МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Уральский государственный экономический университет

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Варианты контрольных работ

для студентов заочного отделения специальности

«Товароведение и экспертиза продовольственных продуктов»

УТВЕРЖДАЮ

Первый проректор университета А.Т. Тертышный Екатеринбург 2004 Составитель Татауров В.П.

2

СОДЕРЖАНИЕ

1. Общие указания. … … … … … … … … … … … … … … … … … ….. 2. Методические указания. … … … … … … … … … ….… … … … … … 3. Выбор варианта задач для решения … … … … … … … … … … … … 4. Список рекомендуемой литературы. … … … … … … … … … … …. 5. Тема 1. Первое начало термодинамики. … … … … … … … … … ….. 6. Тема 2. Второе начало термодинамики. … … … … … … … … … …... 7. Тема 3. Термодинамические потенциалы. Химическое равновесие.

Фазовое равновесие. … … … … … … … … … … … … … … … … … 8. Тема 4. Кинетика химических реакций. … … … … … … … … … …... 9. Тема 5. Растворы неэлектролитов. … … … … … … … … … … … … 10. Тема 6. Растворы электролитов. … … … … … … … … … … … … … 11. Тема 7. Электродные потенциалы и гальванические цепи. … … … … 12. Тема 8. Коллоидные системы… … … … … … … … … … … … … … 13. Тема 9. Микрогетерогенные системы. Высокомолекулярные соединения... … … … … … … … … … … … … … … … … … … … 14. Тема 10. Процессы, протекающие в коллоидах и полимерах. … … … 15. Приложение. … … … … … … … … … … … … … … … … … … … Общие указания Курс физической химии является теоретической базой всех химических дисциплин. Курсы физической и коллоидной химии тесно связаны с химической технологией и играют большую роль в развитии различных отраслей промышленности: пищевой, текстильной, керамической и др.

В подготовке специалистов изучение физической и коллоидной химии имеет большое значение. Достаточно указать на то, что производство многих видов промышленных и продовольственных товаров основано главным образом на применении физико-химических методов и коллоидно-химических процессов.

Сейчас невозможно назвать какую-либо отрасль промышленности, где бы ни использовались коллоидные системы или коллоидно-химические процессы. Почти все пищевые продукты: мука, хлеб, масло, жир, желе, бульон, соусы и пр. — являются дисперсными системами. Парфюмерная промышленность готовит кремы, пасты, пудру, эмульсии, мыло, используя законы коллоидной химии. Коллоидно-химическими являются процессы измельчения материалов (цемента, красок и др.), цементации, склеивания, дубления кож, крашения тканей.

Весь курс изучается на основе методов молекулярно-кинетической теории и термодинамики. Атомно-молекулярная теория дает возможность разъяснить сущность происходящих физико-химических процессов. Термодинамика устанавливает закономерности энергетического состоянии тел и химического равновесия в системах, позволяет производить точные расчеты.

В методических указаниях по каждой теме обращается внимание на важнейшие разделы изучаемой главы курса и приводятся вопросы для самопроверки, а также для решения типовых задач для самостоятельного выполнения контрольных работ. На все приведенные вопросы нужно дать полные, исчерпывающие ответы.

Порядок изучения курса При самостоятельном изучении курса физической и коллоидной химии рекомендуется руководствоваться следующими указаниями.

1. Прежде чем приступить к изучению материала, необходимо составить календарный план своих занятий в соответствии с учебным графиком, предусмотрев сроки изучения теории по темам программы и учебным пособиям, подготовку контрольной работы и участие в лабораторноэкзаменационной сессии.

2. При рассмотрении формул следует сделать выводы из них, исследовать их преобразования, проанализировать и выяснить, какие величины они увязывают и как применяются на практике.

3. Изучая рекомендуемый материал, необходимо выписывать в рабочую тетрадь формулировки законов и понятий, тщательно составленные химические равенства и выводы математических формул.

4. При решении задач нужно не только подставлять числовые данные в соответствующую формулу, но и производить расчеты для того, чтобы видеть результаты применения теоретических положений к опытным данным. Необходимо помнить, что решение задач является лучшим средством проверки правильности усвоения теоретических положений курса.

5. При работе с учебниками используйте имеющиеся в них таблицы, диаграммы и схемы.

6. Если при изучении материала возникнут затруднения, постарайтесь разрешить их самостоятельно или обратитесь письменно за консультацией на кафедру химии УрГЭУ.

7. Учебным планом предусмотрена контрольная работа по разделам курса.

8. После окончания предварительной теоретической подготовки и представления контрольной работы необходимо выполнить на сессии практикум по физической и коллоидной химии и затем сдать экзамен по всему курсу.

Химическая термодинамика изучает вопросы, связанные с приложением выводов общей термодинамики к химическим процессам, устанавливает возможность совершения работы в ходе реакции, закономерности превращения энергии из одной формы в другую, а также возможность и направление самопроизвольного протекания химической реакции. Все эти вопросы рассматриваются с позиции двух основных законов (начал) термодинамики.

Первое начало термодинамики, утверждающее эквивалентность любых видов энергии, является, по существу, законом сохранения энергии.

Изучая приложение первого начала термодинамики к химическим процессам, следует особое внимании обратить на смысл и значение закона Гесса как одной из формулировок закона сохранения энергии. На законе Гесса и следствии из него основан расчет тепловых эффектов реакций. Необходимо уметь пользоваться таблицами теплот образования и теплот сгорания соединений при вычислении тепловых эффектов реакций. При термохимических расчетах имеет значение зависимость теплового эффекта от температуры. Следует знать определение температурного коэффициента теплового эффекта и уметь формулировать закон Кирхгофа.

При изучении второго начала термодинамики необходимо выяснить физический смысл этого фундаментального закона природы, показывающего направление процессов от состояния менее вероятного к состоянию термодинамически более вероятному. Второе начало термодинамики имеет ярко выраженный статистический характер. Особое внимание обратите на понимание смысла понятий термодинамическая функция (функция состояния), термодинамический потенциал. Необходимо разобраться в теоретическом и практическом значении таких термодинамических функций и потенциалов, как внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, изобарно- изотермический и изохорно- изобарический потенциалы.

Уясните термодинамический и физический смысл химического равновесия, возможность характеристики химического равновесия путем оценки изменения энтропии, максимальной работы и свободной энергии.

Обратите внимание на запись констант равновесия КР и КС для гетерогенных реакций.

Термодинамический расчет констант равновесия делают с использованием различных приближений. Обратите внимание, когда и какие приближения целесообразно использовать.

Запомните определения: «фаза», «компонент», «степень свободы».

Изучите метод описания фазовых равновесий и его графическое отображение – диаграмму состояния. Выясните, как записывается правило фаз Гиббса при изменении n,2,1,0 внешних параметров, определяющих состояние системы.

