода от одного состояния в другое. Примером термодинамического потенциала являются внутренняя энергия U, представляющая собой совокупность всех форм энергий всех частиц, составляющих данную систему, за исключением кинетической энергии этой системы как целого. Таким образом, внутренняя энергия включает энергию электронов, протонов и нейтронов в атомах, энергию атомов в молекуле, энергию молекул, однако не включает, скажем, кинетическую энергию кирпича, летящего по направлению к стеклу.

Изменение внутренней энергии Δ U может происходить через переход теплоты Q или через совершение работы A:

                                                               (2.1)

Каждая из этих двух величин (теплота и работа) по отдельности не является функцией состояния системы, их изменение зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Теплота Q является неупорядоченной формой передачи энергии, а при совершении работы A движение частиц имеет определенную направленность.

Если теплота переходит из окружающей среды в закрытую систему, то она расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение над ней работы теплового расширения газа pΔV. В этом случае теплота становится термодинамическим потенциалом, ее называют энтальпией H, а выражение (2.1) запишется в следующем виде:

                                                          (2.2)

Основу термодинамики составляют так называемые начала – наиболее общие законы, которые были определены экспериментально. Первое начало термодинамики представляет собой закон сохранения энергии. Он имеет несколько формулировок, например:

Внутренняя энергия изолированной системы не изменяется.

Выражение (2.2) представляет собой математическую запись первого начала термодинамики по отношению к закрытой системе.

Изменение энтальпии в процессе образования одного моля сложного вещества из простых веществ называется энтальпией образования (приложение, табл. 2). Для простых веществ энтальпия образования принимается равной нулю.

Ввиду того, что энтальпия представляет собой функцию состояния, ее изменение зависит только от начального и конечного состояний системы, и не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое (основной закон термохимии). Из этого закона, сформулированного впервые в 1840 году Г.И. Гессом, профессором Петербургского технологического института, вытекает множество важных следствий. Тепловой эффект химической реакции (изменение энтальпии) можно определить, исходя из табличных данных энтальпии образования реагентов и продуктов:

Изменение энтальпии химической реакции представляет собой сумму энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (следствие из основного закона термохимии).

Используя табличные данные, можно рассчитать тепловой эффект химической реакции, не проводя экспериментальных термохимических экспериментов. Для расчета энтальпии сгорания аммиака:

                                          (2.3)

следует использовать энтальпии образования аммиака (Δ H ⁰ (NH₃) = -46,1 кДж/моль) и воды в виде пара (Δ H ⁰ (H₂O) = -241,8 кДж/моль). Как уже говорилось в первой главе, нуль в качестве правого верхнего индекса указывает на стандартные энтальпии образования, полученные при температуре 25 ^оС и давлении 101325 Па. Энтальпии образования простых веществ (кислорода и азота) принимаются равными нулю. Для определения стандартной энтальпии реакции, в которых количество молей реагентов и продуктов соответствует стехиометрическим коэффициентам уравнения (2.3), следует сложить умноженную на коэффициент энтальпию образования продукта (воды) и вычесть умноженную на коэффициент энтальпию образования исходного вещества (аммиака):

       (2.4)

Отрицательное значение полученной стандартной энтальпии реакции указывает на то, что процесс окисления аммиака экзотермический, то есть протекает с выделением тепла. В термодинамике положительными считаются процессы, в которых система получает энергию, а не отдает. Таким образом, в эндотермических процессах, протекающих с поглощением тепла, изменение энтальпии будет положительным (ΔH>0).

Одна из самых важных величин термодинамики – энтропия S, которую называют мерой беспорядка в системе. Исходя из жизненного опыта, можно сделать вывод о самопроизвольном нарастании беспорядка, а вот для наведения порядка приходится расходовать энергию. Примером порядка является раздельное существование бочки меда и ложки дегтя. Но вот смешивание различных компонентов происходит самопроизвольно и приводит к увеличению энтропии.

Первое начало термодинамики позволяет определить тепловой эффект реакции, но оно не позволяет определить направление ее протекания. Будет ли аммиак окисляться (2.3) или наоборот, вода и азот превратятся в аммиак и кислород? На эти вопросы может ответить второе начало термодинамики, которое имеет множество различных формулировок, например, такую:

В изолированной системе возможны только те процессы, в которых энтропия не изменяется или увеличивается ().

Американский ученый Дж. Гиббс предложил использовать термодинамический потенциал, позволяющий определять направление протекания процесса в закрытой системе (в условиях постоянного давления и температуры). Впоследствии эту величину назвали энергией Гиббса G. Изменение энергии Гиббса в ходе процесса определяется изменением энтальпии ΔH и энтропии Δ S:

                                                           (2.5)

Для самопроизвольного протекания процесса необходимо или выделение системой тепла, или увеличение беспорядка (например, смешивание веществ), но особенно желательно сочетание того и другого.

