Указания методические и контрольные задания для учащихся заочников по специальности 2 48 01 35 «Переработка нефти и газа» Новополоцк Министерство образования Республики Беларусь Учреждение образования «Новополоцкий государственный политехнический техникум» Физическая и коллоидная химия Методические указания и контрольные задания для учащихся – заочников по специальности 2 – 48 01 35 «Переработка нефти и газа» Новополоцк 2009 Разработчик: О.Л.Пирог, преподаватель учреждения образования «Новополоцкий государственный политехнический техникум» Рассмотрено на заседании комиссии спецтехнологии и оборудования СОДЕРЖАНИЕ 1. Пояснительная записка…………………………………………………. 3 2. Общие методические рекомендации по изучению дисциплины и выполнению контрольных заданий………………………………………. 4 3. Содержание предмета, методические указания к темам, примерные решения задач и вопросы для самоконтроля…………………………….. 6 4. Контрольная работа (таблица вариантов)……………………………... 49 5. Контрольные вопросы и задания………………………………………. 51 6. Приложение……………………………………………………………… 78 7. Литература……………………………………………………………….. 84 ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Настоящие методические указания и контрольные задания составлены на основании действующей типовой учебной программы, утвержденной Министерством образования Республики Беларусь 10.06.2008 г. Программой предусматривается изучение учащимися основных законов физической и коллоидной химии применительно к получаемой специальности. Дисциплина изучается в тесной связи с дисциплиной «Процессы и аппараты химических производств», является основой для изучения специальных дисциплин, непосредственно связанных с технологией химического производства, и базируется на знаниях, полученных при изучении математики, химии, физики. В результате изучения дисциплины учащиеся должны знать на уровне представления: - физический смысл основных законов физической и коллоидной химии; - области применения законов физической и коллоидной химии при управлении технологическими процессами на производстве; знать на уровне понимания: - молекулярно-кинетическую теорию агрегатных состояний вещества; - основы термохимии, термодинамики, химической кинетики, катализа и электрохимии; - учение о химическом равновесии, термодинамический принцип смещения равновесия; - основы термодинамической теории и правило фаз Гиббса; - классификацию, свойства дисперсных систем, их практическое использование; - основы коллоидной химии; уметь: - использовать термодинамические характеристики при определении направления и условий протекания процессов; - вычислять кинетические параметры химических процессов (находить константу скорости, энергию активации, составлять кинетические уравнения); - выполнять расчеты по законам электрохимии, газовым законом. ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ И ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ ЗАДАНИЙ Учебный план предусматривает 2-х часовые установочные занятия на III курсе, на которых преподаватель знакомит учащихся с содержанием курса, его значением, дает необходимые указания по самостоятельному изучению предмета и выполнению контрольных работ. Лабораторно-экзаменационная сессия, в которую включена данная дисциплина, предусмотрена в I и II семестре III курса. Поэтому очень важно изучение дисциплины в межсезонный период самостоятельно с составлением конспекта по форме, предложенной преподавателем на установочной сессии. Наиболее важные и сложные разделы (по указанию преподавателя) должны быть законспектированы подробнее. Конспект поможет учащемуся в период подготовки к занятиям на лабораторно-экзаменационной сессии и к экзамену. Учащийся должен приступить к выполнению домашних контрольных работ после изучения необходимого материала по данным темам и составления по нему конспекта. Учебный план предусматривает выполнение учащимися-заочниками по дисциплине «Физическая и коллоидная химия» двух домашних контрольных работ, шести практических работ и двух лабораторных работ. В данном пособии контрольные задания разработаны на все установленные учебным планом контрольные работы и охватывают весь программный теоретический материал. Первая выполняется учащимися после изучения тем 1.1-1.5 раздела I; вторая – тем 1.6-1.7 раздела I и разделов II и III. После изучения теоретического материала следует внимательно разобрать типовые решения с целью закрепления полученных знаний, затем выяснить, какие из необходимых к выполнению контрольных задач относятся к данной теме и решить их, пользуясь конкретным типовым решением. Целесообразно при решении задачи повторить соответствующий теоретический материал. Каждый учащийся выполняет вариант задания, обозначенного двумя последними цифрами его шифра. Контрольные работы должны быть аккуратно оформлены, в тетради должны быть широкие поля для замечаний рецензента, желательно оставлять несколько свободных строк после ответа на каждую задачу. Писать нужно четко и ясно. На первой странице указывается номер шифра и записываются номера задач в том порядке, в каком они стоят в контрольных работах. Условие задачи записывается полностью, а затем дается подробное решение по типу приведенного в методике с приведением всех математических преобразований. Наличие примерных решений не исключает поиска учащимися самостоятельного пути решения, его необходимо только обосновать. На теоретические вопросы нужно дать точные ответы. При решении задач желательно придерживаться следующей системы: 1. Внимательно, не менее двух раз, прочтите условие задачи. 2. Уясните, что дано и что требуется узнать в данной задаче. 3. Уточните, чем предлагаемая задача отличается от данного в методике примерного решения. 4. Пользуясь учебником, повторите физическую сущность данных и определенных величин, уточните их единицы измерения. 5. Найдите в учебнике формулы, дающие зависимость между данными и искомыми величинами. 6. Приступая к выполнению, четко продумайте план решения задачи, не забывая при этом, что в условии иногда разные величины даны в разнородных единицах, их нужно всегда привести к однородным. 