Химическая кинетика – учение о скорости химической реакции и факторах, влияющих на нее, учение о механизме протекания химических реакций. При изучении этого раздела физической химии необходимо ознакомиться с определением скорости химической реакции, понятием константы скорости, ее физическим смыслом. Обратите внимание на различие понятий «молекулярность» и «порядок реакции». Разберите вывод кинетических уравнений реакций первого и второго порядка. При рассмотрении зависимости скорости химической реакции от температуры обратите внимание на понятие об активных молекулах. Разберите вывод уравнения Аррениуса. Обратите внимание на недостатки теории Аррениуса и на то, как они преодолеваются в теории переходного состояния.

Особое внимание обратите на катализ, значение катализа в промышленности и пищевой технологии, особенности действия катализаторов, влияние того обстоятельства, что присутствие катализатора не влияет на выход вещества в ходе реакции. Рассмотрите теории гетерогенного катализа.

Тема «Растворы неэлектролитов» имеет особое практическое значение, так как без приготовления и использования растворов производство продовольственных товаров, как и вся пищевая технология, немыслимы.

Растворы следует рассматривать как однофазное многокомпонентные (двухкомпонентные) системы. Важно обратить внимание на существование двух теорий: гидратной теории Д.И. Менделеева и физической теории растворов, разработанной Вант-Гоффом, Раулем и др. Знакомясь с законами Вант-Гоффа и Рауля, следует понять, как с их помощью можно определять экспериментально молекулярную массу растворенных веществ (осмометрия, криоскопия, эбуллиоскопия). Эти законы справедливы лишь для разбавленных растворов неэлектролитов. В случаях концентрированных растворов, как правило, наблюдается положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля. Необходимо разобраться в причинах таких отклонений.

Обратите внимание на смысл законов Д.П. Коновалова, имеющих важнейшее значение в понимании процессов перегонки и ректификации.

При изучении свойств растворов электролитов следует вспомнить основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса, понять значение изотонического коэффициента, рассмотреть основные представления теории сильных электролитов по Дебаю и Гюккелю. Уяснить отличия сильных и слабых электролитов.

При изучении электропроводности растворов следует остановиться на удельной и эквивалентной электропроводности. Запомните, что единицей измерения удельной электропроводности в системе СИ является Ом 1 м 1, а эквивалентной – Ом 1 м 2 /кг – экв, и для перехода от удельной электропроводности к эквивалентной надо разделить удельную электропроводность на концентрацию раствора в кг – экв/м3. Необходимо указать зависимость этих величин от характера разбавления растворов, связать величины эквивалентной электропроводности и подвижности ионов (формула Кольрауша), установить зависимость между эквивалентной электропроводностью и степенью электролитической диссоциации (формула Аррениуса).

При изучении раздела об электродвижущих силах обратите внимание на природу возникновения электродного потенциала, влияние различных факторов на его величину, значение ряда активности металлов. Следует разобрать формулу Нернста для вычисления электродного потенциала, вывести формулу для вычисления ЭДС гальванического элемента.

Прежде всего необходимо усвоить особенности коллоидного состояния вещества, их три: гетерогенность (многофазность), дисперсность («раздробленность» одной фазы) и термодинамическая неустойчивость, неравновесность как следствие избытка свободной поверхностной энергии.

Для того чтобы предать дисперсным (коллоидам) системам устойчивость, в них обязательно вводят стабилизатор.

Далее надо изучить классификации дисперсных систем: первую – по размерам частиц дисперсной фазы и дисперсной среды; вторую – по молекулярно-кинетическим свойствам.

При изучении указанного выше материала необходимо ознакомиться с явлениями диффузии, осмоса, броуновского движения, а также с законами Фика и формулой Энштейна, связывающей коэффициент диффузии с размером частиц.

Далее при изучении этой темы надо обратить внимание на введенное Песковым понятие «агрегативной и седиментационной устойчивости дисперсных систем».

Следует разобраться в видах сорбционных процессов, их связи с поверхностным натяжением. При изучении адсорбции на жидких и твердых поверхностях необходимо понять уравнение Гиббса, изотермы адсорбции Ленгмюра и Фрейндлиха и уметь их анализировать. Обратите внимание на вопросы практического использования и значения адсорбции.

Рассмотрите строение коллоидной частицы, обратив внимание на применение правила Пескова – Фаянса. Разберитесь в строении двойного электрического слоя, значении и факторах электрического потенциала, величина которого определяет основные электрические свойства: электрокинетические явления, агрегативную устойчивость, характер коагуляции золей электролитами. Уделите внимание разбору современной теории устойчивости и коагуляции Дерягина–Ландау, анализу влияния внешних факторов, а также природы и характера электролитов на устойчивость золей и кинетику коагуляции. Необходимо понять механизм защитного действия ВМС, знать примеры защиты и разрушения золей в пищевой промышленности.

Этот раздел очень важен, так как вопросы, изучаемые в нем, имеют практическое значение для потребительских свойств продовольственных товаров. Большинство свойств полимеров связаны с их структурой, молекулярной массой и способами их получений. Поэтому изучать этот раздел необходимо параллельно с одновременным повторением соответствующих разделов курса органической химии. Обратите особое внимание на вопросы, связанные с набуханием ВМС, факторами и кинетикой набухания.

Практика приготовления пищи всегда связана с набуханием первичного сырья: мяса, овощей, мучных продуктов, желатина и т.д.

При изучении свойств гелей и студней обратите внимание на то, что гели образуются из коллоидных и дисперсных систем, а студни – из растворов полимеров. Ознакомьтесь с факторами, влияющими на образование гелей и студней. Важно разобраться в таких явлениях, как синерезис и тиксотропия, диффузия и периодические реакции в студнях.

1. Написать на первой странице тетради полностью свою фамилию, имя и отчество, например, Попова Ирина Васильевна.

2. Выписать в ряд по три первые буквы фамилии, имени и четыре отчества и пронумеровать их. Цифра соответствует номеру задачи. Всего десять задач.

3. Для выбора варианта задачи надо букву, стоящую над номером задачи, найти в таблице 2. номер строки, в которой находится данная буква, соответствует номеру варианта. Номера варианта выписываются под номерами задач.

Для нашего варианта получим следующую таблицу:

Начальные

П О П И Р И В А С И

буквы ФИО Составленную табл.1 следует записать на первой странице под фамилией, именем и отчеством:

1.15; 2.14; 3.15; 4.4; 5.11; 6.4; 7.18; 8.16; 9.7; 10.24.

4. Перед решением каждой задачи нужно записать ее номер, номер варианта, полностью условие задачи и привести подробный ход решения задачи с объяснением.

Гельфман М.И., Ковалевич И.В., Юстратов В.П. Коллоидная химия.

СПб.: изд. «Лань», 2003.

Зимон А.Д., Лещенко Н.Ф. Коллоидная химия. М.: Агар, 2001.

Мушкамбаров Н.Н. Физическая и коллоидная химия. М.: ГОЭТАР-МЕД, 2001.

Голиков Г.А. Руководство по физической химии. М.: изд. «Высшая школа»,1988.

Хмельницкий Р.А. Физическая и коллоидная химия. М.: Высш. шк., 1988.