Выражение (2.5) можно трактовать следующим образом: только часть переданной системе теплоты Δ H может расходоваться на совершение полезной работы Δ G, потому что другая часть неизбежно пойдет на бесполезное увеличение энтропии.  

Еще одна формулировка второго начала термодинамики звучит так:

В закрытой системе возможны только те процессы, в которых энергия Гиббса не изменяется или уменьшается ().

Рассчитать изменение энергии Гиббса в ходе процесса можно, используя табличные данные стандартной энергии Гиббса образования сложных веществ (для простых веществ энергия Гиббса образования принимается равной нулю).

Предположим, что нам необходимо выяснить возможность протекания реакции восстановления оксида железа (+3) угарным газом в стандартных условиях:

                                          (2.6)

Изменение энергии Гиббса в ходе процесса равно сумме энергий Гиббса образования продуктов за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ.

Для расчета используем табличные данные стандартных энтальпий образования оксида железа (-740 кДж/моль), угарного газа (-137,1 кДж/моль), углекислого газа (-394,4 кДж/моль). Энтальпия образования простого вещества железа принимается равной нулю (приложение, табл. 2).

(2.7)                         

Как показывает расчет (2.7), изменение энергии Гиббса меньше нуля, следовательно, процесс (2.6) при данных (стандартных) условиях протекать может. Если ΔG>0, то процесс в данных условиях невозможен.

Впрочем, сама возможность протекания процесса еще не гарантирует, что процесс действительно будет происходить. Например, изменение энергии Гиббса окисления метана кислородом значительно меньше нуля, но процесс будет протекать только в том случае, если мы чиркнем спичкой. Особый интерес представляет случай, когда ΔG=0. В этом случае система находится в состоянии равновесия. Термодинамика рассматривает равновесие как состояние системы, в котором все параметры (такие как давление, температура, концентрация) одинаковы в каждой точке и не изменяются во времени.

 

Химическая кинетика

Поскольку химические процессы заключаются в превращении одних веществ в другие, скорость химической реакции  представляет собой изменение молярной концентрации  реагента или продукта за определенный промежуток времени :

.                                                      (3.1)

Если скорость рассчитывается по увеличению концентрации продукта, то ставится знак «+», если по уменьшению концентрации реагента, ставится знак «-». Однако такое определение пригодно только для гомогенных химических процессов, то есть для тех, в которых участники реакции находятся в одинаковых агрегатных состояниях. Только в этом случае можно относить изменение количества вещества  к единице объема V. Примером гомогенного процесса является окисление угарного газа кислородом:

                                  (3.2)

 Если процесс гетерогенный (в нем участвуют вещества, находящиеся в различном агрегатном состоянии), то следует относить изменение количества вещества не к объему, а к площади поверхности раздела фаз S:

.                                                               (3.3)

 Например, взаимодействие цинка с раствором соляной кислоты

                                              (3.4)

происходит только по поверхности металлического цинка.

Скорость химической реакции зависит от множества факторов, например, от природы реагирующих веществ, от концентрации реагентов, от температуры, от наличия катализатора. Совершенно очевидно, например, что у разных реагентов скорости химических реакций также будут разными.

Зависимость скорости от концентрации выражается законом действия масс, открытым 1867 году норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов.

Имеются в виду молярные концентрации, которые должны быть возведены в степени, соответствующие их стехиометрическим коэффициентам. Согласно закону действия масс скорость химической реакции окисления оксида азота (+2) до оксида азота (+4)

                                                      (3.5)

должна выражаться следующим кинетическим уравнением

,                                                   (3.6)

где коэффициент k называется константой скорости химической реакции. Однако на практике закон действия масс может быть применим только к немногочисленным одностадийным процессам. Между тем, уравнения реакции часто записывают для многостадийных процессов, которым, в частности, является и доокисление оксида азота (3.5). Поэтому в кинетические уравнения обычно приходится вносить поправки. Это относится и к уравнению (3.6), в котором концентрация оксида азота (+2) не должна возводиться в квадрат. Впрочем, краткий курс физической и коллоидной химии предполагает в первую очередь изучение правил, а не исключений.

Закон действия масс полностью применим для гомогенных процессов. Но если, например, реагентом является твердое тело, его концентрация не влияет на скорость химической реакции. Рассмотрим процесс сгорания серы

                                         (3.7)

В кинетическое уравнение этого процесса не записывается концентрация кристаллической серы

                                                                (3.8)

Если реагентами являются газ и жидкость, то в кинетическое уравнение записывается только концентрация газа.

Скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-3 раза при повышении температуры на 10 ^оС (правило Вант-Гоффа). Однако это правило имеет приблизительный характер и редко используется для кинетических расчетов.

Зависимость скорости реакции от температуры принято объяснять наличием переходного состояния между реагентами и продуктами (его также называют активированным комплексом). Для достижения этого переходного состояния требуется передать системе энергию в виде тепла или света. Если при соударении молекул их суммарная энергия превышает некоторую критическую величину, которую называют энергией активации E_a, то это соударение будет эффективным, то есть приведет сначала к образованию активированного комплекса, а потом - продуктов реакции (рис. 3.1). Если суммарная энергия будет ниже энергии активации, химического взаимодействия не
произойдет.

При повышении температуры повышается средняя энергия молекул, поэтому увеличивается число активных молекул (энергия которых превышает энергию активации). Соответственно, увеличивается и доля эффективных соударений, что приводит к повышению скорости химической реакции. Зависимость между скоростью и температурой выражается уравнением Аррениуса:

                                                                  (3.9)

где k – константа скорости химической реакции, А – множитель, который зависит от частоты соударения молекул, число e – основание натурального логарифма, R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура, выраженная в градусах Кельвина.

Для протекания реакции молекулы должны перескочить через активационный барьер. Чем этот барьер выше, тем скорость реакции меньше. Переданная системе в виде тепла дополнительная энергия помогает молекулам перескочить через этот барьер.

Катализатором называют вещество, которое изменяет скорость химической реакции, но само в этой реакции не расходуется. Положительные катализаторы увеличивают скорость реакции, отрицательные катализаторы (ингибиторы) ее уменьшают. Катализаторы заставляют химический процесс протекать по другому пути. Действие положительных катализаторов заключается в уменьшении энергии активации (высоты активационного барьера), соответственно, ингибиторы энергию активации увеличивают (повышают активационный барьер).

Отдельный класс катализаторов составляют ферменты (или энзимы) – белки, позволяющие проводить химические реакции, которые в их отсутствии практически не протекают. Они повышают скорость химических процессов в миллиарды раз. Правда, ферменты довольно капризны – они способны работать в узких интервалах температуры и кислотности среды.

Если продукты химического взаимодействия не способны снова превратиться в реагенты, этот процесс называется необратимым с точки зрения химической кинетики. При сгорании этанола образуются углекислый газ и вода:

.                                    (3.10)

Как бы мы не смешивали продукты реакции, из них получится газированная вода, а вовсе не этиловый спирт и не кислород. При записи уравнения этой реакции пишется одна стрелка, направленная вправо.

Если из продуктов могут снова получаться реагенты, процесс называют обратимым (с точки зрения химической кинетики). Например, при синтезе аммиака из азота и водорода происходит разложение продукта на азот и водород:

.                                                    (3.11)

При записи уравнения обратимого процесса используются две стрелки (3.11).

Скорость синтеза аммиака определяется концентрацией реагентов - азота и водорода:

                                                     (3.12)

Скорость его разложения  определяется концентрацией продукта (аммиака):

                                                        (3.13)

В ходе процесса реагенты расходуются, их концентрация уменьшается, поэтому скорость прямой реакции также уменьшается в соответствии с кинетическим уравнением (3.12). Продукты при этом нарабатываются, их концентрация увеличивается, поэтому скорость обратной реакции также будет увеличиваться (3.13). Это будет происходить до тех пор, пока скорости  и  не сравняются. В химической кинетике состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием. В этом случае химический процесс продолжается, но результаты его заметить невозможно. Количество молекул продукта, которое расходуется за определенный промежуток времени, в точности равно количеству молекул продукта, которое расходуется на превращение в молекулы реагента.

Как уже говорилось, молярная концентрация вещества обозначается латинской буквой «с». Если требуется указать, что система находится в состоянии равновесия и концентрация вещества не меняется, вместо буквы «с» используются квадратные скобки. Таким образом, если система (3.11) находится в состоянии химического равновесия

,                                                                     (3.14)

то уравнения (3.12) и (3.13) рекомендуется записывать несколько по-другому:

                                                   (3.15)

                                                           (3.16)

Так как левые части уравнений (3.15) и (3.16) равны, должны быть равны и правые части

.                                      (3.17)

Перенесем постоянные величины (константы скоростей и ) в одну часть уравнения (3.17), а переменные величины (концентрации реагентов и продуктов) – в другую:

                                                        (3.18)

Левая часть уравнения (3.18) представляет собой постоянную величину (константу), потому что она является отношением двух постоянных величин, констант скоростей химических реакции. Она называется константой равновесия K:

                                                         (3.19)

Константа равновесия представляет собой дробь, в числителе которой находится произведение концентраций продуктов, а в знаменателе – произведение концентраций реагентов. Ввиду того, что константа равновесия выводится из кинетических уравнений, для ее правильной записи следует использовать те же правила, которые справедливы и для кинетических уравнений. Например, концентрация твердых веществ в константе равновесия не учитывается. Если среди реагентов и продуктов встречаются жидкости и газы, то учитывается только концентрация газов.