7. Получив ответ, укажите единицу измерения величины и попробуйте оценить правдоподобность результата. После выполнения контрольной работы обязательно укажите литературу, которой Вы пользовались, наименование и год издания. Это позволит рецензенту дать Вам четкое указание, какие страницы или параграфы учебника нужно проработать повторно. Присланная Вами работа, даже с оценкой «зачтено», может иметь те или иные недостатки, отмеченные рецензией. Они должны быть исправлены и работа предъявлена преподавателю на сессии. СОДЕРЖАНИЕ ПРЕДМЕТА МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ТЕМАМ ПРИМЕРНЫЕ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Введение Цели, задачи и предмет дисциплины «Физическая и коллоидная химия», ее значение в подготовке специалистов. Основные этапы развития науки. Роль М.В. Ломоносова и современных ученых (Вант-Гофф, Рауль, Гесс, Гиббс, Клаузиус, Нернст, Больцман и др.) в развитии физической и коллоидной химии. Новые направления ее дальнейшего развития. Методы исследования, применяемые в физической и коллоидной химии. Прикладное значение физической и коллоидной химии. Раздел 1. Физическая химия Тема 1.1 Молекулярно-кинетическая теория агрегатных состояний вещества Агрегатные состояния вещества, их различие с точки зрения кинетической энергии. Плазменное состояние вещества. Газообразное состояние. Газ как рабочее тело. Параметры состояния. Модель идеального газа. Газовые законы, их графическое выражение. Уравнение Клапейрона-Мендеелева. Универсальная газовая постоянная, ее физический смысл. Реальные газы. Причины отклонения в поведении реальных газов от законов идеальных газов. Уравнение состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Изотерма реального газа. Критическое состояние и критические параметры вещества. Газовые смеси. Состав смеси по массовым, объемным и молярным долям. Парциальное давление. Закон Дальтона. Жидкое состояние вещества (общая характеристика, современные представления). Поверхностное натяжение, его зависимость от температуры. Вязкость жидкостей и газов. Значение вязкости и поверхностного натяжения для различных технологических процессов. Испарение и кипение жидкостей. Правило Трутона. Твердое состояние вещества. Кристаллическое и аморфное состояние. Основные типы кристаллических решеток. Практическая работа № 1 Проведение расчета параметров состояния идеальных и реальных газовых систем. Лабораторная работа № 1 Определение вязкости жидкости. Методические указания к теме 1.1 При изучении темы обратите особое внимание на основные допущения молекулярно-кинетическое теории газов, которые позволяют теоретические обосновать экспериментально найденные газовые законы. Необходимо помнить следующие постоянные: 1. Нормальные условия: температура 0 °С или 273 К, давление 101325 Па. 2. Объем 1 киломоля газа в нормальных условиях 22,4 м3 . 3. Газовая постоянная R = 8,314 · 103 Дж/кмоль·К Эти величины, а также уравнение Менделеева-Клапейрона, используются в дальнейших темах курса, а также в спецтехнологии. Запомните единицы измерения основных газовых параметров. Обратите особое внимание на необходимость всех физических величин в решениях задач в единицах СИ. Внимательно изучите раздел «Реальные газы», уясните причины отклонения свойств реальных газов от идеальных, физический смысл поправок, введенных Вандер-Ваальсом, способ расчета параметров реальных газов по уравнению Д.И.Менделеева с введением коэффициента сжимаемости. Учитывая, что температура и давление – основные факторы, обуславливающие взаимный переход агрегатных состояний вещества, как при этом подтверждается действие одного из основных законов развития природы и общества – закона перехода количества в качество? Очень важно знать, что такое испарение, что кипение характеризуется равенством давления насыщенного пара и внешнего давления, давление насыщенного пара растет с ростом температуры; как изменяется температура кипения жидкости в зависимости от величины внешнего давления, как температура кипения зависит от давления насыщенного пара. Знание основных физических свойств агрегатных состояний вещества понадобится при изучении тем «Термохимия», «Основы термодинамики пара», «Химическая кинетика», «Катализ», «Фазовое равновесие», «Растворы», раздела II «Основы коллоидной химии», курса «процессы и аппараты химической промышленности», спецтехнологии. Примерные решения задач к теме 1.1 Пример 1. Метан под давлением 0,12 МПа занимает объем 18 м3 . Определить объем метана под давлением 6000 Па при Т = const. Дано: Р1 = 0,12 МПа = 0,12 · 106 Па V1 = 18 м3 Р2 = 6000 Па ___________________ V2 - ? Решение: Используем закон Бойля-Мариотта Р1 V1 = Р2 V2 откуда: V2 = V2 = = 360 м3 Пример 2. Температура в комнате 20 °С. Определите температуру, при которой в условиях постоянства объема давление возрастает в 2 раза (в °С). Дано: = 2 t1 = 20 °С ___________________ t2 - ? Решение: Используем закон Шарля: = Откуда: Т2 = Т1 Определяем температуру в градусах термодинамической шкалы Т1 = 20 + 273 = 293 К Т2 = 2 · 293 = 586 К t2 = 586 – 273 = 313 °С. Пример 3. Объем газа при 140 °С – 25 м3 . Определите объем газа, если при постоянном давлении он нагрет до 1400 °С. Дано: V1 = 25 м3 t1 = 140 °С t2 = 1400 °С ________________ V2 - ? Решение: Используем закон Гей-Люссака: ; откуда V2 = Определяем температуру в градусах термодинамической шкалы: Т1 = 140 + 273 = 413 К Т2 = 1400 + 273 = 1673 К V2 = = 101 м3 Пример 4. Определить плотность металла при нормальных условиях и при 300 °С, если давление постоянно. Решение: Так как по закону Авогадро киломоль любого газа в нормальных условиях занимает объем 22,4 м3 , плотность метана составит: rо = = 0,714 кг/м3 где 16,0 – молярная масса, кг/моль Для определения плотности метана при t = 300°С воспользуемся следствием из закона Гей-Люссака: = , откуда r1 = rо · То = 0 + 273 = 273 К Т1 = 300 + 273 = 573 К r1 = 0,714 = 0,34 кг/м3 Пример 5. Определите давление, оказываемое 2 кг углекислого газа, занимающих объем 250 л при 130 °С. Дано: V = 250 л = 0,25 м3 m = 2 кг М = 44 кг/кмоль R = 8,314 · 103 Т = 130 + 273 = 403 К ________________________ Р - ? Решение: Используем закон Менделеева-Клапейрона РV = RТ откуда: Р = Р = = 6,09 · 105 Па Пример 6. Приведите объем газа к нормальным условиям, если при 300°С и давлении 1,8 МПа он равен 1,5 м3 . Дано: Т1 = 300 + 273 = 573 К Т0 = 273 К Р1 = 1,8 Мпа Р0 = 101325 Па V1 = 1,5 м3 _____________________ V0 - ? Решение: Используем характеристическое уравнение: = , откуда V0 = V0 = = 12,7 м3 Пример 7. Определите объем, занимаемых 20 кг водорода при минус 100°С и давлении 19,44 МПа. Решение: При указанных параметрах расчет следует вести по уравнению Менделеева-Клапейрона с введением коэффициента сжимаемости Zс РV = Zс RT, откуда V = Вначале находим по таблице 1 критические параметры для водорода Ткр. = 33,3 К; Ркр. = 1296 кПа Затем определяем приведенное давление П = = 15 и приведенную температуру t = = 5,1 По таблице 2 находим для t = 5 и П = 15 Zс = 1,30 t = 6 и П = 15 Zс = 1,24 При изменении t на 1 (от 5 до 6) Zс изменяется на 0,06 (от 1,30 до 1,24). У нас t = 5,1 т.