Киреев В.А. Краткий курс физической химии. М.: Химия, 1982 или другой год издания.

Писаренко А.П., Поспелова К.А., Яковлев. Курс коллоидной химии.

М.: Высш. шк., 1982 или другой год издания.

Стромбер А.Г., Картушинская А.И. Сборник задач по химической термодинамике. М.: Высш. шк., 1985.

Атанасянц А.Г. и др. Сборник вопросов и задач по физической химии для самоконтроля. М.: Высш. шк., 1979.

Гамбеева О.С. Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной химии. М.: Высш. шк., 1966.

Возможно использование другой учебной литературы, предназначенной для нехимических специальностей вузов.

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Основные вопросы по теме 1. Формулировка и сущность первого начала термодинамики.

2. Применение первого начала к различным процессам.

3. Расчет количества теплоты.

4. Понятие о теплоемкости.

5. Истинная и средняя теплоемкость.

6. Теплоемкость при постоянном давлении и постоянном объеме.

7. Закон Гесса как следствие первого начала термодинамики.

8. Применение закона Гесса для расчета тепловых эффектов химических реакций.

9. Теплота образования. Теплота сгорания. Энтальпия.

Вопросы для самоконтроля 1. Сформируйте первое начало термодинамики.

2. Запишите первое начало термодинамики.

3. Что такое «внутренняя энергия»?

4. Что такое «теплота»?

5. Что такое «работа»?

6. Что характеризует изменение состояния системы?

7. Что характеризует путь перехода системы из одного состояния в 8. Что такое «теплоемкость» и какая она бывает?

9. Сформулируете следствие из первого начала термодинамики (закон Гесса).

10. Где применяется закон Гесса?

11. Что такое «энтальпия»?

Работа расширения А идеального газа описывается уравнением где p – давление;

V1 – начальный объем;

V2 – конечный объем.

где m – масса газа;

M – масса одного моля газа;

R = 8,31 Дж/моль·град или 8,31 кДж/кмоль·град – универсальная газовая постоянная;

T – температура в градусах Кельвина (К=273+С0);

p – давление;

V – объем.

В зависимости от условий уравнение (1.1) принимает различный вид:

1. P=const, изобарное расширение:

2. T=const, изотермическое расширение:

При Т=const p1V1= RT = p 2V2 (закон Бойля-Мариотта), т.е.

Количество теплоты Q, необходимое для нагрева тела, зависит от условий:

где Сv – изохорная теплоемкость (количество теплоты, которое надо затратить для нагревания одного моля вещества на один градус при постоянном объеме).

где Cp – изобарная теплоемкость (количество теплоты, которое необходимо затратить на нагревание одного моля вещества на один градус при постоянном давлении).

Для одноатомного газа Для молекул, состоящих из двух атомов C v = R ;

для трех атомных молекул: C v = 3R.

Если при нагревании (или охлаждении) происходит фазовый переход (замерзание, плавление, испарение, конденсация), то это необходимо учитывать.

где – теплота фазового перехода;

QФ.П. – теплота фазового перехода.

Первое начало термодинамики выражается уравнением где U – изменение внутренней энергии.

Для растворов концентрация С:

где V – объем.

Энтальпия по определению Найти работу расширения 10 г азота от объема 6 м3 до 40 м3 при постоянной температуре, равной 250С.

Используем соотношение (1.4), так как T – const и изменяется объем:

Обязательно все данные задачи должны быть в одной системе единиц (как правило, используйте СИ). Для перевода используем таблицу из приложения (см. с. 63).

mN 2 = 1·10-2кг, М = 2,8 · 10-2 кг/кмоль, Т = 273 + 25 = 298К, где М – масса одного моля.

Моль – количество вещества, выраженное в граммах и численно равное атомной или молекулярной массе.

Для азота (N2) атомная масса А = 14, следовательно, М = 2 ·14 г = 28 г, так как молекула азота состоит из двух атомов. В системе СИ m – в кг, поэтому М в кг/кмоль и R = 8,31 · 103 Дж/ кмоль · град.

2,303lgA = lnA – соотношение между натуральным и десятичным логарифмом числа:

Какая работа будет совершена 5 кг метана при повышении температуры на 500С и постоянном давлении.

Из условия задачи P – const, поэтому используем уравнение:

m=5кг, М=16кг/кмоль (см. задачу 1.1) Т2 –Т1=Т=50К (величины К и 0С одинаковы, поэтому Т в К=0С);

Найти работу изобарического расширения аргона от 2 л до 3 л под давлением 30 Па.

Из условия задачи p – const. Поэтому используем формулу (1.3):

Переводим данные задачи в систему СИ:

2л = 2 · 10-3 м3, 3л = 3·10-3 м3, 1ПА = Н/м2, 30ПА = 30 Н/м2.

Размерность Найти работу, полученную при изотермическом расширении 100 г азота при изменении давления от 3·105 Па до 2·105 Па при температуре 700С.

Из условия задачи T – const и меняется давление, поэтому используем формулу 1.5:

10 л кислорода, взятого при нормальных условиях, нагревают до 200 С при постоянном объеме. Определить количество теплоты, затраченное на нагревание.

По условию V=const, поэтому используем формулу (1.6):

C v (T2 T1 ), C v = R, так как молекула кислорода двухатомная.

Следствие из закона Авогадро. Один моль любого газа при нормальных условиях (00С или 273К, р = 1 атм или 760 мм.рт.ст. или 1,013· Н/м2) занимает объем, равный 22,4 л.

3 кг неона нагреваются при постоянном давлении. Найти изменение энтальпии, если температура повысилась на 1000С:

из формулы (1.8): C p = CV + R = R, так как неон подчиняется законам идеального газа: Т2 -Т1 = Т = 0С = 100К, Найти изменение внутренней энергии при испарении 10 г ртути и давлении 1,013·105 Па. Температура кипения ртути – 3570С. Теплота парообразования – 1,29·105 Дж/кмоль.

По условию p – const. Из формулы (1.12) H=U+pV, U=H-pV, H = Qфп = Пренебрегая объемом жидкой ртути по сравнению с объемом газообразной, получаем 1.1. Определить количество теплоты, необходимое для нагревания кг азота от 100 до 1500С при постоянном объеме.

1.2. Определить количество теплоты, необходимое для нагревания при постоянном объеме 0,025 кг кислорода, находящегося при 3500С, от 1013 до 5063 Па.

1.3. 0,005 м3 криптона, взятого при нормальных условиях, нагревают до 6000С при постоянном объеме. Определить количество теплоты, затраченное на нагревание.

1.4. В резервуаре вместимостью 0,05 м3 при 100С и избыточном давлении 5063 гПа содержится азот. Определить максимальное количество теплоты, которое можно сообщить газу, если стенки резервуара выдерживают давление, не превышающее 20260 гПа.

1.5. Определить количество теплоты, необходимое для нагревания 0,020 кг аммиака от 20 до 500С при постоянном объеме.

