Материал к экзамену по химии. Основные понятия термодинамики

• Название: Основные понятия термодинамики
• Дата: 31.01.2020
• Размер: 1.97 Mb.
• Имя файла: Материал к экзамену по химии.docx
• Тип: Документы; #106585
• страница: 23 из 31

Строение двойного электрического слоя.

Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциации поверхностного соединения или ориентирования полярных молекул на границе фаз. 

ДЭС состоит из достаточно прочно связанных с поверхностью дисперсной фазы потенциалопределяющих ионов и эквивалентного количества противоположно заряженных ионов – противоионов, находящихся в дисперсионной среде. Потенциалопределяющие ионы вместе со связанными противоионами образуют адсорбционный слой, толщина которого невелика и измеряется несколькими ионными диаметрами. Оставшаяся часть противоионов образует диффузный слой с убывающей концентрацией. Потенциалопределяющие ионы создают на дисперсной фазе электрический заряд. Противоположный по знаку заряд сосредоточен в дисперсионной среде. Разность потенциалов между дисперсной фазой и дисперсионной средой – электротермодинамический потенциал определяется свойствами данной дисперсной системы. По мере удаления от межфазной границы его значение уменьшается. Как известно из гидродинамики, движение твёрдой и жидкой фаз относительно друг друга происходит не на границе раздела фаз, а на некотором расстоянии от границы. Поверхность, по которой происходит перемещение, называется поверхностью скольжения.

Электрокинетический потенциал и его зависимость от различных факторов.

Скачок потенциала на поверхности скольжения тесно связан с электрокинетическими явлениями и называется электрокинетическим потенциалом или ζ – потенциалом (дзета-потенциалом). Электрокинетический потенциал – часть электротермодинамического. Его значение определяется толщиной диффузного слоя. При сжатии диффузного слоя, например, вследствие увеличения концентрации электролитов в дисперсионной среде, часть противоионов переходит за поверхность скольжения в адсорбционный слой. Электротермодинамический потенциал при этом не изменяется, а дзета-потенциал уменьшается по абсолютному значению. При наличии многозарядных противоионов с ростом концентрации электролита дзета-потенциал не только уменьшается, но может изменить знак и происходит перезарядка коллоидных частиц. Электрокинетический потенциал зависит от температуры. С повышением температуры электрокинетический потенциал уменьшается.

Билет 26. Устойчивость дисперсных систем. Седиментационная, агрегативная и конденсационная устойчивость лиозолей. Факторы, влияющие на устойчивость лиозолей. Коагуляция.

Устойчивость дисперсных систем

Устойчивость дисперсных систем – неизменность во времени основных параметров дисперсной системы: степень дисперсности и равномерного распределения частей дисперсной фазы в дисперсной среде.

Седиментационная, агрегативная и конденсационная устойчивость лиозолей.

Седиментационная устойчивость – это способность системы противодействовать оседанию частиц (силе тяжести).

Агрегативная устойчивость – это способность дисперсной системы сохранять неизменной во времени степень дисперсности, т.е. размеры частиц и их индивидуальность.

Конденсационная устойчивость – способность дисперсных систем сохранять неизменной с течением времени удельную поверхность.

Факторы, влияющие на устойчивость лиозолей.

• 
  Толщина диффузного слоя (чем больше, тем меньше вероятность агрегации)
  
• 
  Силы молекулярного притяжения
  
• 
  Силы электростатического отталкивания
  

Повысить седиментационную устойчивость дисперсной системы можно за счет следующих факторов:

• 
  1) снижение силы тяжести: достигается путем уменьшения размера частиц с помощью устройств для дробления дисперсной фазы – диспергаторов (уменьшение диаметра частицы в 2 раза приводит к снижению силы тяжести в 8 раз)
  
• 
  2) повышение вязкости среды: достигается при введении различных добавок, повышающих вязкость (сиропы, желатин)
  
• 
  3) обеспечение хранения дисперсной системы при температуре, не ниже установленной нормы, так как при снижении температуры уменьшается броуновское движение, а, следовательно, и седиментационная устойчивость (например, если поставить вино в холодильник, может образоваться осадок).
  

Коагуляция.

Коагуляция – процесс разрушения коллоидных систем за счёт слипания частиц, образование более крупных агрегатов с потерей устойчивости и последующим разделением фаз.