е. на 0,1 больше табличного значения t = 5. Следовательно, Dt = 1------------------ DZс = 0,06 Dt = 0,1 --------------- Х Х = 0,006 Тогда для t = 5,1 и П = 15 Zс = 1,300 – 0,006 = 1,294 m = 20 кг Т = 273 – 100 = 173 кг М = 2 Р = 19,44·106 Па R = 8,314·103 V = = 0,96 м3 Пример 8. Определите общее и парциальные давления газа в объеме 3 м3 , если в нем при 25 °С находятся 2 кг азота и 3 кг СО2. Дано: V = 3 м3 Т = 25 + 273 = 298 К mm 2 = 2 кг mСО2 = 3 кг mm 2 = 28 МСО2 = 44 R = 8,314·103 _________________________ Робщ . - ? Рm 2 - ? РСО2 - ? I вариант решения: Воспользуемся уравнением Менделеева-Клапейрона: РV = RТ, откуда Р = Рm 2 = = 5,9·104 Па РСО2 = = 5,6·104 Па Робщ. = Рm 2 + РСО2 = 5,9 · 104 + 5,6 ·104 = 1,15 · 105 Па II вариант решения: Определяем число киломолей азота и углекислого газа nm 2 = = 0,0714; n СО2 = = 0,0682; Общее число киломолей: 0,0714 + 0,0682 = 0,1396 Определяем молярную долю каждого газа как частное от деления числа молей газа на общее число молей N m 2 = = 0,51; N СО2 = = 0,49 или N СО2 = 1 - N m 2 = 0,49 Общее давление газа: Робщ. = 0,1396 = 1,15·105 Па По закону Дальтона парциальное давление компонента в смеси равно молярной доле его в смеси, умноженной на общее давление смеси. Поэтому: Рm 2 = 0,51х1,15х105 = 0,59х105 Па РСО2 = 0,41х1,15х105 = 0,56х105 Па Пример 9. Атмосферный воздух содержит (в % объемных): Nа – 78; О2 – 21; Аr – 1,0. Воздух сжат до 15 МПА. Определить: 1. Парциальные давления компонентов. 2. Среднюю молярную массу воздуха. 3. Плотность воздуха. Решение: Парциальные давления находим по формуле: Рпарц. = Робщ. х r, где r – молярная или объемная доля газа в смеси. Тогда: Рm 2 = 15·0,78 = 11,70 МПа РО2 = 15·0,21 = 3,15 МПа РАr = 15·0,01 = 0,15 МПа Среднюю молярную массу находим по формуле: Мср . = Мm 2 · rm 2 + М О2 · r О2 + МАr · rАr Мср . = 28·0,78+32·0,21+40·0,01 = 21,84+6,72+0,40 = 28,96 Плотность воздуха r = = 1,29 кг/м3 Вопросы для самоконтроля: 1. Сравните агрегатные состояния вещества с точки зрения кинетической энергии частиц. 2. Охарактеризуйте плазменное состояние вещества. 3. Дайте понятие о модели идеального газа. 4. Сформулируйте газовые законы, запишите их математические и графические выражения. 5. Запишите уравнение Клапейрона-Менделеева и укажите физический смысл универсальной газовой постоянной. 6. Назовите причины отклонения в поведении реальных газов от законов идеальных газов. 7. Запишите уравнение состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. 8. Сформулируйте закон Дальтона и приведите формулы для расчета основных параметров газовых смесей. 9. Перечислите особенности жидкого состояния. 10. Дайте определение понятиям «вязкость» и «поверхностное натяжение» и объясните их значение для технологических процессов. 11. Охарактеризуйте процессы испарения и кипения жидкостей. 12. Объясните, чем различаются кристаллическое и аморфное состояние вещества. 13. Охарактеризуйте основные типы кристаллических решеток. Приведите примеры веществ с различным типом кристаллических решеток. Тема 1.2 Химическая термодинамика. Термохимия. Элементы термодинамики пара. Предмет термодинамики и его значение для изучения химических процессов. Основные термодинамические понятия: система, процесс, функция состояния. Закон сохранения энергии и первое начало термодинамики. Теплоемкость веществ. Молярная, удельная и объемная теплоемкость. Изохорная и изобарная теплоемкость. Зависимость теплоемкости от температуры и давления. Средняя и истинная теплоемкость. Связь между различными видами теплоемкости. Теплоемкость газовой смеси. Работа расширения газа при изобарическом, изохорическом, изотермическом и адиабатическом процессах. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Факторы, влияющие на тепловой эффект. Закон Кирхгофа. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартная энтальпия образования веществ. Теплота горения, растворения, нейтрализации, изменения агрегатного состояния вещества. Термодинамические обратимые и необратимые процессы. Второй закон термодинамики. Статистическое толкование энтропии. Стандартная энтропия веществ. Энергия Гиббса. Направление химических процессов. Влажный и сухой насыщенный пар, перегретый пар. Процесс парообразования в р-V, Т-S диаграммах. Пограничные кривые. Н-S диаграмма, ее построение и значение. Термодинамика влажного газа. Практическая работа № 2 Осуществление расчета теплоемкости веществ и определение теплового эффекта химических реакций. Практическая работа № 3 Определение направления протекания химических процессов, термохимических свойств пара. Методические указания к теме 1.2 Изучение темы следует начать с основных термодинамических понятий: система, изолированная система, внутренняя энергия системы – функция ее состояния; теплота и работа – функции процесса. Большое практическое значение имеет умение учащихся рассчитывать истинную теплоемкость вещества при заданной температуре, переходить от мольной теплоемкости к массовой (удельной) или объемной. На основании 1 закона термодинамики выводятся основные расчетные формулы пяти термодинамических процессов: изохорного, изобарного, изотермического, адиабатического, политропного. Важно усвоить, что тепловой эффект химической реакции является мерой изменения внутренней энергии (или энтальпии) системы, уметь рассчитывать величину теплового эффекта по теплотам образования или сгорания реагирующих веществ. Обратите внимание, что тепловой эффект реакции (теплота термохимическая - ) и теплота термодинамическая или DН имеют противоположный знак. = - Q = - DН постарайтесь понять физический смысл этих величин. Практическое умение рассчитать величины теплоемкостей тепловой эффект реакции понадобится в курсовом и дипломном проектировании. При изучении II закона термодинамики важно усвоить понятия термодинамической обратимости и необратимости процесса, самопроизвольно протекающего необратимого процесса, свободной и связанной энергии системы, энтропии как функции состояния системы. Практические важно научиться рассчитывать возможности проведения химической реакции при заданной температуре, пользуясь II законом термодинамики по табличным значениям DН и S реагирующих веществ. Это позволит сознательно усвоить в дальнейшем принцип Ле-Шателье и методы управления химическими реакциями. При изучении основ термодинамики пара желательно усвоить процесс парообразования в Р-V и Т-S координатах, знать, как изображаются термодинамические процессы в этих координатах, запомнить, какими параметрами характеризуется насыщенный пар, уравнения состояния паров. Термодинамика влажного газа и воздуха в дальнейшем более подробно будет рассматриваться в курсе «Процессы и аппараты химической промышленности» по теме «Сушка». Примерные решения задач к теме 1.2 Пример 1: Определить молярную истинную теплоемкость N2 при 100 ºС. По полученному значению молярной теплоемкости определите удельную и объемную теплоемкости. Решение: По таблице 3 находим коэффициенты уравнения С= f(Т). Поскольку N2 – неорганическое вещество, для него воспользуемся формулой: С= а + вТ + Находим: а = 27,87; в · 103 = 4,27, поэтому в = 4,27·10-3 ; третьего члена в уравнении нет – в таблице – прочерк. Т = 100 + 273 = 373 К С , 373 = 27,87 + 4,27·10-3 ·373 = 27,87 + 4,27·0,373 = 29,46 Удельную теплоемкость определяем по формуле: Суд = ·1000 Суд = ·1000 = 1052 Объемную теплоемкость находим по формуле: Соб = ·1000 Соб = ·1000 = 1315 Пример 2: Определите молярную, удельную и объемную истинные теплоемкости ацетилена С2 Н2 при 550 ºС. Решение: Поскольку ацетилен – органическое вещество, воспользуемся для расчета формулой: С = f(Т) = 4 + вТ + сТ2 + dТ3 По таблице 3 находим коэффициенты уравнения: а = 23,46 в · 103 = 85,77; в = 85,77·10-3 с · 106 = - 58,34; с = - 58,34·10-6 d · 109 = 15,87; d = 15,87·10-9 Т = 550 + 273 = 823 К С , 823 = 23,46 + 85,77 · 10-3 ·823 – 58,34 · 10-6 ·8232 + 15,87 · 10-9 · 8233 = 23,46 + + 85,77 · 0,823 – 58,34 · 0,8232 + 15,87 · 0,8233 = 23,46 + 70,59 – 39,50 + 8,84 = = 63,39 Удельную теплоемкость находим по формуле: Суд = ·1000 Суд = ·1000 = 2438 Объемную теплоемкость находим по формуле: Соб = ·1000; Соб = ·1000 = 2830 Пример 3: Пользуясь табличными значениями энтальпий образования, определите изменение энтальпии и тепловой эффект реакции в стандартных условиях. СН4 + Н2 О(г) = СО + 3Н2 Используем данные таблицы 3 Решение: Используем I-е следствие из закона Гесса: DН = åDН - åDН DН = DН + 3 DН - DН - DН (г) = - 110,50 + 0 – (-74,85) – (-241,84) = = 206,19 Тепловой эффект реакции имеет обратный знак: = - 206,19 Пример 4: Пользуясь табличными значениями энтальпий сгорания, определите изменение энтальпий и тепловой эффект реакции в стандартных условиях. С2 Н2 = 2Н2 = С2 Н6 Используем данные таблицы 3 Решение: Используем II следствие из закона Гесса: DН = DН - DН DН = DН + 2 DН - DН ; DН = - 1299,63 + 2 · (-285,84) – (-1559,88) = = - 311,43 Внимание! Теплота сгорания Н2 равна теплоте образования жидкой воды. Тепловой эффект реакции имеет обратный знак: = 311,43 Пример 5: Пользуясь табличными значениями энергии связи, определите тепловой эффект реакции: С2 Н4 + Н2 О = С2 Н5 ОН Решение: Записываем структурные формулы веществ, участвующих в реакции: Н – С = С – Н + Н – О – Н = Н Н Н Н = Н – С – С – О – Н Н Н Тепловой эффект реакции равен сумме энергий связи продуктов минус сумму энергий связи исходных веществ. В молекуле этилового спирта С2 Н5 ОН имеется пять связей С-Н; одна связь С-С, одна связь О-Н; в молекулах исходных веществ одна связь С = С, четыре связи С-Н; две связи О-Н (в воде). Пользуясь данными таблицы 4, имеем: реакц = 5·358,2 + 262,8 + 374,0 + 418,4 – 425,0 – 4·358,2 – 2·460,0 = = 68,4 кДж/моль. Пример 6: Определите средние молярную, удельную и объемную теплоемкости газовой смеси состава (в % объемных): Н2 – 25; N2 – 10; О2 – 3; СО2 – 28; СО – 34 при 25 ºС Решение: Пользуясь таблицей 3, находим молярные теплоемкости компонентов смеси при Т = 25 + 273 = 298 К. С учетом процентного состава смеси молярная теплоемкость равна: Смольн = = = = 31,31 Находим среднюю молярную массу смеси: Мср = = 26,1 Удельная теплоемкость смеси: ·100 = 1200 Объемная теплоемкость смеси: ·1000 = 1398 Пример 7: Вычислите теплоту сгорания пентана С5 Н12 при 25 ºС по формуле Д.П.Коновалова. Решение: С5 Н12 + 8 О2 = 5 СО2 + 6 Н2 О(ж) По формуле Д.П.Коновалова тепловой эффект равен: = 204,2h + 44,4m + х, где h - число атомов кислорода, требующихся для полного сгорания I моля данного вещества; m – число молей воды, образующихся при сгорании; х – термическая характеристика, определяется по таблице 5. Для предельных углеводородов х = 0. Для равной реакции = 16; m =6. = 204,2·16+44,4·6 = 3267,2 + 266,4 = 3533,6 кДж/моль Теплоту сгорания рассчитываем по формуле: = = - DhRТ При подсчете изменения числа молей Dh учитываем только газообразные вещества: Dh = 5 – 9 = -4. = 3533,6 + 4·8,314·10-3 ·298 = 3533,6 + 9,9 = 3543,5 Пример 8: При охлаждении 12 л кислорода от 200 до -40 ºС одновременно повышается давление от 105 до 6·106 Па. Рассчитайте изменение энтропии, если С = 29,2 Дж/(моль·К). (Считать кислород идеальным газом). Решение: Рассчитаем число молей кислорода из уравнения состояния идеального газа (1.15): n = = 0,3052 Используем формулу (11.47): S2 – S1 = 0,3052·2,303 (8,314 lg + 29,2 lg ) = - 16,77 Дж/К. При охлаждении газа энтропия уменьшается (S1 > S2 ). Вопросы для самоконтроля: 1. Дайте определения основным термодинамическим понятиям: система, процесс, функция состояния. 2. Приведите формулировки первого закона термодинамики. 3. Дайте определения понятий: теплоемкость; молярная, удельная и объемная и теплоемкость веществ; изохорная и изобарная теплоемкость. Покажите связь между различными видами теплоемкости. 4. Приведите формулу для расчета теплоемкости газовой смеси. 5. Дайте определение понятиям: тепловой эффект химической реакции и стандартный тепловой эффект реакции. 6. Сформулируйте закон Гесса и приведите следствия, вытекающие из него. 7. Сформулируйте закон Кирхгофа и изобразите его математически. 8. Дайте определения понятиям: стандартная энтальпия образования вещества, теплота горения, растворения и нейтрализации. 9. Приведите формулировки второго закона термодинамики. 10. Приведите статистическое толкование энтропии. 11. Объясните, к какому виду процессов следует отнести растворение кислорода в воде (самопроизвольные или несамопроизвольные), если известно, что он протекает с убылью гиббсовой энергии. 12. Охарактеризуйте влажный и сухой насыщенный пар, перегретый пар. 13. Объясните термодинамику влажного газа. Тема 1.3 Химическое равновесие Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия. Связь между Кр и Кс. Изменение энергии Гиббса. Максимальная работа обратимого процесса. Термодинамические потенциалы. Уравнения изохоры и изобары реакции. Факторы, влияющие на положение равновесия. Принцип Ле- Шателье, его практическое применение. Практическая работа № 4 Вычисление констант равновесия, величин химического сродства. Определение направленности протекания химических реакций. Методические указания к теме 1.3 Понятие химического равновесия и основные положения этой темы известны учащимся по курсам общей химии. Поэтому основной задачей является научиться на основании термохимических данных, рассчитывая термодинамический потенциал реакции определять температуру, при которой устанавливается состояние равновесия, для простейших реакций находить состав смеси в момент равновесия, рассчитывать выход продукта при изменении температуры реакции. Техник-технолог должен уметь на основании принципа Ле-Шателье и кинетических закономерностей подбирать оптимальные условии проведения химического процесса, знать методы управления ими. Примерные решения задач к теме 1.3 Пример: Вычислите константу равновесия К при 25 ºС и 101325 Па для реакции 2Н2 S(г) + SО2 (г) D 2Н2 О(ж) + 3S(тв) используя табличные значения стандартных величин термодинамических функций. Решение: По формуле (V.14) вычисляем изменение стандартного изобарного потенциала: Вопросы для самоконтроля: 1. Опишите обратимые и необратимые процессы. Приведите примеры этих процессов. 2. Объясните особенности химического равновесия и покажите связь между Кр и Кс . 3. Раскройте сущность химического сродства. Объясните, что является мерой реакционной способности химической системы? 4. Запишите уравнение изотермы реакции. Что эти уравнения позволяют определить? 5. Запишите уравнения изохоры и изобары реакции. Какие величины можно рассчитать по этим уравнениям? 6. Сформулируйте принцип Ле-Шателье и выполните упражнение. В промышленности некоторые металлы получают восстановлением их оксидов водородом. Например: WО3(кр) + 3Н2(г) " W(кр) + 3Н2 О(г) . Как повлияет на глубину процесса восстановления: а) повышение общего давления системы; б) повышение температуры системы; в) «вентиляция» системы потоком водорода; г) увеличение количества оксида металла? Тема 1.4 Фазовое равновесие Гомогенные и гетерогенные системы. Основные понятия термодинамики фазового равновесия. Правило фаз Гиббса. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Диаграммы состояния однокомпонентных и двухкомпонентных систем с простой эвтектикой. Термографический анализ. Практическая работа № 5 Определение числа фаз, компонентов и степени свободы в различных системах. Методические указания к теме 1.4 Прежде всего, следует твердо усвоить основные понятия фазового равновесия. При этом важно помнить: 1. Любое число газов в системе составляет одну фазу, т.к. между различными газами нет границы раздела. 2. Каждое твердое вещество – отдельная фаза, т.к. сколько твердых веществ – столько и фаз. На основании правила фаз рассмотрите основные диаграммы одно- и двухкомпонентных систем. Примерные решения задач к теме 1.4 Пример: Определите число степеней свободы системы: SiО2 + 3С = SiС + 2 СО (Т) (Т) (Т) (Г) Решение: Задача решается по правилу фаз: С + Ф = К + 2, где Ф – число фаз; К – число независимых компонентов; С – число степеней свободы. В данной системе 3 твердых вещества (SiО2 , С, SiС), каждое твердое вещество – отдельная фаза; любая смесь газов всегда одна фаза, но здесь вообще одно газообразное вещество – СО. Следовательно, Ф=4 (3 твердых фазы и 1 газовая). Число независимых компонентов К равно общему числу реагирующих веществ минус число уравнений, их связывающих; следовательно, К = 4 – 1 = 3. Поэтому С + 4 = 3 + 2; С = 1. Система имеет одну степень свободы. Вопросы для самоконтроля 1. Дайте определения следующим понятиям: фаза, компонент, степень свободы. 2. Приведите правило фаз. 3. Определите число степеней свободы: а) насыщенного раствора борной кислоты над осадком Н3 ВО3 ; в) влажного воздуха, содержащего пары хлора; в) нефти. 4. Приведите уравнение Клаузиуса-Клапейрона и исходя из него объясните особенности фазовых переходов. Тема 1.5 Растворы Растворение как физико-химический процесс. Факторы, влияющие на процесс растворения. Гидратная теория растворов Д.И.Менделеева. Растворы идеальные, реальные, предельно разбавленные. Растворы электролитов. Осмотическое давление в растворах неэлектролитов и электролитов. Применение модели идеальных растворов к разбавленным растворам. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации. Давление пара над разбавленными растворами. Первый закон Рауля. Температура замерзания и кипения растворов. Второй закон Рауля. Эбуллиоскопическое и криоскопическое определение молярной массы. Давление пара над смесью неограниченно растворимых жидкостей. Азеотропные смеси. Законы Коновалова. Равновесие в системе жидкость-жидкость. Закон распределения. Экстракция. Растворы газов в жидкостях. Закон Генри. Закон Генри-Дальтона. Их применение. Практическая работа № 6 Проведение расчета осмотического давления, концентрация и степени диссоциации растворов, упругости пара над растворами. Определение температуры кипения и замерзания растворов, молярной массы по температуре кипения и замерзания. Методические указания к теме 1.5 В изучаемом курсе необходимо научиться рассчитывать основные молекулярно-кинетические свойства растворов: осмотическое давление, давление пара над раствором, температуру замерзания и кипения раствора. Очень важно усвоить закон Рауля и закон Коновалова для сознательного изучения процессов фракционной перегонки и ректификации в курсе «Процессы и аппараты химической промышленности», знать закономерности перегонки реальных двойных жидких смесей (II закон Коновалова), применяемой для разделения продуктов реакции. Знание закона распределения поможет понять процесс экстракции, применяемой в химической технологии. Простое положение: растворимость газа в жидкости растет с ростом давления и газа и понижением температуры газа и жидкости – находит широчайшее применение во всех технологических процессах. Попробуйте показать это на примерах из своей производственной практики (улучшение технологии и забота об охране окружающей среды). Примерные решения задач к теме 1.5 Пример 6. Вычислить молярность раствора глюкозы, если массовая доля С6 Н12 О6 0,01 (1 %). Плотность раствора принять равной единице. Решение: В 100 г раствора глюкозы заданной концентрации содержится 1 г глюкозы. Так как rраст = 1, то масса 1 л раствора равна 1 кг. Содержание глюкозы в 1 л равно 1000х1/100 = 10 г, что составляет 10/180 = 0,055 моль. МС6Н12О6 = 180. Следовательно, раствор глюкозы 0,055 М. Пример 7. Определить нормальность раствора серной кислоты, если массовая доля Н2 SО4 0,30 (30 %). Плотность раствора равна 1,224 г/см3. Решение: Определим массу 1 л серной кислоты указанной концентрации 1000х1,224 = 1224 г. В растворе содержится = 367,2 г Н2 SО4 , или 367,2 : : 49 = 7,5 г-экв. Следовательно, раствор серной кислоты 7,5 н. Пример 8. Имеется раствор серной кислоты с массовой долей Н2 SО4 0,1 (10 %). Вычислите молярность этого раствора. Решение: В 100 г раствора серной кислоты содержится 10 г Н2 SО4 и 90 г воды. Определим содержание серной кислоты в 1000 г воды; оно равно 1000х10/90 = 111,1 г, или 111,1/98 = 1,13 моль. Раствор серной кислоты с массовой долей Н2 SО4 0,1 (10 %) 1,13 m. Пример 9. Вычислите молярные доли воды и спирта в водном растворе спирта, если массовая доля спирта 0,4 (40 %). Решение: В 100 г раствора указанной концентрации содержатся 40 г спирта С2 Н5 ОН и 60 г воды. Вычисляем количество молей спирта и воды: nb = 40/46 = 0,87 моль С2 Н5 ОН; nа = 60/18 = 3,33 моль Н2 О Сумма nа + nb = 4,20 моль. Согласно (III.10) и (III.11). для спирта Nb = 0,87/4,20 = 0,207 (20,7 %), для воды Nа = 3,33/4,20 = 0,793 (79,3 %). Пример 10. Осмотическое давление 0,1 н. ZnSО4 при 0 ºС равно 1,59х105 Па. Определить кажущуюся степень диссоциации соли в данном растворе. Решение: Концентрация раствора сульфата цинка равна 0,05 моль/л, или 0,05 кмоль/м3 . Для растворов электролитов применяем формулу (III.16), из которой находим изотонический коэффициент: i = = = 1,401 Соль ZnSО4 при диссоциации образует два иона (К=2). Согласно (III.18) i = 1 + a.Отсюда a = i – 1 = 1,401 – 1 = 0,401 или a = 40,1 %. Вопросы для самоконтроля: 1. Объясните, почему растворение является физико-химическим процессом? 2. Перечислите факторы, влияющие на процесс растворения. 3. Сформулируйте основные положения гидратной теории Д.И.Менделеева. 4. Охарактеризуйте идеальные, реальные, предельно разбавленные растворы и растворы электролитов. 5. Дайте определение понятиям «осмотическое давление». 6. Приведите уравнение Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов и растворов электролитов. 7. Покажите связь изотонического коэффициента со степенью диссоциации. 8. Сформулируйте первый закон Рауля. 9. Объясните, почему понижается давление пара и температура замерзания, растет температура кипения раствора по сравнению с чистым растворителем? 10. Сформулируйте второй закон Рауля. 11. Раскройте физический смысл криоскопической и эбуллиоскопической постоянной. 12. Объясните сущность эбуллиоскопии и криоскопии. 13. Раскройте сущность законов Коновалова. 14. Опишите состав азеотропных смесей. 15. Сформулируйте закон Генри и закон Генри-Дальтона. 16. Раскройте сущность закона распределения. 17. Охарактеризуйте процесс экстракции. Тема 1.6 Электрохимия Задачи электрохимии. Проводники I и II рода. Полупроводники. Удельная электропроводность и ее измерение. Теория сильных электролитов. Эквивалентная электропроводность. Закон Кольрауша. Связь между степенью диссоциации и эквивалентной электропроводностью. Закон разбавления Оствальда. Кондуктометрическое титрование. Электродные потенциалы. Стандартные и индикаторные электроды. Уравнение Нернста. Ряд стандартных электродных потенциалов. Гальванические элементы. Элементы Якоби-Даниэля, Вестона. Электродвижущая сила гальванического элемента, ее измерение. Концентрационные элементы. Диффузионный потенциал. Окислительно-восстановительные потенциалы. Потенциометрическое определение концентрации ионов водорода. Потенциометрическое титрование. Электролиз растворов и расплавов электролитов. Законы Фарадея. Электрохимическая коррозия металлов. Способы защиты от нее. Практическая работа № 7 Вычисление удельной и эквивалентной электропроводности, электродных потенциалов, электродвижущей силы гальванических элементов. Вычисления по законам Фарадея. Методические указания к теме 1.6 Электрохимия – раздел физической химии, изучающий закономерности взаимопревращения электрической и химической энергии. Тема состоит из теории электропроводности растворов, описания устройства и работы гальванических элементов и теории электролиза. Основное внимание следует обратить на раздел «Электролиз». Важно изучить химическую сущность процесса, знать законы электролиза Фарадея, уметь рассчитать массу вещества, необходимое время электролиза, силу тока и т.д. по объединенному закону Фарадея, знать практическое применение и перспективы электролиза. При изучении теории электропроводности важно научиться определять по величине электропроводности раствора степень электролитической диссоциации, константу диссоциации. Необходимо знать устройство и принцип работы гальванического элемента, метод расчета величин ЭДС. Примерные решения задач к теме 1.6 Пример: Какие процессы протекают на электродах при электролизе раствора сульфата кальция? Какие вещества и в каком количестве выделяются на электродах при прохождении через раствор тока 3,6 а в течение 42 минут? Вопросы для самоконтроля: 1. Объясните, в чем заключается различие между проводниками I и II рода. 2. Охарактеризуйте удельную электропроводность и приведите порядок ее определения. 3. Раскройте сущность закона Кольрауша. 4. Объясните связь между степенью диссоциации и эквивалентной электропроводностью. 5. Раскройте сущность закона разбавления Оствальда. 6. Опишите метод кондуктометрического титрования. 7. Дайте понятия об электродных потенциалах, стандартных и индикаторных электродах. 8. Приведите уравнение Нернста. 9. Объясните, каким образом построен ряд стандартных электродных потенциалов. 10. Дайте определение понятия «гальванический элемент». 11. Охарактеризуйте элементы Якоби-Даниэля и Вестона. 12. Опишите, как измеряют электродвижущую силу гальванического элемента. 13. Охарактеризуйте концентрационный и окислительно-восстановительный элементы. 14. Приведите порядок потенциометрического определения концентрации ионов водорода. 15. Охарактеризуйте метод потенциометрического титрования. 16. Охарактеризуйте процессы электролиза растворов и расплавов электролитов. 17. Сформулируйте законы Фарадея. 18. Объясните сущность процесса электрохимической коррозии. 19. Приведите способы защиты от коррозии. Тема 1.7 Химическая кинетика и катализ Скорость химической реакции. Гомогенная и гетерогенная система. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Закон действия масс. Константа скорости реакции, ее физический смысл. Классификация химических реакций. Кинетические уравнения реакций первого и второго порядка. Полупериод реакции. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Теория активации молекул. Активные молекулы. Методы активации. Энергия активации. Уравнение Аррениуса, его использование для определения константы скорости и энергии активации. Цепные реакции, их особенности. Работы Н.Н.Семенова и его школы. Механизм цепной реакции. Фотохимические и радиационно-химические процессы. Процессы, протекающие со взрывом. Определение оптимальных условий ведения химико-технологических процессов. Методы определения порядка реакции. Поверхностные явления и адсорбция. Особенности адсорбции на поверхности твердого тела, ее зависимость от различных факторов. Изотерма адсорбции Ленгмюра. Уравнения Фрейндлиха и Ленгмюра. Катализ. Изменение величины энергии активации химической реакции. Особенности каталитических реакций. Гомогенные каталитические процессы. Теория промежуточных соединений Оствальда. Автокатализ. Гетерогенный катализ. Применение каталитических процессов в химической технологии. Практическая работа № 8 Вычисление константы скорости химической реакции, температурного коэффициента, энергии активации. Методические указания к теме 1.7 После изучения данной темы нужно знать, что скорость химической реакции – изменение количеств реагирующих веществ в единицу времени по реакционному объему аппарата и для ее увеличения необходимо: 1. Повысить температуру в зоне реакции, причем повышение ее на каждые 10 °С увеличивает скорость реакции в 2-4 раза. 2. Повысить давление в системе, если реагирующие вещества находятся в газообразном состоянии (закон действия масс). 3. Повысить концентрацию реагирующих веществ. 4. Ввести катализатор. Под катализатором следует понимать вещество, ускоряющее химическую реакцию за счет проведения ее по пути с наименьшей энергией активации, т.е. по энергетически наиболее выгодному пути. Необходимо знать классификацию химических реакций по молекулярности и порядку, кинетические уравнения реакций I и II порядка. Важно усвоить особенности каталитических процессов, знать теории гомо- и гетерогенного катализа, понимать механизм цепных реакций; поскольку в многотоннажной химической промышленности преобладающее большинство процессов происходит на катализаторе, нужно знать три стадии протекания каталитического процесса на твердом катализаторе и способы управления процессом в зависимости от лимитирующей стадии. Нужно уметь показать, как в химической технологии применяются все более активные и экономичные катализаторы. Материал этих тем будет особенно необходим при изучении спецтехнологии. Примерные решения задач к теме 1.7 Так как скорость и константа скорости реакции прямо пропорциональны, то скорость реакции при введении катализатора возрастает в 2089 раз. Вопросы для самоконтроля: 1. Дайте определение понятия «скорость химической реакции». 2. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции. 3. Сформулируйте закон действия масс. 4. Раскройте физический смысл константы скорости реакции. 5. Приведите классификацию химических реакций. 6. Дайте понятие определения «полупериод реакции». 7. Сформулируйте правило Вант-Гоффа. 8. Объясните сущность теории активации молекул. 9. Дайте определение понятия «энергия активации». 10. Приведите уравнение Аррениуса и объясните, для чего оно используется? 11. Изложите особенности и механизм цепной реакции. 12. Охарактеризуйте фотохимические и радиационно-химические процессы и оптимальные условия ведения химико-технологических процессов. 13. Опишите методы определения порядка реакции. 14. Проанализируйте поверхностные явления и процесс адсорбции. 15. Изложите особенности адсорбции на поверхности твердого тела и объясните ее зависимость от различных факторов. 16. Объясните изотерму адсорбции Ленгмюра и уравнения Фрейндлиха и Ленгмюра. 17. Раскройте суть катализа и автокатализа. 18. Опишите особенности каталитических реакций. 19. Объясните суть теории промежуточных соединений Оствальда. 20. Объясните механизм гомогенного и гетерогенного катализа. 21. Объясните применение каталитических процессов в химической технологии. Раздел 2. Основы коллоидной химии Коллоидная химия – физическая химия дисперсных систем. Роль дисперсных систем в природе и технике. Классификация дисперсных систем. Получение и очистка дисперсных систем. Молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем: броуновское движение; диффузия; осмотическое давление; агрегативная, седиментационная устойчивостью Оптические свойства дисперсных систем: эффект Тиндаля-Фарадея, опалесценция, окраска. Теория строения коллоидных частиц. Термодинамический и электрокинетический потенциалы. Изоэлектрическое состояние. Электрокинетические явления в золях. Электрофорез. Электросмос. Коагуляция. Коагулирующее действие различных факторов (изменение температуры и концентрации электролитов). Правило Шульце-Гарди. Порог коагуляции. Пептизация. Микрогетерогенные системы. Эмульсии, их классификация, свойства, получение, значение. Эмульгаторы. Суспензии, их получение, свойства, значение. Пены, их получение, свойства, применение. Пенообразователи и пеногасители. Аэрозоли, их классификация, свойства, применение. Взрывоопасность пыли. Разрушение аэрозолей. Порошки, их свойства. Практическая работа № 9 Составление формул мицелл гидрофильных золей. Вычисление величины электрокинетического потенциала коллоидных мицелл. Практическая работа № 10 Вычисление величины удельной адсорбции. Определение коагулирующей способности и порога коагуляции электролитов. Лабораторная работа №2 Получение золей и изучение их свойств. Проведение коагуляции золей электролитами. Изучение процессов получения и разрушения, обращения фаз эмульсий. Методические указания к разделу 2 Молекулярно-кинетические свойства коллоидных систем. Диффузия, броуновское движение. Оптические свойства коллоидных систем, эффект Фарадея-Тиндаля. Факторы, от которых зависит интенсивность рассеянного света. Сравнение оптических и молекулярно-кинетических свойств коллоидных систем с истинными растворами. Понятие о нефелометрическом методе анализа. Современные методы анализа коллоидных систем с помощью электронного микроскопа. Электрические свойства коллоидных систем. Термодинамический и электрокинетический потенциал. Электрофорез и электросмос. Практическое использование этих явлений. Строение двойного электрического слоя. Строение коллоидной частицы. Коагуляция. Коагулирующее действие различных факторов (повышение температуры, действие растворов электролитов, взаимная коагуляция). Процесс пептизации. Основные факторы устойчивости коллоидных систем. Понятие о кинетической и агрегатной устойчивости. Коллоидная химия изучает свойства высокодисперсионных систем. Обратите внимание на способы получения и очистки коллоидных растворов, молекулярно-кинетические, оптические и электрокинетические свойства. Важно усвоить строение и уметь составить формулу мицеллы золя, определить знак гранулы, заряд коагулирующего иона. Примерные решения задач к разделу 2 Пример 1. Для получения золя хлорида серебра смешали 15 см3 0,025 н. КСl с 85 см3 0,005 н. AgNО3 . Написать формулу мицеллы полученного золя. Решение. Определяем, какой из растворов взят в избытке: число мг-экв КСl 15 · 0,025 = 0,375 мг-экв, число мг-экв AgNО3 85·0,005 = 0,425 мг-экв В растворе имеется избыток AgNО3 . Ядром коллоидных частиц золя AgСl будут адсорбироваться преимущественно ионы Ag+ и частично ионы NО3 - . Формула мицеллы золя хлорида серебра будет [(mAgCl) n Ag+ (n – х) NО3 - ]х+ · NО3 - Пример 2. В три колбы налито по 100 см3 золя Fе(ОН)3 . Чтобы вызвать явную коагуляцию золя, потребовалось добавить в первую колбу 10,5 см3 1 н. КСl, во вторую – 62,5 см3 0,01 н. Nа2 SО4 , в третью – 37,0 см3 0,001 н. Nа3 РО4 . Вычислить пороги коагуляции и определить знак заряда частиц золя. Решение: Определяем, сколько мг-экв КСl содержится в 10,5 см3 1 н. 10,5·1 = 10,5 мг-экв КСl Общий объем раствора (золь + раствор электролита) 100 + 10,5 = 110,5 см3 Вычисляем порог коагуляции (мг-экв на 1 л золя) для КСl с КСl = (10,5/110,5)·100 = 95 мг-экв/л. Аналогично рассчитываем пороги коагуляции для Nа2 SО4 и Nа3 РО4 62,5 х 0,01 = 0,625 мг-экв Nа2 SО4, с Nа2SО4 = (0,625/162,5)1000 = 3,8 мг-экв/л, 37,0 х 0,001 = 0,037 мг-экв Nа3 РО4, с Nа3РО4 = (0,037/137)х1000 = 0,27 мг-экв/л. Электролиты КСl, Nа2 SО4 и Nа3 РО4 содержат катионы одинакового заряда, а заряд их анионов различен. Чем заряд аниона больше, тем порог коагуляции становится меньше. Самый наименьший порог коагуляции и, следовтаельно, наивысшая коагулирующая способность у ионов РО4 3- . На основании полученных данных можно сделать вывод, что частицы золя Fе(ОН)3 заряжены положительно. Пример 3. Электрокинетический потенциал частиц гидрозоля 50 мВ. Приложенная внешняя э.д.с. 240 В, а расстояние между электродами 40 см. вычислить электрофоретическую скорость частиц золя, если форма их цилиндрическая. Вязкость воды 0,001 Пахс, а диэлектрическая проницаемость среды 81. Решение. Из формулы (VIII.2) u = zeН/4ph. По формуле (VIII.3) Н = Е/l = 240/0,4 = 600 В/м, u = = 2,15х10-5 м/с (1/9х109 – коэффициент, выражающий диэлектрическую проницаемость e в единицах системы СИ, Ф/м.). Вопросы для самоконтроля: 1. Раскройте сущность коллоидной химии. 2. Поясните роль дисперсных систем в природе и технике. 3. Изложите классификацию дисперсных систем и опишите их получение и очистку. 4. Охарактеризуйте молекулярно-кинетические и оптические свойства дисперсных систем. 5. Раскройте сущность теории строения коллоидных частиц. 6. Охарактеризуйте термодинамический и электрокинетический потенциалы, изоэлектрическое состояние, электрокинетические явления в золях. 7. Опишите процесс коагуляции и объясните коагулирующее действие различных факторов. 8. Сформулируйте правило Шульце-Гарди. 9. Объясните сущность понятий: порог коагуляции и пептизация. 10. Изложите особенности микрогетерогенных систем. 11. Опишите эмульсии, суспензии, пены, аэрозоли, порошки, их классификацию, получение, свойства, применение. Раздел 3. Высокомолекулярные соединения, их растворы Состав, получение, классификация полимеров. Первичная структура, гибкость и эластичность цепей макромолекул. Фазовые и агрегатные состояния полимеров. Механические свойства полимеров: упругость, деформация, вязкость. Прочность, пластичность. Смачивание полимеров. Взаимодействие полимеров с растворителями. Набухание, растворение полимеров. Растворы высокомолекулярных соединений. Их классификация. Свойства разбавленных растворов: термодинамическая устойчивость, осмотическое давление, светорассеяние, вязкость. Применение полимеров. Методические указания к разделу 3 Наша жизнь немыслима без широкого использования всевозможных полимерных материалов, в связи с чем интенсивно развивается и расширяется их производство. Поэтому, очень важно обратить внимание на состав, процесс получения, структуру полимеров, гибкость и эластичность цепей макромолекул, фазовые и агрегатные состояния, механические свойства. Важно усвоить сущность процессов смачивания, набухания и растворения полимеров; знать характеристику растворов высокомолекулярных соединений и свойства разбавленных растворов. Вопросы для самоконтроля: 1. Изложите состав и классификацию полимеров. 2. Опишите процесс получения полимеров. 3. Охарактеризуйте первичную структуру, гибкость и эластичность цепей макромолекул. 4. Охарактеризуйте фазовые и агрегатные состояния полимеров. 5. Опишите механические свойства полимеров. 6. Объясните сущность процессов смачивания полимеров, взаимодействия полимеров с растворителями, набухания и растворения. 7. Опишите растворы высокомолекулярных соединений и свойства разбавленных растворов. 8. Назовите области применения полимеров. Контрольная работа (Таблица вариантов) № вар. № КР Номера заданий, относящихся к данному варианту 01 1 1 31 61 91 121 151 181 2 211 241 271 301 331 02 1 2 32 62 92 122 152 182 2 212 242 272 302 332 03 1 3 33 63 93 123 153 183 2 213 243 273 303 333 04 1 4 34 64 94 124 154 184 2 214 244 274 304 334 05 1 5 35 65 95 125 155 185 2 215 245 275 305 335 06 1 6 36 66 96 126 156 186 2 216 246 276 306 336 07 1 7 37 67 97 127 157 187 2 217 247 277 307 337 08 1 8 38 68 98 128 158 188 2 218 248 278 308 338 09 1 9 39 69 99 129 159 189 2 219 249 279 309 339 10 1 10 40 70 100 130 160 190 2 220 250 280 310 340 11 1 11 41 71 101 131 161 191 2 221 251 281 311 341 12 1 12 42 72 102 132 162 192 2 222 252 282 312 342 13 1 13 43 73 103 133 163 193 2 223 253 283 313 343 14 1 14 44 74 104 134 164 194 2 224 254 284 314 344 15 1 15 45 75 105 135 165 195 2 225 255 285 315 345 16 1 16 46 76 106 136 166 196 2 226 256 286 316 346 17 1 17 47 77 107 137 167 197 2 227 257 287 317 347 18 1 18 48 78 108 138 168 198 2 228 258 288 318 348 19 1 19 49 79 109 139 169 199 2 229 259 289