1.6. Вычислить работу расширения газовой системы на 0,005 м3 и постоянном давлении, равном 1013 гПа.

1.7. При постоянном давлении 9,59·104 Па нагревают 5 м3 азота. Определить совершенную работу, если газ расширится до 8 м3.

1.8. При начальном давлении 1,013·105 Па, объеме 0,025 м3 воздух расширился до объема 0,1 м3. Определить работу, совершенную воздухом.

1.9. Вычислить работу расширения, если 0,1 кг водорода при 500С расширяется от 0,04 до 0,2 м3.

1.10. При 1000С 6·10-3 кг кислорода занимают объем 0,004 м3. Вычислить работу при изотермическом расширении до объема 0,0045 м3.

1.11. Найти изменение внутренней энергии 1 моль гелия, изобарно расширяющегося от 0,005 до 0,010 м3 под давлением 1,96·105 Па.

1.12. При 00С и начальном давлении 506,5 гПа 0,002 м3 азота расширяются до давления 1013 гПа. Вычислить работу расширения.

1.13. Чему равно изменение внутренней энергии при испарении 0, кг воды при 200С? Теплота парообразования воды равна = 44 кДж/моль.

Объемом жидкости пренебречь.

1.14. Найти изменение внутренней энергии при испарении 0,1 кг этилового спирта при температуре 780С. Теплота испарения спирта = 39,422 кДж/моль. Удельный объем пара 27,93 л/моль. Объемом жидкого спирта пренебречь 1.15. 0,5 кг азота нагревают при постоянном давлении. Найти изменение энтальпии, если температура повысилась на 1000С.

1.16. 3 кг аргона охлаждают при постоянном давлении. Найти изменение энтальпии, если температура уменьшилась на 2000С.

1.17. 3 л криптона, взятого при нормальных условиях, нагревают до 500 С при постоянном объеме. Определить количество теплоты, затраченное на нагревание.

1.18. 0,1 кг брома конденсируется при 590С и давлении 9,81·104 Па.

Удельная теплота испарения брома = 1,9·105 Дж/кг. Рассчитать изменение внутренней энергии. Объемом жидкого брома пренебречь.

1.19. 5 л гелия, взятого при нормальных условиях, охлаждают до -100 С. Определить количество теплоты, отобранное у гелия, если объем остался неизменным.

1.20. Найти работу изотермического расширения 1 кмоль углекислого газа при 300 К. Объем увеличился от 10 до 100 м3.

1.21. Сколько нужно затратить теплоты на нагревание 2,24 л гелия от 0 до 1000С при постоянном давлении?

1.22. Сколько теплоты потребуется, чтобы нагреть 5·10-3 кг газообразного хлора на 100С при постоянном объеме?

1.23. Какое количество теплоты выделится при охлаждении 3 моль азота от 50 до 300С при постоянном давлении?

1.24. При 1000С давление 5·10-4 кг водорода составляло 460 гПа. После изотермического сжатия давление увеличилось до 1 013 гПа. Рассчитать работу сжатия.

1.25. Определить количество теплоты, выделяющейся при охлаждении 0,01 кг водорода от 100 до 300С, объем остался неизменным.

Основные вопросы по теме 1. Формулировка и физическая сущность второго начала 2. Понятие об обратимых и необратимых процессах 3. Энтропия как функция состояния системы 4. Возрастание энтропии в самопроизвольных процессах.

5. Расчет энтропии в различных процессах.

Вопросы для самоконтроля 1.Чем отличается обратимый процесс от необратимого?

2. Как определяется энтропия в классической термодинамике?

3. Как определяется энтропия в статистической термодинамике?

4. Что такое коэффициент полезного действия?

5. Почему возможны различные формулировки второго начала 6. Почему второе начало термодинамики имеет ограниченное применение?

7. Как изменяется энтропия в самопроизвольных процессах?

8. Как изменится энтропия при фазовом переходе?

Следствием второго начала термодинамики является утверждение, что существует функция состояния:

Энтропия является критерием направленности самопроизвольных процессов и равновесия в изолированных системах.

Для самопроизвольных процессов в изолированных системах Изменение энтропии при фазовом переходе:

При постоянном давлении (р = const) процесс нагревания (охлаждения) можно провести практически обратимо, поэтому Если теплоемкость меняется незначительно, то Для правильного кристалла твердого вещества при ОК энтропия S0 = (третье начало термодинамики). Поэтому Теперь можно подсчитать энтропию индивидуального вещества для любой температуры где Тпл - температура плавления;

Тисп – температура испарения;

Нпл – теплота плавления;

Нисп – теплота испарения;

Сртв – теплоемкость твердого тела;

Срж – теплоемкость жидкого тела;

Срг – теплоемкость газа.

Найти изменение энтропии при нагревании 2,5 моль воды от -500С до 1500С. Теплоемкость льда – 151,2 Дж/моль·град, воды – 316,8 Дж/моль·град, пара – 144 Дж/моль·град, пл – 25,2 кДж/моль, парооб – 163,8 кДж/моль.

Рассмотрим процессы, происходящие при нагревании воды от - до 1500С:

1. -500С до 00С – нагревание льда.

2. 00С – плавление льда.

3. 00С до 1000С – нагревание воды.

4. 1000С – испарение воды.

5. 1000С – 1500С – нагревание пара.

К=273+0С; -500С=223К; 00С=273К; 1000С=373К; 1500С=423К.

При охлаждении теплота выделяется, поэтому перед ф.п следует ставить знак «минус».

2.1. Насколько изменится энтропия в процессе изотермического расширения 0,010 кг криптона от объема 0,05 м3 и давления 1,013·105 Па до объема 0,2 м3 и давления 0,2133·105 Па?

2.2. Вычислить изменение энтропии при смешении 0,001 м3 водорода с 0,00005 м3 метана, если исходные газы и образующаяся смесь газов находится при 250С и давлении 0,912·105 Па.

2.3. Как изменится энтропия при нагревании 1 моль хлорида натрия от 25 С до 1073 К, если температура его плавления 8000С, теплота плавления 30,23 кДж/моль, молярная теплоемкость Ср = 45,96 Дж/мольК.

2.4. Рассчитать изменение энтропии при нагревании 1 моль кадмия от 25 до 7240С, если температура плавления 3210С и теплота плавления равна 6109 Дж/моль. СртвCd = 22,2 Дж/мольК, СржСd = 29,8 Дж/мольК.

2.5. Найти изменение энтропии при охлаждении 1 моль ацетона С3Н6О от 100 до 250С, если теплота испарения ацетона равна 29,8 кДж/моль, температура кипения – 56оС, Срж = 125 Дж/мольК, Срг = 22,5 Дж/мольК.

2.6. Найти изменение энтропии при нагревании 0,2 кг ртути от 20 до 380 С, если удельная теплоемкость жидкой ртути – 0,6 кДж/кгК, паров ртути – 0,7 кДж/кгК, удельная теплота испарения – 1210 кДж/кг, температура кипения – 3570С.