Константа равновесия K связана с изменением энергии Гиббса Δ G:

                                                     (3.20)

Система приходит в состояние химического равновесия в том случае, если мы на нее никак не воздействуем – не добавляем реагенты, не удаляем продукты, не меняем температуру и давление. В этом случае скорости прямой и обратной реакций должны сравняться (). Однако воздействие на систему (изменение концентрации реагентов или продуктов, изменение температуры или давления) может привести к тому, что одна из реакций будет протекать быстрее другой (). Это называется смещением (или сдвигом) химического равновесия. Если прямая реакция протекает быстрее обратной (), то говорят, что равновесие смещается вправо (в сторону продуктов, в сторону прямой реакции). Если обратная реакция протекает быстрее прямой (), то говорят, что равновесие смещается влево (в сторону исходных веществ, в сторону обратной реакции).

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону реакции, ослабляющей это воздействие (принцип Ле Шателье). Если при синтезе аммиака (3.11) установилось равновесие, то сместить его вправо (то есть в сторону прямой реакции) можно увеличением концентрации реагентов (азота и водорода) или уменьшением концентрации продукта (аммиака).

Синтез аммиака является экзотермическим процессом, он протекает с выделением тепла. Следует ли повысить температуру? Приведет ли это к смещению равновесия вправо? Равновесие при повышении температуры, как это следует из принципа Ле Шателье, будет смещаться не вправо, а влево (это невыгодно). Тем не менее, температуру все же повышают до 450 ^оС, чтобы повысить скорость прямой реакции.

Следует ли добавлять катализатор? Приведет ли добавление катализатора к смещению равновесия? Катализатор добавлять надо, если мы хотим повысить скорость прямой реакции. Однако катализатор не смещает химическое равновесие, он одинаково увеличивает скорость и прямой, и обратной реакции.

Если участниками процесса являются газы, равновесие может сместиться при изменении давления. Например, при синтезе аммиака (3.11) повышение давления приведет к смещению равновесия вправо. В соответствии с принципом Ле Шателье, воздействие на систему (увеличение давления) сместит равновесие в сторону реакции, которая ослабит это воздействие (то есть, уменьшит давление). Прямая реакция превращает 4 молекулы газа (одну молекулу азота и три молекулы водорода) в две молекулы газа (аммиака). Уменьшение количества молекул газа в системе приводит к уменьшению давления.

Очевидно, что в процессе синтеза оксида азота (+2) из азота и кислорода

                                                          (3.21)

изменение давления не приведет к смещению равновесия, потому что количество молекул газа в левой и в правой части уравнения одинаково.

 

Общие свойства растворов

 

Истинным (или молекулярным) раствором называется однородная система, состоящая из двух или более компонентов.

Если мы бросим сахар в воду, то вначале система будет состоять из двух разных фаз. Однако в процессе растворения молекулы сахара будут отрываться от своих кристаллов, переходить из твердой фазы в жидкую, и в конце концов в системе останется только одна жидкая фаза. Все молекулы сахара и все молекулы воды в этом случае смогут двигаться независимо друг от друга.

Если скорость растворения больше скорости обратного процесса (кристаллизации), то такой раствор называют ненасыщенным. В нем может раствориться дополнительное количество вещества.

Если скорость растворения равна скорости кристаллизации, то раствор называют насыщенным. В нем уже нельзя растворить дополнительное количество вещества. Концентрация вещества в насыщенном растворе называется растворимостью. Если растворимость меньше 1 грамма на 100 граммов воды, вещества обычно называют малорастворимыми (приложение, табл. 3).

Если скорость растворения меньше скорости кристаллизации, то раствор называют пересыщенным. Пересыщенные растворы можно приготовить разными способами. Например, можно охладить насыщенный раствор. Растворимость при охлаждении обычно снижается, раствор становится пересыщенным, и из него выпадает осадок. (Иногда для выпадения осадка требуется длительный промежуток времени). Другой способ приготовления пересыщенного раствора – химический. В результате взаимодействия двух хорошо растворимых веществ может образоваться малорастворимое вещество, по отношению к которому раствор будет являться пересыщенным.

Некоторые свойства растворов определяются не столько природой растворенного вещества, сколько их концентрацией, то есть количеством растворенных частиц в заданном объеме или в заданной массе раствора. Криоскопический эффект заключается в понижении температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя (Δ T), он пропорционален количеству растворенного вещества:

,                                                       (4.1)

где К – криоскопическая константа данного растворителя, m (x) – масса растворенного вещества, M (x) – молярная масса растворенного вещества, m (L) – масса растворителя (выраженная в килограммах). Определение изотонического коэффициента   будет дано в следующей главе. Для о