Методическое пособие для вузов Составители : В. Ю. Кондрашин, О. В. Долгих Издательско полиграфический

7
Растворы
высокомолекулярных
соединений
(
ВМС
). 
Методы
получе
-
ния
. 
Классификация
ВМС
. 
Кристаллическое
и
аморфное
состояние
ВМС
. 
Набухание
и
растворение
ВМС
. 
Механизм
набухания
. 
Лиотропные
ряды
ионов
. 
Вязкость
растворов
ВМС
. 
Методы
измерения
вязкости
ВМС
. 
Удель
-
ная
, 
приведенная
и
характеристичная
вязкости
. 
Определение
массы
поли
-
мера
вискозиметрическим
методом
. 
Причины
аномальной
вязкости
раство
-
ров
полимеров
. 
Осмотические
свойства
растворов
ВМС
. 
Полиэлектролиты
. 
Факторы
устойчивости
растворов
ВМС
. 
Застудневание
. 
Тиксотропия
студ
-
ней
и
гелей
. 
Синерезис
. 
ЛИТЕРАТУРА
 
ПО
 
ВТОРОЙ
 
ЧАСТИ
 
КУРСА
 
Основная
 (
учебники
) 
1.
Евстратова
К
.
И
. 
Физическая
и
коллоидная
химия
: 
учеб
. 
для
вузов
/ 
К
.
И
. 
Евстратова
[
и
др
.]. – 
М
. : 
ГЭОТАР
– 
Медиа
, 2008. – 704 
с
. 
2.
Мушкамбаров
Н
.
Н
. 
Физическая
и
коллоидная
химия
: 
курс
лекций
/ 
Н
.
Н
. 
Мушкамбаров
. – 
М
. : 
ГЭОТАР
– 
Медиа
, 2001. – 384 
с
. 
3.
Ершов
Ю
.
А
. 
Общая
химия
. 
Биофизическая
химия
. 
Химия
биоген
-
ных
элементов
: 
учеб
. 
для
вузов
/ 
Ю
.
А
. 
Ершов
[
и
др
.]. – 
М
. : 
Высш
. 
шк
., 
2007. – 559 
с
. 
Дополнительная
 (
для
 
углубленного
 
изучения
) 
1.
Физическая
химия
. 
В
2-
х
кн
. 
Кн
. 2. 
Электрохимия
. 
Химическая
ки
-
нетика
и
катализ
: 
учеб
. 
для
вузов
/ 
под
ред
. 
К
.
С
. 
Краснова
. – 
М
. : 
Высш
. 
шк
., 2001. – 319 
с
. 
2.
Стромберг
А
.
Г
. 
Физическая
химия
: 
учеб
. 
для
вузов
/ 
А
.
Г
. 
Стром
-
берг
, 
Д
.
П
. 
Семченко
. – 
М
. : 
Высш
. 
шк
., 2006. – 527 
с
. 
3.
Гельфман
М
.
И
. 
Коллоидная
химия
: 
учеб
. 
для
вузов
/ 
М
.
И
. 
Гельф
-
ман
, 
О
.
В
. 
Ковалевич
, 
В
.
П
. 
Юстратов
. – 
СПб
. : 
Лань
, 2008. – 336 
с
. 
Современные
 
справочники
 (
по
 
всем
 
разделам
 
физической
 
и
 
колоидной
 
химии
) 
1.
Новый
справочник
химика
и
технолога
. 
Химическое
равновесие
. 
Свойства
растворов
. – 
СПб
. : 
Профессионал
, 2004. – 998 
с
. 
2.
Новый
справочник
химика
и
технолога
. 
Электроидные
процессы
. 
Химическая
кинетика
и
диффузия
. 
Коллоидная
химия
. – 
СПб
. : 
Профессио
-
нал
, 2004. – 838 
с
. 
3.
Справочник
по
электрохимии
/ 
Под
ред
. 
А
.
М
. 
Сухотина
. – 
Л
. : 
Хи
-
мия
, 1981. – 488 
с
. 
 

8
Контрольная
 
работа
 
№
 3 
Ионная
 
сила
 
раствора
. 
Коэффициенты
 
активности
 
ионов
.
Электрическая
 
проводимость
 
растворов
 
электролитов
.
Кондуктометрическое
 
титрование
. 
Кулонометрический
 
анализ
. 
Электрометрическое
 
определение
 
рН
 
растворов
 
Основные
 
формулы
 
1. 
Ионная
сила
раствора
определяется
как
2
1
,
2
i i
i
I
m z
=
∑
где
z
i
– 
заряд
иона
(
в
единицах
заряда
протона
), 
m
i
– 
его
моляльная
концен
-
трация
. 
2. 
Активность
иона
a
i
 
выражается
произведением
моляльной
концентрации
иона
m
i
 
на
его
коэффициент
активности
γ
i
: 
.
i
i
i
a
m
= γ ⋅
Определить
экспериментально
активность
отдельного
иона
a
i
(
катиона
а
+
и
аниона
а
–
) 
невозможно
. 
Поэтому
вводится
понятие
средней
ионной
актив
-
ности
а
±
и
, 
соответственно
, 
среднего
ионного
коэффициента
активности
γ
±
. 
Для
электролита
, 
образующего
ν
+
катионов
и
ν
–
анионов
,
(
)
1/
,
a
a
a
a
a
+
−
+
−
ν
ν
ν
ν
ν
ν
±
+
−
+
−
=
⋅
=
⋅
где
ν
= 
ν
+
+ 
ν
–
. 
Аналогичным
образом
определяют
(
)
1/
.
+
−
+
−
ν
ν
ν
ν
ν
ν
±
+
−
+
−
γ = γ ⋅ γ
= γ ⋅ γ
Тогда
средняя
ионная
активность
будет
равна
,
a
m
±
±
±
= γ ⋅
где
m
±
– 
средняя
ионная
моляльность
, 
равная
(
)
1/
.
m
m
m
+
−
+
−
ν
ν
ν
ν
ν
ν
±
+
−
+
−
=
ν ⋅ ν
=
ν ⋅ ν
Активность
электролита
(
общая
активность
электролита
) 
определяет
-
ся
как
( ) (
)
.
a
a
m
ν
ν
±
±
±
=
= γ
Заметим
, 
что
согласно
закону
ионной
силы
коэффициенты
активности
ионов
γ
i
зависят
только
от
их
заряда
z
i
 
и
ионной
силы
раствора
 I
. 

9
3. 
Электрическая
проводимость
(
электропроводность
) – 
величина
, 
обратная
сопротивлению
R
i
:
1
.
R
Κ =
Она
имеет
размерность
Ом
–1
. 
Для
проводника
постоянного
сечения
1
1
,
s
s
R
l
l
Κ =
= ⋅ = κ
ρ
где
ρ
– 
удельное
сопротивление
; 
s
– 
площадь
сечения
проводника
; 
l
– 
длина
проводника
; 
κ
– 
удельная
электропроводность
(
величина
, 
обратная
удель
-
ному
сопротивлению
). 
4. 
Удельной
электропроводностью
κ
раствора
называется
электропровод
-
ность
слоя
раствора
длиной
1 
см
, 
заключенного
между
электродами
площа
-
дью
1 
см
2
. 
Ее
размерность
– 
Ом
–1
·
см
–1
. 
В
системе
SI 
удельная
электропро
-
водность
измеряется
в
Ом
–1
·
м
–1
. (
В
задачах
контрольной
работы
№
3 
ис
-
пользуется
размерность
Ом
–1
·
см
–1
). 
5. 
Эквивалентной
электропроводностью
Λ
называется
электропроводность
такого
объема
раствора
, 
в
котором
содержится
1 
моль
 
эквивалентов
раство
-
ренного
вещества
, 
при
условии
, 
что
электроды
находятся
на
расстоянии
1 
см
друг
от
друга
: 
1000
.
c
κ ⋅
Λ =
Здесь
с
– 
эквивалентная
концентрация
(
нормальность
) 
раствора
, 
выражен
-
ная
в
моль
/
л
. 
Коэффициент
1000 
обусловлен
использованием
в
формуле
единицы
длины
– 
см
и
единицы
объема
– 
л
: 1 
л
= 1000 
см
3
. 
Тогда
размер
-
ность
Λ
будет
выражена
в
Ом
–1
·
см
2
·
моль
-1
. 
6. 
Эквивалентная
электропроводность
Λ
растворов
электролитов
возрастает
с
разбавлением
раствора
и
при
бесконечном
разбавлении
(
с
→
0) 
приближа
-
ется
к
предельному
значению
Λ
0
, 
которое
называется
эквивалентной
элек
-
тропроводностью
раствора
при
бесконечном
разбавлении
. 
7. 
Согласно
закону
Кольрауша
, 
Λ
0
при
бесконечном
разбавлении
раствора
равна
сумме
предельных
подвижностей
катионов
и
анионов
: 
0
0
0
.
+
−
Λ = λ + λ
Для
определенной
природы
растворителя
и
постоянной
температуры
вели
-
чины
0
+
λ
и
0
−
λ
являются
физико
-
химическими
константами
, 
а
их
значения
приводятся
в
справочниках
. 

10
8. 
В
растворах
слабых
электролитов
величины
Λ
и
Λ
0
связаны
со
степенью
диссоциации
α
электролита
уравнением
Аррениуса
: 
0
.
Λ
= α
Λ
9. 
В
растворах
слабых
электролитов
процесс
электролитической
диссоциа
-
ции
подчиняется
термодинамическому
закону
действующих
масс
. 
Приме
-
нительно
к
диссоциации
слабого
электролита
этот
закон
называется
зако
-
ном
разбавления
Оствальда
. 
Для
бинарного
электролита
КА
, 
диссоции
-
рующего
по
схеме
KA
K
A ,
z
z
+
−
+
R
закон
записывается
следующим
образом
:
2
,
1
c
K
α
=
− α
где
К
– 
константа
диссоциации
слабого
электролита
, 
с
– 
молярная
концен
-
трация
электролита
. 
10. 
В
водных
растворах
ионы
Н
+
и
ОН
–
имеют
аномально
высокую
скорость
движения
, 
что
вызывает
аномально
высокие
подвижности
λ
(
Н
+
) 
и
λ
(
ОН
–
) 
(
не
только
при
бесконечном
разбавлении
растворов
). 
На
этом
свойстве
ио
-
нов
основано
кондуктометрическое
титрование
.
11. 
Масса
m
вещества
, 
потребленного
или
образовавшегося
на
электроде
(
катоде
или
аноде
) 
в
процессе
электролиза
, 
вычисляется
по
закону
Фарадея
. 
Например
, 
если
на
катоде
протекает
реакция
Ox
Red,
p
ze
q
−
+
=
то
масса
превратившегося
окислителя
Ох
будет
вычисляться
так
:
Ox
Ox
;
pM
It
m
zF
⋅
=
масса
образовавшегося
восстановителя
Red:
Red
Red
.
qM
It
m
zF
⋅
=
Здесь
p
, 
q
и
z
– 
стехиометрические
коэффициенты
катодной
реакции
; 
M
Ox
и
M
Red
– 
молярные
массы
Ox 
и
Red; 
I
– 
сила
тока
(
А
); 
t
– 
время
электролиза
(
с
); F – 
постоянная
Фарадея
, 
равная
96 485 
Кл
/
моль
. 
Аналогичным
образом
расчет
m
ведется
для
процесса
анодного
окис
-
ления
. 

11
12. 
Электродвижущая
сила
(
ЭДС
) 
гальванического
элемента
равна
разности
потенциалов
правого
и
левого
электродов
:
.
прав
лев
E
E
=
−
E
Если
элемент
составлен
из
исследуемого
электрода
и
электрода
срав
-
нения
, 
то
исследуемый
электрод
принято
помещать
справа
, 
а
электрод
сравнения
– 
слева
: 
иссл
сравн
E
E
=
−
Е
. 
В
таком
случае
ЭДС
элемента
приобре
-
тает
смысл
электродного
потенциала
, 
измеренного
относительно
выбранно
-
го
электрода
сравнения
. 
Как
правило
, 
электродные
потенциалы
измеряются
относительно
стандартного
водородного
электрода
, 
потенциал
которого
принят
равным
нулю
. 
13. 
В
качестве
примера
вычисления
электродного
потенциала
по
уравнению
Нернста
приведем
расчет
потенциала
ртутно
-
оксидного
электрода
(
элек
-
трод
второго
рода
). 
Запишем
потенциалопределяющий
процесс
в
катодном
направлении
:
2
2
Hg O H O 2
2Hg 2OH .
e
−
−
+
+
+
R
Уравнение
Нернста
выглядит
так
:
2
2
2
2
Hg O
H O
0
Hg O|Hg
Hg O|Hg
2
2
Hg
OH
2.3
lg
.
2
a
a
RT
E
E
F
a
a
−
⋅
=
+
⋅
Поскольку
Hg
2
O 
и
Hg – 
это
индивидуальные
химические
вещества
, 
их
ак
-
тивности
считают
равными
единице
и
не
включают
в
уравнение
Нернста
. 
Кроме
того
, 
в
неконцентрированных
водных
растворах
2
H O
1
a
≈
. 
Следова
-
тельно
,
2
2
0
Hg O|Hg
Hg O|Hg
OH
2.3
lg
.
RT
E
E
a
F
−
=
−
Полезно
принять
к
сведению
, 
что
при
Т
= 298 
К
предлогарифмический
множитель
2.3RT/F 
равен
0.059 
В
:
2
2
0
Hg O|Hg
Hg O|Hg
OH
0.059lg
.
E
E
a
−
=
−
Эти
уравнения
могут
быть
использованы
для
расчета
рН
раствора
, 
если
из
-
мерена
величина
2
Hg O|Hg
E
. 
Действительно
, 
найдя
OH
a
−
и
учитывая
, 
что
14
H
OH
10
a
a
+
−
−
=
, 
получим
H
pH
lg
a
+
= −
. 
Для
разбавленных
растворов
активности
обычно
приравнивают
соот
-
ветствующим
молярным
концентрациям
. 
Величины
Е
0
приводятся
в
физи
-
ко
-
химических
справочниках
. 

12

жүктеу/скачать 487,05 Kb.

Достарыңызбен бөлісу: