Шпаргалка. Сборник основных формул по химии Краткий справочник студента I. Общая химия Основные понятия химии
Скачать 181.71 Kb.
|
2. Фазовые равновесияКомпонент – химически однородная составная часть системы, которая может быть выделена из системы и существовать вне ее. Число независимых компонентов системы равно числу компонентов минус число возможных химических реакций между ними. Число степеней свободы – число параметров состояния системы, которые могут быть одновременно произвольно изменены в некоторых пределах без изменения числа и природы фаз в системе. Правило фаз Дж. Гиббса: Число степеней свободы равновесной термодинамической системы С равно числу независимых компонентов системы К минус число фаз Ф плюс число внешних факторов, влияющих на равновесие: С = К – Ф + n. Для системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, можно записать: С = К – Ф + 2. Принцип непрерывности – при непрерывном изменении параметров состояния все свойства отдельных фаз изменяются также непрерывно; свойства системы в целом изменяются непрерывно до тех пор, пока не изменится число или природа фаз в системе, что приводит к скачкообразному изменению свойств системы. Согласно принципу соответствия, на диаграмме состояния системы каждой фазе соответствует часть плоскости – поле фазы. Линии пересечения плоскостей отвечают равновесию между двумя фазами. Всякая точка на диаграмме состояния (т. н. фигуративная точка) отвечает некоторому состоянию системы с определенными значениями параметров состояния. 2.1. Диаграмма состояния водыК = 1. В системе возможны три фазовых равновесия: между жидкостью и газом (линия ОА), твердым телом и газом (линия ОВ), твердым телом и жидкостью (линия OC). Три кривые имеют точку пересечения О, называемую тройной точкой воды, – отвечают равновесию между тремя фазами и С = 0; три фазы могут находиться в равновесии лишь при строго определенных значениях температуры и давления (для воды тройная точка отвечает состоянию с Р = 6,1 кПа и Т = 273,16 К). Внутри каждой из областей диаграммы (АОВ, ВOC, АOC) система однофазна; С = 2 (система бивариантна). На каждой из линий число фаз в системе равно двум, и, согласно правилу фаз, система моновариантна: С = 1 – 2 + 2 = 1, т. е. для каждого значения температуры имеется только одно значение давления. Влияние давления на температуру фазового перехода описывает уравнение Кла-узиуса – Клапейрона: V 2, V1 – изменение молярного объема вещества при фазовом переходе. Кривая равновесия «твердое вещество – жидкость» на диаграмме состояния воды наклонена влево, а на диаграммах состояния остальных веществ – вправо, т. к. плотность воды больше, чем плотность льда, т. е. плавление сопровождается уменьшением объема (AV < 0). В этом случае увеличение давления будет понижать температуру фазового перехода «твердое тело – жидкость» (вода – аномальное вещество). Для всех остальных веществ (т. н. нормальные вещества) ΔVпл > 0 и, согласно уравнению Клаузиуса-Клапейрона, увеличение давления приводит к повышению температуры плавления. 3. Свойства растворов3.1. Термодинамика растворовРаствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения ее свойств. Диффузия в растворах Диффузия – самопроизвольный процесс выравнивания концентрации вещества в растворе за счет теплового движения его молекул или атомов. Закон Фика: количество вещества, диффундирующее за единицу времени через единицу площади поверхности пропорционально градиенту его концентрации: где j – диффузионный поток; D – коэффициент диффузии. Уравнение Эйнштейна-Смолуховского: где η – вязкость среды; R – радиус диффундирующих частиц. Растворимость газов в газахЗакон Дальтона: общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений всех входящих в нее газов: Робщ = Σpi и pi = xi РобщЗакон Генри-Дальтона: растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью: Ci = kpi, где Ci – концентрация раствора газа в жидкости; k – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа. Как правило, при растворении газа в жидкости выделяется теплота (к < 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Формула Сеченова: X =Х0е-kСэлгде X и Х0 – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией С. 3.2. Коллигативные свойства растворов неэлектролитовКоллигативными (коллективными) называются свойства растворов относительно свойств растворителя, зависящие главным образом от числа растворенных частиц. Давление насыщенного пара разбавленных растворовПар, находящийся в равновесии с жидкостью, называется насыщенным. Давление такого пара р0 называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. Первый закон Рауля. Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом: pi = pi0 xiДля бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В: относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества: Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называют идеальными растворами. Давление пара идеальных и реальных растворовЕсли компоненты бинарного (состоящего из двух компонентов) раствора летучи, то пар над раствором будет содержать оба компонента. Общее Состав, мол. доли в (хв) давление пара: p = pA0x A + pB0x B = pA0(1 – x B) + pB0x B = pA0 – x B(pA0 – pB0)Если молекулы данного компонента взаимодействуют друг с другом сильнее, чем с молекулами другого компонента, то истинные парциальные давления паров над смесью будут больше, чем вычисленные по первому закону Рауля (положительные отклонения, ΔН тв > 0). Если же однородные частицы взаимодействуют друг с другом слабее, чем разнородные, парциальные давления паров компонентов будут меньше вычисленных (отрицательные отклонения, ΔH раств < 0). Температура кристаллизации разбавленных растворовВторой закон Рауля. Понижение температуры замерзания раствора ΔТзам прямо пропорционально моляльной концентрации раствора: ΔTзам= Т0 – Т = КСm, где Т0 – температура замерзания чистого растворителя; Т – температура замерзания раствора; К – криоскопическая постоянная растворителя, град/кг моль, Т02 – температура замерзания растворителя; М – молекулярная масса растворителя, ΔНпл – мольная теплота плавления растворителя. Температура кипения разбавленных растворовТемпература кипения – температура, при которой давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ ΔТК = Тк – Тк0 пропорционально понижению давления насыщенного пара и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора: ΔТкип = ЕСm, где Е – эбулиоскопическая постоянная растворителя, град/кг • моль, Осмотическое давление разбавленных растворовОсмос – преимущественно одностороннее прохождение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану в раствор или молекул растворителя из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя в раствор через мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель, численно равно осмотическому давлению π (Па). Принцип Вант-Гоффа: осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор: π = CRT. Изотонические растворы – два раствора с одинаковым осмотическим давлением (π1 = π2). Гипертонический раствор – раствор, осмотическое давление которого больше, чем у другого (π1 > π2). Гипотонический раствор – раствор, осмотическое давление которого меньше, чем у другого (π1 < π2). 3.3. Растворы электролитовСтепень диссоциации α – отношение числа молекул n, распавшихся на ионы, к общему числу молекул N: Изотонический коэффициент i Ван-Гоффа – отношение фактического числа частиц в растворе электролита к числу частиц этого раствора без учета диссоциации. Если из N молекул продиссоциировало n, причем каждая молекула распалась на ν ионов, то Для неэлектролитов i = 1. Для электролитов 1 < i ≤ ν. 3.4. Коллигативные свойства растворов электролитов:Теория электролитической диссоциации Аррениуса1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют. 2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом. 3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т. е. растворы являются идеальными). Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полярных молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные (α ≥ 0,7), средней силы (0,3 < α < 0,7) и слабые (α ≤ 0,3). Слабые электролиты. Константа диссоциацииДля некоторого электролита, распадающегося в растворе на ионы в соответствии с уравнением: АаВb ↔ аАx- + bВy+Для бинарного электролита: Для разбавленных растворов можно считать, что (1 – α) = 1 и К ≈ α2С. – закон разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора. Активность растворенного вещества – эмпирическая величина, заменяющая концентрацию, – активность (эффективная концентрация) а, связанная с концентрацией через коэффициент активности f , который является мерой отклонения свойств реального раствора от идеального: а = fC; а+ = f +С+; а_ = f_C_.Для бинарного электролита: – средняя активность электролита; – средний коэффициент активности. Предельный закон Дебая-Хюккеля для бинарного электролита: lg f = -0,51z 2I ½, где z – заряд иона, для которого рассчитывается коэффициент активности; I – ионная сила раствора I = 0,5Σ(Сiri2). |