Коагуляция золей происходит посредством следующих факторов:

• 
  Механический – механической воздействие на коллоидный раствор – перемешивание, взбивание (частицы сталкиваются, слипаются и выпадают в осадок)
  
• 
  Повышение температуры (увеличивается скорость движения частиц, они сталкиваются, происходит их коагуляция)
  
• 
  Сильное охлаждение (противоионы прикрепляются к коллоидной частице, частицы слипаются и выпадают в осадок)
  
• 
  Прибавление сильного электролита (заряды будут разряжаться ионами электролита). Коагуляцию золя вызывает тот ион электролита, знак заряда которого противоположен заряду коллоидной частицы. Этот ион – ион-коагулятор. Минимальная концентрация электролита, по достижении которой начи­нается коагуляция, называется порогом коагуляции 
  

Билет 27. Окислительно-восстановительные (редокс) реакции. Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Уравнения Нернста-Петерса. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. Стандартный электродный потенциал. Гальванический элемент.

Окислительно-восстановительные (редокс) реакции

Окислительно-восстановительные реакции – химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором). 

Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов.

При погружении Ме в раствор, содержащий ион этого же Ме, на поверхности раздела фаз образуется двойной слой и возникает скачок равновесного потенциала – электродный потенциал. Полученная система Ме+раствор называют электродом. Обозначение (на примере цинка)

Zn|Zn²⁺

Количественной характеристикой редокс-систем, в которых и окислитель, и восстановитель находятся в растворенном состоянии, является редокс-потенциал. Чем больше величина редокс-потенциала, тем сильнее окисли­тель и слабее сопряженный ему восстановитель. Сильный окис­литель вступает в реакции с большим числом восстановителей, чем слабый, и/или вызывает более глубокое окисление восстанови­телей.

Уравнения Нернста-Петерса

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.



где – электродный потенциал; – стандартный электродный потенциал; R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль*К); Т – абсолютная температура, К; n – число электронов участвующих в электронном процессе; F – постоянная Фарадея (96500 кл/моль); а – активность ионов металла в растворе 1 моль/л

Уравнение Петерса – устанавливает количественную зависимость окислительно-восстановительного потенциала от природы ОВ-системы, соотношения активностей окисленной и восстановленной форм, температуры и от активности ионов водорода:



где – ОВ-потенциал, В; - стандартный ОВ-потенциал, В; z – число электронов, которое присоединяет частица окисленной формы Ox, переходя в восстановительную форму Red, - активность окисленной формы, моль/л; - активность восстановительной формы, моль/л;

Сравнительная сила окислителей и восстановителей.

Силу окислителей и восстановителей можно сравнить, использую значения электродных потенциалов.

Окислитель – вещество или химический элемент, принимающий электроны в ОВР.

Восстановитель – отдающий электрон.
SO₄ + 2 +2e → SO₃ + O

(ок-ль) (в-ль)

MnO₄^- + 8+ 5e → +4H₂O

(ок-ль) (в-ль)

=1,52В

В этой реакции более сильным окислителем будет ток, система которого имеет больший положительный потенциал, то есть MnO₄^-, а более сильным восстановителем тот, система которого имеет более отрицательный потенциал S0₃^2-.

Стандартный электродный потенциал

Стандартный потенциал (нормальный потенциал), значение электродного потенциала, измеренное в стандартных условиях относительно выбранного электрода сравнения (стандартного электрода). Осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей)

Гальванический элемент.

Гальванический элемент – электрохимическая система, состоящая из двух электродов любого типа и в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительная реакция, энергия которой преобразуется в электрическую энергию. (химический источник тока)

Гальванические элементы бывают электрохимические (источником энергии является химическая реакция) и концентрационные (источником электрической энергии служат процессы выравнивания концентраций растворов)

Правило записи ГЭ. Слева пишется электрод с меньшим стандартным электродным потенциалом, он называется анодом (А), на нём происходит процесс окисления. Справа пишется электрод с большим стандартным потенциалом, называется катодом (К), на нём происходит процесс восстановления.

Пример: гальванический элемент Даниэля-Якоби

Zn|ZnSO₄ (=-0,76 В) - анод

Cu|CuSO₄ (=0,34 В) – катод

Запись:

(-) Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu (+)

Билет 28. Прогнозирование направления редокс-процессов по величинам редокс- потенциалов. Связь ЭДС с энергией Гиббса и константой равновесия реакций, протекающих в гальваническом элементе.