2.7. Найти изменение энтропии при охлаждении 0,050 кг ртути от до -50 С, если удельная теплоемкость жидкой ртути – 0,6 кДж/кгК, твердой ртути – 0,6 кДж/кгК, удельная теплота плавления – 50 кДж/кг, температура плавления -39оС.

2.8. Найти изменение энтропии при нагревании 0,076кг бензола С6Н6 от 0 до 500С, если удельная теплоемкость твердого бензола 1, кДж/кгК, жидкого бензола – 1,8 кДж/кгК, теплота плавления – 126 кДж/кг, температура плавления 50С.

2.9. Найти изменение энтропии при конденсации 100 г этилового спирта при 780С и охлаждении до 200С, если удельная теплота парообразования этилового спирта – 3840Дж/г, удельная теплоемкость жидкого спирта – 7,6 Дж/г.

2.10. Найти изменение энтропии при нагревании 5 моль твердого метилового спирта от -98 до +500С, если теплоемкость – 256 Дж/моль, теплота плавления – 22,4 кДж/мольК, температура плавления -980С.

2.11. Рассчитать изменение энтропии 20 г этанола С2Н5ОН при переходе из жидкого состояния при 250С и 1,013·105 Па в пар при температуре 780С и 0,050·105 Па. Молярная теплота испарения этанола – 40, Дж/моль, теплоемкость – Срж = 104 Дж/мольК.

2.12. Рассчитать изменение энтропии при превращении 0,1 кг воды, взятой при 00С, в пар при 1200С. Теплота испарения воды при 1000С – 40, кДж/моль, теплоемкость жидкой воды – 75,3 Дж/мольК; теплоемкость пара 360 Дж/мольК.

2.13. Вычислить изменение энтропии 100 г твердого брома (Br2), взятого при температуре плавления -7,30С при переходе его из твердого состояния в пар при температуре кипения 620С, удельная теплоемкость жидкого брома – Ср(ж) = 0,45 Дж/г·К, теплота плавления – 68 Дж/г, теплота испарения – 182 Дж/г.

2.14. Рассчитать изменение энтропии 50 г воды от 0 до 1100С.

Удельная теплота испарения воды при 1000С 41 кДж/моль, мольная теплоемкость – Срж = 75 Дж/моль·К, мольная теплоемкость пара 360 Дж/моль·К.

2.15. Рассчитать изменение энтропии 30 г этанола (С2Н6О) при переходе из жидкого состояния при 200С и давлении 1·105 Н/м2 в пар при температуре 780С. Теплота испарения – 41 кДж/моль; теплоемкость – Ср(ж) =104 Дж/моль·К.

2.16. Найти изменение энтропии при нагревании 3 молей твердого метанола от -980С до +400С, если Ср(ж) = 256 Дж/моль·К; теплота плавления – 22,4 кДж/моль; температура плавления -980С.

2.17. Найти изменение энтропии при конденсации 200 г этанола при 78 С и охлаждении до 300С, если: удельная теплота парообразования – 3840 Дж/г, удельная теплоемкость – Ср(ж) = 7,6 Дж/г·К.

2.18. Найти изменение энтропии при нагревании 0,1 кг бензола (С6Н5) от -5 до 400С, если: удельная теплоемкость твердого бензола – 1, кДж/кг·К, жидкого – 1,8 кДж/кг·К; теплота плавления – 126 кДж/кг; температура плавления 50С.

2.19. Найти изменение энтропии при охлаждении 0,1 кг ртути от до -600С. Удельная теплоемкость – Ср(ж) = 0,6 кДж/кг·К; Ср(тв) = 0, кДж/кг·К; удельная теплота плавления 50 кДж/кг; температура плавления С.

2.20. Найти изменение энтропии при нагревании 0,5 кг ртути от до 400 С; удельная теплоемкость – Ср(ж) =0,6 кДж/кг·К; Ср(г)=0,7 кДж/кг·К;

теплота испарения – 1210 кДж/кг; температура кипения 3570С.

2.21. Найти изменение энтропии при охлаждении 2 молей ацетона (С3Н6О) от 90 до 250С. Мольная теплота испарения 30 кДж/моль; температура кипения 560С, Ср(ж) = 125 Дж/моль·К; Ср(г) = 23 Дж/моль·К 2.22. Рассчитать изменение энтропии при нагревании 3 молей кадмия от 200С до 4000С; температура плавления 3210С; теплота плавления 6109 Дж/моль; Ср(тв) = 22 Дж/моль·К; Ср(ж) = 30 Дж/моль·К 2.23. Как изменится энтропия при нагревании 2 молей хлорида натрия от 20 до 8000С. Температура плавления 8000С; теплота плавления – кДж/моль; Ср(тв) = 46 Дж/моль·К.

2.24. Вычислить изменение энтропии при смешении 1 м3 водорода с 0,5 м3 метана, если исходные газы и образующаяся смесь газов находится при 200С и давлении 1·105 Па.

2.25. Насколько изменится энтропия в процессе изотермического расширения 1 кг гелия от объема 5 м3 и давления 1·105 Па до объема 10 м3 и давления 0,5·105 Па?

Тема 3. Термодинамические потенциалы.

Химическое равновесие. Фазовое равновесие.

Основные вопросы по теме 1. Понятие термодинамического потенциала.

2. Изохорно-изотермический и изобарно-изотермический потенциалы.

3. Условия термодинамического равновесия.

4. Изотерма, изобара и изохора химической реакции.

5. Химическое сродство.

6. Закон действующих масс.

7. Константа равновесия (Кр и Кс). Связь между ними.

8. Зависимость константы равновесия от температуры.

9. Равновесие в гетерогенных системах.

10. Правило фаз Гиббса.

11. Применение правила фаз для однокомпонентных систем.

12. Диаграмма воды.

Вопросы для самоконтроля 1. Что такое «термодинамический потенциал» и какие потенциалы 2. Каковы условия самопроизвольного перехода из одного состояния системы в другое?

3. Каковы условия равновесия?

4. Что такое «химическое равновесие» и от чего оно зависит?

5. Чему равна активность твердого вещества?

6. Что такое «фаза», «компонент», «степень свободы»?

7. Чем определяется разная форма записи уравнения Гиббса для фазовых равновесий?

8. Что такое «диаграмма состояния»?

9. Почему понадобились различные термодинамические потенциалы?

10.Что такое «химическое сродство»?

Пусть реакция протекает согласно уравнению где а, b, с, d – стехиометрические коэффициенты уравнения реакции.

Например: 3Н2+N2 2NH3.

Такая запись означает, что из 3 молей водорода и одного моля азота получаются 2 моля аммиака.

Закон действия масс. Скорость химической реакции V прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени, равной стехиометрическим коэффициентам уравнения реакции.

Для прямой реакции:

Для обратной реакции:

Состояние, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

где k1, k2, k1, k 2 - константы скорости химической реакции.

Физический смысл. Константа скорости равна скорости химической реакции при единичной концентрации реагирующих веществ. По определению не зависит от концентрации.

Найдем отношение k1 / k2:

Поскольку константы скорости не зависят от концентраций, обозначим их соответственно K C и K C. Символ означает, что в общем случае это разные величины. Их называют константами химического равновесия. Символ «С» справа внизу означает, что при записи константы равновесия используется концентрация.

При постоянной температуре (Т – const) парциальное давление р пропорционально его концентрации С, поэтому константу равновесия можно записать так:

для конкретной реакции:

Найдем связь между Кс и Кр.

Объединенный газовый закон для одного моля газа (уравнение Менделеева-Клапейрона):

P P PH PN

Обозначим изменение числа молей вещества в результате реакции за n:

Расчет равновесий по термодинамическим данным В предположении, что теплоемкость при постоянном давлении Ср не зависит от температуры (первое приближение Улиха), где G – изменение изобарного потенциала в результате реакции;

S0 – изменение энтропии в результате реакции;

Т – температура, К;

Н0 – изменение энтальпии в результате реакции.

Энтальпия простых веществ в наиболее устойчивом состоянии в стандартных условиях принята равной нулю.

Изменение энтропии в стандартных условиях:

Для вычисления изменения энтропии используют табличные данные.

Связь между изменением изобарного потенциала и константой равновесия выражается уравнением его решаем относительно lnКр:

По термодинамическим данным, приведенным в табл. 3, найдите G, Кр и КС приведенной реакции при температуре 800К.

Изменение изобарного потенциала Коэффициент перед Н0 соответствует коэффициенту в уравнении реакции. Н0 берем из табл. 3:

Н0 =2(-110,5)+2·0-(-74,85)-(-393,51) = -221+74,85+393,51=247,36 кДж/моль;

S0 =2·197,4+2·130,6-(186,85+213,6)=394,8+261,2-400,45=255,55 Дж/мольК;

G800К = 247360-800·255,55 = 247360-204440 = 42,92 кДж/моль;

Найти G0, Кр и КС приведенной реакции при указанной температуре К. Кр сравните с экспериментальным значением.

п/п Термодинамические величины некоторых веществ Основные вопросы по теме 1. Скорость и константа скорости химической реакции.

2. Зависимость скорости реакции от концентрации.

3. Кинетические уравнения для реакций первого и второго порядка.

4. Период полураспада.

5. Зависимость скорости реакции от температуры.

6. Правило Вант – Гоффа.

7. Уравнение Аррениуса.

8. Энергия активации.

9. Понятие о катализе. Виды катализа.

Вопросы для самоконтроля 1. Как изменяется концентрация реагирующих веществ во времени?

Приведите графическую зависимость.

2. Как скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ?

3. Каков физический смысл константы скорости химической реакции?

4. Рассмотрите зависимость скорости реакции от температуры (уравнение Аррениуса). Поясните смысл величин, определяющих 5. Дайте определение молекулярности и порядка реакции.

6. Что такое «энергия активации»?

7. Как влияет катализатор на энергию активации?

8. Недостатки теории Аррениуса?

9. Какие типы химических реакций вы знаете?

Зависимость скорости реакции от концентрации и температуры Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс (см. тему 3).

Зависимость скорости реакции от температуры (правило Вант – где V1 – скорость реакции при t10C;

V2 – скорость реакции при t20C;

– температурный коэффициент реакции.

Более точно и в более широком интервале температур (уравнение где V1 – скорость реакции при температуре Т1, в градусах К.

Как изменится скорость прямой и обратной реакции a) при увеличении давления в 4 раза;

б) при уменьшении давления в 2 раза?

а) записываем закон действия масс для прямой и обратной реакции при исходных условиях:

При увеличении давления в 4 раза:

Ответ. При увеличении давления в 4 раза скорость прямой реакции увеличится в 256 раз, обратной в 16 раз.

При уменьшении давления Ответ. При уменьшении давления в 2 раза скорость прямой реакции уменьшится в 16 раз, а обратной – в 4 раза.

Во сколько раз изменится скорость реакции:

а) при увеличении температуры на 400С;

б) при уменьшении температуры на 200С, если температурный коэффициент реакции = 2?

Запишем правило Вант – Гоффа: V2 = V1 10.

Ответ. При увеличении температуры на 40oС скорость реакции увеличилась в 16 раз;

Ответ. При уменьшении температуры на 20оС скорость реакции уменьшилась в 4 раза.

При сжатии системы в n раз давление увеличивается в n раз.

При увеличении объема в n раз давление уменьшается в n раз.

4.1. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при увеличении температуры на 400С, скорость реакции увеличилась в 81 раз?

4.2. При уменьшении температуры на 300С скорость реакции уменьшилась в 64 раза. Чему равен температурный коэффициент реакции?

4.3. При уменьшении температуры на 200С скорость реакции уменьшилась в 9 раз. Чему равен температурный коэффициент реакции?

4.4. При повышении температуры на 200С скорость реакции возросла в 8 раз.

Чему равен температурный коэффициент этой реакции?

4.5. При повышении температуры на 300С скорость реакции возросла в раз. Чему равен температурный коэффициент этой реакции?

4.6. Найти изменение скорости реакции при уменьшении температуры на 200С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

4.7. Во сколько раз изменится скорость реакции, если изменение температуры составило 400С, а температурный коэффициент реакции равен 3?

4.8. Найти изменение скорости реакции при уменьшении температуры от 80 до 600С. Температурный коэффициент реакции равен 2.

4.9. Найти изменение скорости реакции при уменьшении температуры от 60 до 300С. Температурный коэффициент реакции равен 4.

4.10. Найти изменение скорости реакции синтеза аммиака при увеличении температуры от 2100С до 2400С. Температурный коэффициент реакции считать равным 3.

4.11. Как изменится скорость реакции если увеличить температуру с 30 до 700С? Температурный коэффициент реакции равен 2.

4.12. Реакция выражается уравнением Как изменится скорость обратной реакции при увеличении объема в 4.13. Реакция выражается уравнением Как изменится скорость прямой реакции при уменьшении объема в 4.14. Как изменится скорость прямой реакции при сжатии системы в 2 раза?

4.15. Изменится ли скорость прямой реакции при уменьшении объема в 4 раза?

4.16. Как изменится скорость прямой и обратной реакции при увеличении объема в 3 раза?

4.17. Найти изменение скорости прямой реакции при уменьшении объема в 3 раза?

4.18.Как изменится скорость прямой реакции если увеличить объем в 2 раза?

4.19. Как изменится скорость обратной реакции если давление увеличить в 3 раза?

4.20. Реакция выражается уравнением Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить давление в 2 раза?

4.21. Реакция идет по уравнению Как изменится скорость обратной реакции, если уменьшить давление 4.22. Реакция идет по уравнению Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить давление в 4.23. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций протекающих в закрытом сосуде при высокой температуре, если увеличить давление в 4 раза?

4.24. Во сколько раз увеличится скорость прямой реакции протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза без изменения температуры?

4.25. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении давления в 3 раза?

Основные вопросы по теме 1. Закон Рауля.

2. Закон Генри.

3. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов.

4. Эбулио и криоскопия.

5. Определение молекулярной массы растворенного вещества.

6. Осмос. Осмотическое давление.

Вопросы для самоконтроля 1. Почему давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем?

2. Что такое «идеальный раствор»?

3. Сформулируйте и запишите математическое выражение закона Рауля.

4. В чем причина положительных и отрицательных отклонений от 5. Сформулируйте закон Генри.

6. Запишите объединенный закон Рауля – Генри.

7. Дайте определение бесконечно разбавленным растворам.

8. Сформулируйте законы Коновалова.

9. Опишите способы определения молекулярной массы растворенного Концентрация – одна из важнейших характеристик растворов. Концентрация показывает, в каком соотношении (массовом или объемном) взяты растворитель и растворенное вещество. Существует несколько способов выражения концентрации растворов. При описании какого-либо свойства раствора используют ту концентрацию, которая дает наиболее простую зависимость между свойством раствора и концентрацией. При решении задач по физической и коллоидной химии часто приходится переходить от одного способа выражения концентрации к другому.

Процентная концентрация (массовая концентрация, весовая %) выражается числом граммов растворенного вещества в 100 г раствора (размерность г / 100 г раствора).

Молярная концентрация (молярность) выражается числом молей (грамм-молекул) растворенного вещества в 1 л раствора (размерность моль/л).

Нормальная концентрация (нормальность) выражается числом эквивалентов (грамм-эквивалентов) растворенного вещества в 1 л раствора (размерность эквивалент/л).

Моляльная концентрация (моляльность) выражается числом молей (грамм – молей) растворённого вещества в 1000 г растворителя (размерность моль / 1000 г растворителя).

Молярная (мольная) доля или молярный процент показывает, какую часть от общего числа молей раствора составляет растворенное вещество (или растворитель).

Если обозначить число молей растворителя через na, а число молей растворенного вещества через – nb, то молярная доля растворенного вещества равна а молярная доля растворителя Молярная доля, увеличенная в 100 раз, называется молярным процентом.

Формулы перехода от одних выражений концентраций растворов к другим Процентная Нормальная Принятые обозначения:

– плотность раствора, г/см3;

МВ – масса моля растворенного вещества, г;

Э – масса эквивалента растворенного вещества, г.

При решении задач полезно использовать следующие определения:

1. Моль – величина, выраженная в граммах и численно равная атомной (для простых веществ) или молекулярной массе.

2. Эквивалент кислоты = Масса моля кислоты / Число атомов водорода.

3. Эквивалент основания = Масса моля основания / Число гидроксильных групп.

4. Эквивалент соли = Масса моля соли / n · Z, где n – число ионов металла;

Z – заряд иона металла.

Объем 1моля газа при н.у. ( 1,013·105 Н/м.,760 мм рт. ст., 1 атм., 00С, 273К) равен 22,4 л = 2,24 · 10-2 м3.

В 100 см3 воды растворили 25 г серной кислоты. Выразить концентрацию полученного раствора:

1) в процентах:

2) молярная концентрация. Необходимо дополнительно знать плотность раствора. Из Справочника находим = 1,14г/см3:

а) по формуле из табл.4:

б) находим массу 1 л раствора:

В (100+25)г раствора содержится 25 г кислоты, а в 1140 г – х:

Найдем число молей кислоты в 1 л раствора:

Следовательно, молярность равна 2,33 моль/л;

3) нормальность:

а) из таблицы:

б) находим массу 1 л раствора:

Находим массу кислоты в 1140 г раствора Находим количество эквивалентов:

Следовательно, нормальность раствора равна 4,66 эквивалент/л;

4) моляльность:

а) из таблицы:

Считаем количество молей:

Следовательно, моляльность = 2,56 моль/1000 г Н2О.

Вычислить молярность 48%-ного раствора серной кислоты. Плотность данного раствора равна 1,38 г/см3.

Имеется 6,037Н раствор соляной кислоты. Плотность раствора – 1,10 г/см3. Выразить концентрацию данного раствора в %.

Вычислить моляльность 10Н раствора серной кислоты. Плотность раствора равна 1,29 г/см3.

Э = 49 г (см. пример1), М (Н2SO4) = 98 г (см. пример 1).

Наиболее простая зависимость выражается законом Рауля-Генри:

парциальное давление насыщенного пара любого компонента раствора пропорционально его мольной (молярной) доле:

Если раствор состоит из двух элементов и один из них нелетуч (например, растворенное вещество), то давление пара над раствором будет меньше, чем над чистым раствором (р0):

р = р0 (1 - N2), N2 – мольная доля растворенного вещества.

Измерение температур кипения и замерзания растворов Температура кипения раствора связана с концентрацией растворенного вещества соотношением:

где ЕЭ – эбуллиоскопическая постоянная; зависит от природы растворителя и равна изменению температуры кипения 1 моляльного раствора по сравнению с чистым растворителем;

СL – моляльная концентрация (моляльность).

Температура замерзания раствора связана с концентрацией растворённого вещества соотношением:

где ЕК – криоскопическая постоянная; зависит от природы растворителя и равна изменению температуры замерзания 1 моляльного раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя;

СL – моляльная концентрация (моляльность).

Связано с концентрацией растворенного вещества соотношением, аналогичным уравнению Менделеева-Клапейрона для идеального газа:

где СМ – молярная концентрация;

R – универсальная газовая постоянная;

Т – температура, К.

Поскольку изменение температуры кипения и замерзания растворов не зависит от природы растворенного вещества, а только от концентрации, то молекулярную массу растворенного вещества можно найти по уравнению:

где М – масса моля растворенного вещества;

Е – соответственно ЕЭ или ЕК;

m2 – масса растворенного вещества, г;

m1 – масса растворителя, г;

Т – изменение температуры кипения или замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.

Вычислить упругость пара над 10%-ным раствором фенола, если упругость пара над чистым растворителем р0 = 2,26 · 103 Па.

р = р0(1 - Nф), Nф – мольная доля фенола.

Пересчитываем концентрацию раствора:

Для расчета удобно взять 100 г раствора:

Найти температуру кипения 10%-ного раствора глицерина в воде, если ЕК = 0,52.

Пересчитываем концентрацию:

Ткип. рствора=373+0,52·1,21=373,62К или 100,620С.

Найти температуру замерзания 5%-ного раствора глюкозы в воде, если ЕК = 1,86.

Пересчитаем концентрацию:

Мглюкозы (С6(Н2О)6) = 6 · 12 + 6 (2 + 16) = 180 г;

ТЗам.раствора = 273 - 1,86 · 0,29 = 273 - 0,54 = 272,46К или -0,540С.

При растворении 3,24 г серы в 40 г бензола температура замерзания последнего понизилась на 1,730С. Из скольких атомов состоят молекулы серы в растворе (Ек = 5,5)?

Ответ. Молекула серы в бензоле состоит из 8 атомов.

Определить молекулярную массу растворенного вещества, если раствор, содержащий 48 г растворённого вещества в литре, при 200С обладает осмотическим давлением 3,1 бар?

m = 48 г = 4,8 · 10-2 кг, R = 8,31 · 103 Дж/кмоль·град;

Т = 293К. = 3,1 бар = 3,1 · 1,013 · 105 Н/м2;

4,8 10-2 8,31103 293 4,8 8,31 293 10- Ответ. Молекулярная масса растворенного вещества равна 372 а.е.м.

5.1. Не вычисляя величин осмотического давления, ответить: какой раствор обладает большим осмотическим давлением – содержащим в литре 5 г нафталина С10Н8 или 5 г антрацена С14Н10?

5.2. Осмотическое давление раствора, содержащего в 1 литре 3,1 г анилина (С6Н5NH2) при 210С равно 0,81 бар. Определить молекулярную 5.3. Сколько граммов этанола С2Н5ОН нужно растворить в 150 см3 воды, чтобы осмотическое давление этого раствора при 200С было равно 5.4. Определить молекулярную массу растворенного вещества, если раствор, содержащий 24 г растворенного вещества в 1 литре, при 170С обладает осмотическим давлением, равным 9,64 бар?

5.5. Сколько молей неэлектролита должен содержать 1 литр раствора, чтобы осмотическое давление при 00С равнялось 3 бар?

5.6. Из скольких атомов состоит молекула йода в спирте С2Н5ОН, если температура кипения этилового спирта 78,30С, повышается до 78,590С при растворении йода массой 6,35 г в спирте массой 100 г?

5.7. При растворении 30 г хлороформа СНСl3 в 800 г диэтилового эфира С4Н10О, температура кипения последнего повысилась на 0,6350С.

Вычислить значение молекулярной массы хлороформа (ЕЭ = 2,02).

5.8. Сколько сахара С12(Н2О)11 надо растворить в 200 г воды, чтобы понизить температуру замерзания на 20С (ЕК = 1,86).

5.9. Температура замерзания чистого бензола С6Н6 5,50С, а раствора содержащего 0,4482 г камфары в 61,1 г, бензола 5,2540С. Определить молекулярную массу камфары в бензоле (ЕК = 5,1).

5.10. В каком весовом отношении надо смешать воду и глицерин С3Н5(ОН)3, чтобы получить смесь, замерзающую при -100С?

5.11. Какой из растворов будет замерзать при более низкой температуре, 10%-ный раствор глицерина С3Н8О3 или 10%-ный раствор глюкозы С6Н12О6? Дать мотивированный ответ, не производя вычислений.

5.12. Сколько глицерина С3Н8О3 нужно добавить к 1000 г воды, чтобы раствор не замерзал до -100С (ЕК = 1,86)?

5.13. Какова концентрация водного раствора глюкозы С6Н12О6, если он замерзает при -20С (ЕК = 1,86)?

5.14. Имеются 10%-ные водные растворы мочевины, глицерина и фруктозы. В какой последовательности будут закипать эти растворы при постепенном нагревании их. Дать обоснованный ответ, не производя вычислений (мочевина – СN2Н4О, глицерин – С3Н8О3, фруктоза – 5.15. Сколько граммов глюкозы С6(Н2О)6 нужно добавить к 150 г воды, чтобы раствор закипел при 1020С (ЕЭ = 0,52).

5.16. При растворении 12,96 г серы в 160 г бензола С6Н6 температура кипения последнего повысилась на 0,810С. Из скольких атомов состоит молекула серы в растворе (ЕЭ = 2,57)?

5.17. При какой температуре будет кипеть 30%-ный раствор сахара С12(Н2О)11 в воде (ЕЭ = 0,52)?

5.18. Определить концентрацию сахара С12(Н2О)11 в растворе, если раствор закипает при 1030С (ЕЭ = 0,52).

5.19. Вычислить давление пара 10%-ного раствора анилина С6Н5NH2 в эфире (С2Н5)2О при 200С. Давление пара чистого эфира равно 5,89·104 Н/м2.

5.20. В 100г раствора нафталина С10Н8 в бензоле С6Н6 содержится 30 г нафталина. Вычислить давление пара данного раствора при 400С.

Давление пара бензола равно 2,4·104 Н/м2.

5.21. Сколько граммов глицерина С3Н8О3 надо растворить в 80 г воды при 250С, чтобы понизить давление пара на 2,6·102 Н/м2?

5.22. Вычислить давление пара 2%-ного раствора хлористого натрия при 1000С. Степень диссоциации соли в растворе принять равной единице.

5.23. В 300 г водного раствора содержится 68,4 г сахара С12Н22О11. Вычислить давление пара этого раствора при 300С, если давление паров воды 4,2·104 Н/м2.

5.24. Вычислить давление пара раствора 12,8 г нафталина С10Н8 в 180 г бензола С6Н6 при 200С. Давление паров бензола равно 9,95·104 Н/м2.

5.25. Вычислить давление пара 10%-ного раствора глюкозы С6Н12О6 при 250С. Давление паров воды при данной температуре равно 3,1·103 Н/м2.

Основные вопросы по теме 1. Слабые электролиты.

2. Степень диссоциации.

3. Константа диссоциации.

4. Закон разведения.

5. Сильные электролиты.

6. Ионная сила раствора.

7. Активность и коэффициент активности.

8. Водородный показатель (рН).

9. Удельная и эквивалентная электропроводность.

10. Зависимость их от концентрации раствора.

Вопросы для самоконтроля 1. Дайте определение электролита.

2. Каковы особенности электролитов?

3. Что такое «электролитическая диссоциация»?

4. Чем отличаются сильные и слабые электролиты?

5. Как связаны между собой степень диссоциации и константа диссоциации?

6. Что такое «активность» и «ионная сила раствора»?

7. Основные положения теории Дебая и Гюккеля.

8. Как связаны между собой удельная и эквивалентная электропроводность?

9. Как трактуется закон независимого движения ионов (Кольрауша)?

10. Что такое «числа переноса»?

Удельной электропроводностью проводника называется электропроводность столба вещества длиной 1м при поперечном сечении 1м2:

где R – сопротивление, Ом;

l – длина проводника, м;

S – поперечное сечение, м2.

Удельная электропроводность есть величина, обратная удельному сопротивлению :

Если отнести удельную электропроводность к числу эквивалентов в 1 м раствора, то получим значение эквивалентной электропроводности :

СН – нормальная (нормальность) концентрация раствора (эквивалент/м ).

Согласно закону электропроводности Кольрауша эквивалентная электропроводность электролита при бесконечном разбавлении равна сумме подвижностей катиона lk и аниона la:

Для слабых электролитов отношение электропроводности при данном разбавлении к эквивалентной электропроводности при бесконечном разбавлении выражает степень электролитической диссоциации :

(для сильных электролитов называют кажущейся степенью диссоциации).

Связь степени диссоциации и констант электрической диссоциации Кдис устанавливается законом разведения Оствальда: