Физическая и коллоидная химия: Программа и контрольные задания по курсу для студентов заочного отделения биолого-почвенного факультета

Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

ПРОГРАММА И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО КУРСУ “ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ” для студентов заочного отделения биолого-почвенного факультета

г. Ростов-на-Дону 2006

ВВЕДЕНИЕ Курс физической и коллоидной химии дает теоретическое обоснование химических и физико-химических процессов, лежащих в основе живой природы, позволяет проникать в сущность химических процессов, раскрывать их

внутренний

механизм

и

сознательно

управлять

химическими

превращениями. Изучение

данного

курса

базируется

на

знании

предшествующих

дисциплин: неорганической, органической и аналитической химии, физики, математики и других. Это связано с тем, что физическая химия изучает общие закономерности химических явлений, используя при этом физические законы и методы исследования. При самостоятельном изучении курса нужно соблюдать рекомендуемую ниже последовательность в изучении тем, так как успешное освоение каждой последующей темы базируется на знании основных положений предыдущей. Особое внимание следует обратить на формулировки законов и понятий, а так же на анализ формул и их применение. Учебным

планом

по

курсу

«Физическая

и

коллоидная

предусмотрен лекционный курс, одна контрольная работа,

химия»

лабораторный

практикум, теоретический зачет. Студент-заочник

обязан

сдать

в

положенный

срок

на

проверку

контрольную работу, выполнить лабораторный практикум и получить два зачета по этим видам учебной нагрузки. После этого сдать теоретический зачет по всему курсу, программа которого приведена ниже. Студент, не получивший зачет по контрольной работе или по лабораторному практикуму, к теоретическому зачету не допускается.

3

1 ПРОГРАММА

1.1 О с н о в ы х и м и ч е с к о й т е р м о д и н а м и к и и т е р м о х и м и и. П е р в о е н а ч а л о т е р м о д и н а м и к и Основные

понятия

(изолированные,

термодинамики.

открытые,

Термодинамические

функции

закрытые, состояния,

Термодинамические гомогенные,

системы

гетерогенные).

термодинамические

процессы.

Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики, его формулировки и математическое выражение для изохорного, изобарного, изотермического и адиабатического процессов. Термохимия. Тепловой эффект химического процесса. Закон Гесса и его следствия. Зависимость теплового эффекта

реакции

от

температуры

(формула

Кирхгофа).

Стандартные

термодинамические величины и их использование для расчета тепловых эффектов химических реакций. 1.2 В т о р о й з а к о н т е р м о д и н а м и к и Самопроизвольные и вынужденные, обратимые и необратимые процессы. Направление естественных процессов. Формулировки и математическое выражение

второго

закона

термодинамики.

Понятие

об

энтропии и

термодинамических потенциалах. Условия равновесия и направленность изотермических процессов в изолированных и открытых системах. Уравнение Гиббса-Гельмгольца.

4

1.3 Х и м и ч е с к о е р а в н о в е с и е Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и разные способы ее выражения. Смещение химического равновесия при изменении внешних условий протекания химической реакции (температуры, давления, концентрации). Правило Ле-Шателье. Максимальная работа химической реакции. Изотерма химической реакции Вант-Гоффа и ее применение для определения условий протекания химических процессов. Зависимость константы равновесия от температуры. Изохора и изобара химической реакции. 1.4 Х и м и ч е с к а я к и н е т и к а. К л а с с и ф и к а ц и я

реакций

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости. Понятие о молекулярности и порядке реакции. Классификация реакций. Последовательные, параллельные, сопряженные реакции. Свободные радикалы и цепные реакции. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Основы теории

активных

столкновений.

Энергия

активации.

Потенциальная

диаграмма. Гомогенный и гетерогенный катализ, его значение. Механизм действия катализаторов.

Требования,

предъявляемые

к

катализаторам.

Автокаталитические реакции. Ферментативный катализ, его особенности и значение. 1.5 У ч е н и е о р а с т в о р а х Определение понятия «раствор». Раствор газа в жидкости. Закон Генри. Растворы

жидкостей

в

жидкостях

при 5

ограниченной

растворимости.

Идеальные растворы. Коллегативные свойства растворов. Закон Рауля. Реальные растворы. Положительное и отрицательное отклонение от закона Рауля. Растворы твердых веществ в жидкостях. Температуры замерзания и кипения и их зависимость от концентрации. Криоскопия и эбулиоскопия как методы определения молекулярной массы нелетучих вещества. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Значение осмотического давления в жизни живых организмов и растений. 1.6 Р а с т в о р ы э л е к т р о л и т о в и э л е к т р о х и м и я Электролиты, особенности их физических свойств. Слабые и сильные электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Абсолютные скорости и подвижности ионов. Теория сильных электролитов. Активность и коэффициент активности. Закон ионной силы. Закон Кольрауша. Удельная и эквивалентная электропроводность. Возникновение разности потенциалов на границе электрод-раствор. Электродный

потенциал.

Формула

Нернста.

Гальванический

элемент.

Электродвижущая сила гальванического элемента. Электролиз. Законы Фарадея. 1.7 К о л л о и д н а я х и м и я. О с н о в н ы е п о н я т и я ф и з и к о – х и м и и д и с п е р с н ы х с и с т е м. А д с о р б ц и я Предмет коллоидной химии. Классификация дисперсных систем по избытку свободной энергии, дисперсности и агрегатному состоянию фаз. Методы получения коллоидных систем. Конденсация и диспергирование. Пептизация.

6

Электрокинетические явления. Электрофорез и электроосмос. Строение двойного

электрического

слоя

(ДЭС).

Электрокинетический

и

термодинамический потенциалы. Строение коллоидной мицеллы. Адсорбция. Виды адсорбции. Адсорбция на границе раздела жидкость-газ. Уравнение Гиббса. Правило Траубе. Адсорбция на твердых поверхностях. Изотермы адсорбции Фрейндлиха и Ленгмюра. 1.8 У с т о й ч и в о с т ь и к о а г у л я ц и я л и о ф о б н ы х коллоидов Агрегативная

и

кинетическая

устойчивость

коллоидных

систем.

Коагуляция. Электролитная коагуляция. Порог коагуляции. Правило ШульцеГарди. Лиотропные ряды. 2 СПИСОК ИСПОЛЬЗУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ Основная литература 2.1 Балезин С.А., Ерофеев Б.Е., Подобаев Н.И. Основы физической и коллоидной химии. М.: Просвещение. 1975. 2.2 Болдырев А.И. Физическая и коллоидная химия. М.: Высшая школа. 1983. 2.3 Евстратова К.И. Физическая и коллоидная химия. М.: Высшая школа. 1990. 2.4 Кузнецов В.В., Усть-Качкинцев В.Ф. Физическая и коллоидная химия. М.: Высшая школа. 1976. 2.5 Балезин С.А. Практикум по физической и коллоидной химии. М.: Просвещение. 1972. 7

2.6

Методические руководства по курсу: Физическая и коллоидная химия. Ростов-на-Дону. Изд-во Рост. ун-та. 1995, 2000, 2006.

2.7 Еремин В.В., Каргов С.И., Успенская И.А. и др. Задачи по физической химии. М.: Экзамен. 2003. Дополнительная литература 2.8 Киреев В.А. Курс физической химии. М.: Химия. 1975. 2.9 Воюцкий С.С. Курс коллоидной химии. М.: Химия. 1976. 2.10 Чанг Р. Физическая химия с приложением к биологическим дисциплинам. М.: Мир. 1980.

3 ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ Перед выполнением лабораторной работы студент-заочник обязан сдать преподавателю коллоквиум по теоретической и экспериментальной части работы, получив разрешение на ее выполнение. По окончанию работы следует представить преподавателю отчет, в котором должны быть приведены: фамилия студента, название работы, расчеты, графики, таблицы. Отчет должен заканчиваться выводом по основным положениям работы. Студент, не сдавший коллоквиум, к работе не допускается. В табл. 1 указан перечень лабораторных работ и рекомендуемая к ним некоторая литература.

8

Лабораторные работы Таблица 1 №

Перечень лабораторных работ

Литература, с 2.1

2.2

2.5

2.6

3.1 Измерение адсорбции уксусной кислоты на поверхности животного угля 3.2 Колориметрический метод измерения рН

241249

341-

126-

352

131

Адсорбционные явления на поверхности раздела фаз

157-

96101

Колориметрический метод измерения рН

3.3 Измерение поверхностного натяжения жидкостей 3.4 Получение коллоидных растворов

28-31 231236

202208 212222 40-42 353357

117121

302318 331337

282288 310322

208210 218220

Адсорбционные явления на поверхности раздела фаз Коллоиднодисперсные системы, их получение и свойства

53-64

56-63

19-27

142155

120133

42-52

3.5 Определение теплоты растворения соли 3.6 Измерение электропроводности растворов электролитов

168

9

Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса Электропроводность растворов электролитов

4 КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ 4.1 П р а в и л а в ы п о л н е н и я к о н т р о л ь н ы х р а б о т Цель контрольной работы заключается в выяснении степени подготовки студента по данному курсу и возможности применения полученных знаний при решении задач. Приступить к выполнению контрольной работы следует лишь после изучения материала всего курса. Перечень изучаемых разделов приводится в программе курса. Работа должна быть написана разборчиво и аккуратно. Для заметок преподавателя должны быть оставлены поля. На титульном листе указать полностью фамилию, имя и отчество студента. В конце работы - список используемой литературы, дату отправления и подпись студента. Самовольная замена вариантов контрольных работ недопустима. Принцип выбора номеров контрольных заданий заключается в следующем: написать фамилию, имя и отчество в одну строчку. Буквы пронумеровать. Например: Ш и п о в И в а н В л а д и м и р о в и ч 12345

6 7 8 9 10

выполняет следующие контрольные задания, номера которых представлены в табл. 2.

10

4.2 Н о м е р а з а д а н и й Таблица 2 Буквы алфавита Абй

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

1

11

21

31

41

51

61

71

81

91

Д ж ы

2

12

22

32

42

52

62

72

82

92

З е ъ

3

13

23

33

43

53

63

73

83

93

Ик ь л

4

14

24

34

44

54

64

74

84

94

М н о

5

15

25

35

45

55

65

75

85

95

П р т

6

16

26

36

46

56

66

76

86

96

У ф ч с

7

17

27

37

47

57

67

77

87

97

Хц г

8

18

28

38

48

58

68

78

88

98

Ш щ в

9

19

29

39

49

59

69

79

89

99

Э юя

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

Из первого столбца таблицы напротив буквы Ш задание № 9, из второго столбца напротив буквы и - № 14, из третьего столбца напротив буквы п № 26. Таким образом, этот студент выполняет №№ заданий: 9, 14, 26, 35, 49, 54, 69, 71, 85, 99. 4.3 К о н т р о л ь н ы е з а д а н и я 1. Формулировки термодинамики

и для

математические изохорного,

адиабатического процессов. 11

выражения изобарного,

первого

закона

изотермического

и

2. Функции состояния (внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, изохорно- и изобарно-изотермические потенциалы). Физический смысл, применение. 3. Термохимия.

Тепловой

эффект

реакции.

Закон

Гесса.

Теплоты

образования, сгорания, нейтрализации, растворения. 4. Закон Гесса, следствия из закона. Стандартные термодинамические величины и их использование для расчета тепловых эффектов химических реакций. 5. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Вывод уравнения Кирхгофа в интегральной форме. 6. Второй закон термодинамики, его значение в физической химии. Определения. Математическое выражение. 7. Направленность самопроизвольных процессов. Понятие об энтропии. Изменение

энтропии

обратимых

и

необратимых

процессов.

Несостоятельность концепции о тепловой смерти вселенной. 8. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца химической реакции, их значение в физической химии. Способы расчета. 9. Изотерма химической реакции Вант-Гоффа и ее применение для определения направления протекания химических реакций. 10. Максимальная

и

максимальная

полезная

работа

изотермического

процесса. 11. Равновесие в гомогенной и гетерогенной среде. Константа равновесия. Разные способы ее выражения. Смещение химического равновесия при изменении внешних факторов. 12. Зависимость константы равновесия от температуры. Изохора и изобара химической реакции, их применение в физической химии. 13. Способ

расчета

константы

химического

стандартных термодинамических величин.

12

равновесия

с

помощью

14. Влияние внешних факторов на химическое равновесие. Принцип ЛеШателье. 15. Изотерма, изохора и изобара химической реакции, их применение в физической химии. 16. Скорость химической реакции в гомогенной и гетерогенной среде. Зависимость от природы реагирующих веществ и их концентрации. Закон действующих масс. Константа скорости. 17. Молекулярность и порядок химических реакций. 18. Классификация реакций. Последовательные, параллельные, сопряженные, цепные реакции. Обратимые реакции. 19. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Потенциальная диаграмма. 20. Катализ, его значение. Гомогенный и гетерогенный катализ. Механизм действия катализаторов. 21. Ферментативный катализ, его особенности и значение. 22. Активность и селективность катализаторов. Автокатализ. Каталитические яды. 23. Коллегативные свойства разбавленных растворов. Их характеристика. 24. Идеальные растворы. Закон Рауля. 25. Реальные растворы. Положительное и отрицательное отклонение от закона Рауля. 26. Бинарные растворы жидкость – газ. Закон Генри. 27. Бинарные

растворы

растворимости.

жидкость

Диаграмма

–

жидкость

состояния,

при

критическая

ограниченной температура

растворения. 28. Бинарные

растворы

жидкость

–

жидкость

при

ограниченной

растворимости. Верхняя критическая температура растворения. Примеры.

13

29. Бинарные

растворы

жидкость

–

жидкость

при

ограниченной

растворимости. Нижняя критическая температура растворения. Примеры. 30. Температура замерзания разбавленных растворов. Криоскопия, ее применение. 31. Температура

кипения

разбавленных

растворов.

Эбулиоскопия,

ее

применение. 32. Осмос и осмотическое давление растворов. Закон Вант-Гоффа. Значение осмоса в жизнедеятельности живых организмов и растений. Понятие о тургоре и плазмолизе. 33. Удельная и эквивалентная электропроводность для сильных и слабых электролитов. Их зависимосит от концентрации. Уравнение Онзагера. 34. Применение закона действующих масс к электролитам. Закон разведения Оствальда. 35. Абсолютные скорости и подвижности ионов. Закон Кольрауша. 36. Числа переноса и подвижности ионов. Законы Кольрауша и Онзагера. 37. Активность и коэффициент активности. Закон ионной силы. 38. Слабые и сильные электролиты. Их характеристики (степень и константа диссоциации, активность и коэффициент активности). 39. Электродный потенциал. Вывод формулы Нернста. 40. Гальванический элемент. Э.Д.С. гальванического элемента. 41. Химические и концентрационные цепи. Расчет Э.Д.С. 42. Электролиз. Законы Фарадея. 43. Ионное произведение воды. Понятие о рН. Колориметрический метод определения рН. 44. Коллоидно-дисперсные системы. Их характеристика. 45. Общая характеристика коллоидных растворов. Методы их получения. 46. Строение коллоидной мицеллы.

14

47. Электрокинетические явления. Понятие об электроосмосе, электрофорезе, потенциалах оседания и протекания. 48. Строение ДЭС. Термодинамический и электрокинетический потенциалы. Зависимость от концентрации электролита. 49. Устойчивость коллоидной мицеллы. Критический потенциал. 50. Двойной электрический слой и условия его образования для дисперсных систем. 51. Двойной электрический слой в дисперсной системе по Гельмгольцу и Гуи-Чапману. Недостатки. 52. Двойной электрический слой в дисперсной системе по Штерну. Перезарядка коллоидных частиц. 53. Электролитная коагуляция. Правило Шульце-Гарди. 54. Принципы формирования мицеллы. Правило Липатова. Конкретные примеры. 55. Влияние электролитов

на устойчивость коллоидных систем. Порог

коагуляции. Лиотропные ряды. 56. Поверхностные

явления

и

адсорбция.

Физическая

адсорбция

и

хемосорбция. 57. Адсорбция на границе жидкость – газ. Поверхностно-активные вещества и их ориентация в поверхностном слое. Уравнение адсорбции Гиббса. Правило Траубе. 58. Адсорбция на границе твердое тело – жидкость, твердое тело –

газ.

Изотерма адсорбции Фрейндлиха. Недостатки. 59. Адсорбция на границе твердое тело – жидкость, твердое тело – газ. Изотерма

адсорбции

Ленгмюра.

Определение

констант

уравнения

Ленгмюра. 60. Изотермы адсорбции Гиббса, Фрейндлиха, Ленгмюра. Их сравнительный анализ. 15

61. Один моль идеального газа взятого при 25оС и 100 атм, расширяется обратимо и изотермически до 5 атм. Рассчитайте работу, поглощенную теплоту, ∆U, ∆H. 62. Один моль паров брома обратимо и изотермически сконденсировали в жидкость при 59оС. Рассчитайте работу, теплоту, изменение внутренней энергии и энтальпии в этом процессе. Удельная теплота испарения брома при этой температуре равна 184.1 Дж/г. o 63. Используя данные Приложения, рассчитайте ∆G298 для химической

реакции: 4HCl(г) + O2(г) =2Cl2(г) + 2H2O(ж). o 64. Используя данные Приложения, рассчитайте ∆G298 для химической

реакции: CO2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(ж). 65. Рассчитайте стандартные энергии Гиббса и Гельмгольца при 60°С для химической реакции: CH3COOH(ж) + 2H2(г) = C2H5OH(ж) + H2O(ж). 66. Используя данные таблицы, рассчитайте величины стандартных энергий Гиббса следующих реакций: α-D-Глюкоза(aq) + O2(г) → 2Пируват -(aq) +2Н+(aq) + 2H2O L-аспартат - (aq) + ½ O2(г) → Оксалоацетат2-(aq) + NH4+ Вещество

Вещество

o ∆G298 ,

α-D-Глюкоза

ккал/моль -219.22

Н

ккал/моль 0

Пируват –

-113.44

H2O

-56.69

L-аспартат –

-166.99

NH4+

-19.00

Оксалоацетат2-

-190.55

O2(г)

0

+

o ∆G298 ,

67. Рассчитайте максимальную полезную работу, которую можно получить в топливном элементе в результате реакции сгорания метана при 298 К. 16

68. Рассчитайте температуру замерзания водного раствора, содержащего 50.0 г этиленгликоля в 500 г воды. 69. Раствор, содержащий 0.81 г углеводорода Н(СН2)nH и 190 г бромистого этила, замерзает при 9.47°С. Температура замерзания бромистого этила 10°С, криоскопическая постоянная 12.5 К⋅кг/моль. Рассчитайте n. 70. Система, в которой протекает экзотермическая реакция СО(г) + 2Н2(г) = СН3ОН(г) находится в равновесии при 500 К и 10⋅105 Па. Как увеличить выход метанола, изменяя Т, p и концентрации всех компонентов реакции? Газы считать идеальными. 71.

Эквивалентная

электропроводность

водного

раствора

сильного

электролита при 25 °С равна 109.9 См⋅ см2/моль при концентрации 6,2⋅10-3 моль/л и 106.1 См⋅см2/моль при концентрации 1.5⋅10-2 моль/л. Какова эквивалентная электропроводность раствора при бесконечном разбавлении. 72. Водный раствор, содержащий 0.225 моль/л NaOH, замерзает при минус 0.667оС. Определите кажущуюся степень диссоциации NaOH в этом растворе, если криоскопическая постоянная воды 1.86. Плотность раствора принять равной 1. 73. Осмотическое давление крови составляет 0.811 МПа. Какова должна быть концентрация раствора NaCl , чтобы он был изотоничен с кровью. Примите степень диссоциации NaCl равной 0.950. 74. Рассчитайте активность электролита а и среднюю ионную активность а± в 0.2 m растворе AlCl3 при 25°С, если γ±=0.305. 75. Чему равна моляльность раствора Na3PO4, имеющего такую же ионную силу, как 0.36 моль/кг раствор KCl? 76. Ферментативная цепь дыхания заканчивается

цитохромоксидазой,

переносящей электроны на активированный кислород. Суммарная реакция 17

может быть представлена в виде: 2cyt c(red) + 1/2O2 + 2H+ → 2cyt c(ox) + H2O,

E° (25oC, pH = 7) = + 0.562 В.

Рассчитайте стандартную энергию Гиббса этой реакции. В каком направлении пойдет реакции при изменении кислотности раствора до: а) pH=4, б) pH=9? 77. Чему равен общий порядок элементарных реакций а)Cl+H2 →HCl+H б) 2NO + Cl2→2NOCl? Во сколько раз увеличится скорость этих реакций при увеличении давления в 3 раза? 78. Какой должна быть энергия активации, чтобы скорость реакции увеличилась в 3 раза при возрастании температуры на 10°С а) при 300 К б)1000 К? 79. Для газофазной реакции HJ + CH3J→CH4 + J2 энергия активации 140 кДж/моль. Константа скорости при 227°С равна 3.9⋅10-3 л/моль⋅с. Рассчитайте константу скорости при 310°С. При какой температуре константа скорости будет равна 1.0⋅10-3 л/моль⋅с? 80. Для реакции 2 N2O → 2 N2 + O2 константа скорости при температуре 986 К равна 6.72 л/моль⋅мин, а при температуре 1165 К – 977.0 л/моль⋅мин. Найдите энергию активации этой реакции и константу скорости при температуре 1053.0 К. 81. Для

реакции

CH3COOC2H5

+

NaOH

→

CH3COONa

+

C2H5OH

константа скорости при температуре 282.6 К равна 2.307 л/моль⋅мин, а при температуре 318.1 К – 21.65 л/моль⋅мин. Найдите энергию активации этой реакции и константу скорости при температуре 343 К. 82. Для реакции C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 константа скорости при температуре 298.2 К равна 0.762 л/моль⋅мин, а при температуре 328.1 К – 35.5 л/моль⋅мин. Найдите энергию активации этой реакции и константу скорости при температуре 313.2 К. 18

83. В системе CO + Cl2 = COCl2 концентрация увеличилась от 0.03 до 0.12 М, а концентрация хлора – от 0.02 до 0.06 М. Во сколько раз

возросла

скорость прямой реакции. 84. Используя данные приложения, определить какие из перечисленных оксидов могут быть восстановлены алюминием при 298 K:

CaO, FeO,

CuO, Fe2O3. 85. При 75°С давление пара воды равно 385 гПа. Оно понизилось на 4.92 гПа при растворении в 100 г воды 2.2 г хлорида аммония. Вычислить кажущуюся степень диссоциации NH4Cl в этом растворе. 86. В водном растворе при Т=310 К растворено 8.8 г/л хлорида натрия. Кажущаяся степень диссоциации NaCl 98%. Определить осмотическое давление и изотонический коэффициент. 87. В сосуд помещены электроды с поверхностью 2.5 см2. Расстояние между ними 5 см. Сосуд заполнен раствором 0.1 М КОН. При напряжении 6 В через раствор идет ток 0.02 А. Определить удельную и эквивалентную электропроводность. 88. При электролизе водного раствора SnCl2 на аноде выделилось 4.48 л хлора

(н.у.).

Найти

массу

выделившегося

на

катоде

олова.

Электрохимический эквивалент хлора Кэ = 0.37⋅10-3 г/кул. 89. Плотность тока, проходящего через катод, площадью 5⋅10-4 м2 500 А/м2. Рассчитать выход по току, если

через 15 минут на катоде

выделилось 0.15 г никеля. 90. Составить

схему

кадмиево-цинкового

гальванического

элемента

и

вычислить константу равновесия реакции, протекающей в этом элементе. Стандартные электродные потенциалы цинка и кадмия равны: о Е Zn = - 0.763 В, 2+ / Zn

91. Золь

о Е Cd = - 0.403 В. 2+ / Cd

Т=298 К.

AgJ получен при добавлении 8 мл водного раствора KJ

концентрацией

0.05

моль/л

к

10 19

мл

водного

раствора

AgNO3

концентрацией 0.02 моль/л. Напишите формулу мицеллы образовавшегося золя. Как заряжена частица золя? Каким методом можно определить этот заряд? 92. Золь гидроксида железа (III) получен при добавлении к 85 мл кипящей дистиллированной воды 15 мл 2%-ного раствора хлорида железа (III). Напишите формулу мицелл золя Fe(OH)3 , учитывая, что при образовании частиц гидроксида железа (III) в растворе присутствуют следующие ионы Fe3+, Cl-. Как заряжены частицы золя? 93. Порог коагуляции отрицательно заряженного гидрозоля As2S3 под действием KCl равен 4.9⋅10-2 моль/л. С помощью правил Шульце-Гарди и Дерягина-Ландау

для

этого

золя

рассчитайте

пороги

коагуляции,

вызываемой следующими электролитами: K2SO4, MgCl2, MgSO4, AlCl3, Al2(SO4)3. 94. Порог коагуляции положительно заряженного гидрозоля Fe(OH)3

под

действием NaCl равен 9.25 ммоль/л. С помощью правил Шульце-Гарди и Дерягина-Ландау

для

этого

золя

рассчитайте

пороги

коагуляции,

вызываемой следующими электролитами: KNO3, BaCl2, K2SO4, MgSO4, K2Cr2O7. 95. Для коагуляции 10 мл золя AgJ требуется 0.45 мл раствора Ba(NO3)2. Концентрация электролита 0.05 моль/л. Найти порог коагуляции золя. 96. Какое количество электролита K2Cr2O7 нужно добавить к 1.0 л золя Al2O3, чтобы вызвать его коагуляцию? Концентрация электролита 0.01 моль/л, порог коагуляции γ=0.63⋅10-3 моль/л. 97. Во сколько раз уменьшится порог коагуляции золя As2S3 , если для коагуляции вместо 0.5 моль/л NaCl (его требуется 1.2 мл на 10 мл золя) использовать 0.036 моль/л MgCl2 (0.4 мл на 10 мл золя) и 0.01 моль/л AlCl3 (0.1 мл на 10 мл золя)? Полученные значения γ сопоставить с

20

зависимостью порога коагуляции от валентности ионов, установленной Б.В. Дерягиным. 98. Как изменится величина порога коагуляции, если для коагуляции 10 мл золя

AgJ вместо 1.5 мл

KNO3 концентрации 1 моль/л

взять 0.5 мл

Ca(NO3)2 концентрации 0.1 моль/л или 0.2 мл Al(NO3)3 концентрации 0.01 моль/л?

Полученные

значения

порога

коагуляции

сопоставить

с

зависимостью от валентности ионов, установленной Б.В. Дерягиным. 99. Вычислить скорость электрофореза коллоидных частиц берлинской лазури в воде, если электрокинетический потенциал составляет ς = 0.058 В, градиент напряжения внешнего поля Н = 5⋅10-2 в/м, вязкость среды η = 10-3 н⋅сек/м2, диэлектрическая проницаемость ε = 81, электрическая константа εо = 8.85⋅10-12 ф/м. 100. Вычислить по формуле Ленгмюра величину адсорбции изоамилового спирта концентрации 0.1 кмоль/м3 на поверхности раздела водный раствор – воздух при 292 К по данным констант: Г∞ = 8.7⋅10-9 кмоль/м2, b = 42.

21

ПРИЛОЖЕНИЕ Стандартные термодинамические величины некоторых веществ Таблица 1 ∆Η°, кДж/моль

S°, Дж/моль⋅К

∆G°, кДж/моль

1

2

3

Al2O3 (к)

1676.0

50.9

1582.0

CuO (к)

- 162.0

42.6

- 129.9

FeO (к)

- 264.8

60.8

- 244.3

Fe2O3 (к)

- 822.2

87.4

- 740.3

CaO (к)

- 635.5

39.7

- 604.2

CH4 (г)

- 74.9

186.2

- 50.8

C2H5OH (ж)

- 277.6

160.7

- 174.8

CO2 (г)

- 393.5

213.7

- 394.4

0

130.5

0

- 92.3

186.8

- 95.2

0

205.0

0

H2O (ж)

- 285.8

70.1

- 237.3

H2O (г)

- 241.8

188.8

- 228.6

CH3COOH (ж)

- 484.5

159.8

- 389.9

0

223.1

0

Вещество

H2 (г) HCl (г) O2 (г)

Cl2 (г)

22

Некоторые постоянные величины Таблица 2 Величина

Численные значения, формулы

Универсальная газовая

8.314 Дж/моль⋅К

постоянная, R

1.987 кал/ моль⋅К 0.082 л⋅атм/ моль⋅К 62.36 л⋅мм рт.ст./ моль⋅К

Постоянная Фарадея, F

96500 кул/моль 26.8 А⋅час Т= t°C + 273

Абсолютная температура, T Электрохимический эквивалент, Кэ

Кэ = А/z⋅F

23