Füüsikaline keemia (0)

Termodünaamika seadused ja alused
1. Kas tegu on avatud, suletud või isoleeritud süsteemiga:
a) kohv väga hea kvaliteediga termoses; -isoleeritud
b) jahutusvedelik külmkapi jahustussüsteemis; -suletud
c) pommkalorimeeter, milles põletatakse benseeni ; - isoleeritud
d) automootoris põlev bensiin ; - suletud
e) elavhõbe termomeetris; - isoleeritud
f) taim – avatud
2. Kirjelda kolme viisi, kuidas saab tõsta siseenergiat avatud süsteemis! Millisega neist meetoditest saab tõsta siseenergiat suletud süsteemis? Kas mõni neist meetoditest kõlbab ka isoleeritud süsteemi energia tõstmiseks?
– avatud - toimub nii energia- kui ka ainevahetus ümbritseva keskkonnaga
– suletud - puudub ainevahetus ümbrusega, aga võib toimuda energiaülekanne kas töö (mehaaniline toime) või soojusena ( termiline toime).
– isoleeritud - puudub nii energia- kui ka ainevahetus. Väliskeskkonnaga pole ei mehhaanilist ega soojuslikku kontakti.
Siseenergiat avatud süsteemis saab tõsta:
– paisumistöö : w = -Pex∆V (töö, mille tulemusena muutub süsteemi ruumala)
– raskuse tõstmine: w = mg∆h
– elektriline töö: w = φ∆q
Suletud süsteemi siseenergia muutus U üleminekul algolekust lõppolekusse on võrdne süsteemile antava soojushulga q ja tema heaks tehtava töö w summaga . Süsteem võib ka energiat kaotada, st teha tööd või anda ära mingi osa soojusest. Seega muutub suletud süsteemi energia.
• Suletud süsteemi energia muutub tänu energiavahetusele soojuse ja töö kujul süsteemi ja ümbritseva keskkonna vahel.
Isoleeritud süsteemi siseenergia ei muutu, kuna puudub soojusülekanne
3. Protsessifunktsioonid. Energia, töö, soojus . Termodünaamika I seadus. Olekufunktsioonid . Paisumistöö. Kalorimeetria . Siseenergia. Nimetage ja seletage termodünaamika esimesest seadusest tulenevaid järeldusi.
Energia- keha või jõu võime teha tööd, džaul
Töö on liikumine mõjuva jõu vastu.
Soojus on energia, mis kantakse üle tänu temperatuuri erinevusele. Kõrgemalt madalamale.
Termodünaamika I seadus: isoleeritud süsteemi siseenergia on konstantne , mitteisoleeritud süsteemi korral ∆U=q+w
Olekufunktsioonid on sellised süsteemi olekut iseloomustavad suurused, mis ei sõltu oleku saavutamise viisist : tihedus, siseenergia.
Konstantse ruumalaga süsteem ei saa paisuda, kui süsteemi ruumala saab muutuda ja väline rõhk on konstantne, siis w=Pex∆V
Kalorimeetria – seade, kus soojuse ülekannet mõõdetakse temperatuuri muutuse kaudu. Koosneb reaktsiooninõust, segajast ja termomeetrist.
Süsteemi summaarset võimet teha tööd nim tema siseenergiaks (U)
4. Entalpia . Soojusülekanne konstantsel rõhul. Soojusmahtuvus . Kumb on suurema molaarse
soojusmahtuvusega, kas NO või NO2? Miks?
Entalpia on termodünaamilise süsteemi siseenergia ja rõhuenergia summa.
Soojusmahtuvuseks nim soojushulka, mis on vajalik antud ainekoguse temperatuuri tõstmiseks 1 kraadi võrra.
Soojusmahtuvus konstantsel ruumalal on sisenergia muudu ja temperatuuri muudu jagatis .
Konstantsel rõhul aga entalpiamuudu ja temperatuurimuudu jagatis
5. Kirjutada süsteemi soojusmahtuvuse avaldised püsival rõhul ja ruumalal. Kummal juhul on
soojusmahtuvus suurem?
Konstantsel ruumala:
Konstantsel rõhul:
Soojusmahtuvus on suurem konstantsel rõhul, kuna osa saadud soojusest kulub paisumistöö tegemiseks.
6. Termokeemia, reaktsiooni soojusefekt , endotermiline ja eksotermiline reaktsioon .
Termokeemia-tegeleb keemiliste muundumiste soojusefektidega, põhineb termodünaamika esimesel seadusel.
Keemilise reaktsiooni entalpia on soojusefekt, mis kaasneb keemilise reaktsiooniga (kui rõhk ja temperatuur ei muutu). Entalpiamuut (soojusefekt) sõltub süsteemi alg- ja lõppolekust, mitte aga protsessi läbiviimise teest või reaktsiooni vahestaadiumitest!
Eksotermiline protsess – soojus eraldub Endotermiline protsess – soojus neeldub
7. Miks on paljud eksotermilised reaktsioonid spontaansed? Selgita, millisel juhul võib endotermiline reaktsioon olla spontaanne!
Paljud eksotermilised reaktsioonid on spontaansed , kuna Gibbsi energia vabaneb , entroopia kasvab või kahaneb, endotermiline protsess võib olla spontaanne juhul, kui entroopia kasvab
8. Keemilise muundumise entalpia. Reaktsioonientalpia, seos siseenergia ja entalpia vahel, standardsed reaktsioonientalpiad. Hessi seadus. Standardsed tekkeentalpiad. Reaktsioonientalpia sõltuvus temperatuurist.
Keemilise reaktsiooniga kaasneb enamasti ka energia eraldumine või neeldumine .
Reaktsioonientalpia on selle vaheetappide entalpiamuutuste summa.
Seos: konstantne ruumala, konstantne rõhk. Kui reaktsioonis ei osale gaase , on erinevus ∆U ja ∆H vahel väga väike ning ∆U=∆H.
Standardne tekkeentalpia ∆H⁰f on defineeritud kui 1 mooli aine tekkimisreaktsiooni entalpia, lähtudes vajalikest elementidest nende kõige stabiilsemates vormides .
Reaktsioonientalpia muutust sõltuvalt temperatuuri muutusest saab arvutada lähtudes ainete soojusmahtuvusest ∆Hr,2º= ∆Hr,1º+ ∆CP(T2– T1)
∆CP = ΣnCP,m( produktid ) – ΣnCP,m( lähteained )
Hessi seadus – on füüsikalise keemia põhiseadus , mille kohaselt keemilise reaktsiooni soojusefekt sõltub ainult süsteemi alg- ja lõppolekust, mitte reaktsiooni käigust
9. Termodünaamika II ja III seadus.
Termodünaamika II seadus – ei ole võimalik selline protsess, kus kogu soojus muudetaks tööks ning pole võimalik kanda soojust üle külmemalt kehalt soojemale ilma tööd tegemata.
Termodünaamika III seadus- Korrapärase kristallistruktuuriga puhta aine entroopia absoluutsel nulltemperatuuril on võrdne nulliga. Lühidalt: see seadus selgitab T = 0 K saavutamise mittevõimalikkust järjestikuste jahutusprotsesside lõpptulemusena. See seadus annab aluse ainete absoluutsete entroopiate leidmiseks
10. Carnot ringprotsess . Carnot’ ringprotsessi kui soojusmasina analüüsist tulenavad järeldused.
Soojusmasina (Carnot’ ringprotsessi) kasutegur. Soojuspump . Entroopia. Spontaanne muutus, entroopia ja korrapäratus, entroopiamuut. Standardsed molaarsed entroopiad ja reaktsioonientroopiad. Globaalne entroopiamuut. Keskkond. Summaarne entroopiamuut. Entroopia sõltuvus temperatuurist.
Järeldused: Üks mool ideaalset gaasi paisub isotermiliselt (A→B) ja adiabaatiliselt (B→C) ning seejärel surutakse kokku isotermiliselt (C→D) ning adiabaatiliselt (D→A), nii et gaasi lõppolek vastab algolekule. • Kõik protsessid on pöörduvad .
Kasutegur: töö on seda suurem, mida suurem on sooja ja külma keha temperatuuride erinevus.
Saame avaldada Carnot’ ringprotsessi kasuteguri :
Soojuspump: (kui panna Carnot’ protsessid käima vastassuunas , siis saame külmutusseadme või soojapumba.
•energia jäävuse seadus;
•gaasid kokkusurumisel kuumenevad;
•soojus kandub alati külmemalt kehalt kuumemale
Entroopia: Kui gaas paisub vaakumisse, siis see protsess on iseeneslik. Vastupidi see protsess ise ei toimu. Carnot’ ringprotsess võimaldab defineerida uue olekufunktsiooni, mis kirjeldab seda sorti nähtuste võimalikkust.
(tähistab qrev soojuse pöörduvat ülekandmist)
• Iga protsess, mille jaoks on ∆S>q/T toimub iseeneslikult
• Iga protsess isoleeritud süsteemis (∆S>0) toimub iseeneslikult
• Kui isoleeritud süsteem on tasakaalus, omab entroopia maksimaalset väärtust.
Spontaanne muutus: • Iseeneslike protsessidega kaasneb energia ja aine jaotuse korrapära kahanemine ehk siis korrapäratuse kasv.
• Entroopia kasvab: sulamisel, aurustumisel, T-i tõstmisel, gaasi paisumisel, tahke aine lahustumisel jne
• Entroopia kahaneb: veeldumisel, tahkestumisel, gaasiliste ainete mahu vähenemisel:
entroopia ja korrapäratus: Termodünaamikas mõõdetakse korrapäratust entroopiaga S. Mida suurem on korrapäratus, seda suurem on ka entroopia.
Isoleeritud süsteemis toimuvad iseeneslikud protsessid entroopia kasvu suunas. • Seega on iga isoleeritud süsteemi saatuseks muutuda korrapäratuks. • Pöörduval protsessil suureneb gaasi energia samapalju kui väheneb soojusallika energia ning süsteemi energia ei muutunud.
– Temperatuuri tõusuga kaasneb süsteemi korrapära vähenemine, kuna molekulid hakkavad rohkem (energilisemalt, kiiremini) liikuma.
– Süsteemi korrapära väheneb ka aine jaotumisel suuremasse ruumalasse või segunemisel.
Korrapärase kristallistruktuuriga puhta aine entroopia absoluutsel nulltemperatuuril on võrdne nulliga.
Entroopiamuut :Mittepöörduva (spontaanse) protsessi summaarne entroopia muut isoleeritud süsteemis on positiivne. Standardsed molaarsed entroopiad ja reaktsioonientroopiad.: Standardsed molaarsed entroopiad
• Arvestama peab ka, et suurema temperatuurivahemiku korral sõltub aine soojusmahtuvus temperatuurist:
S(T)=dT
Standardsed reaktsioonientroopiad
• Entroopia tähtsus keemias on selles, et ta võimaldab ennustada reaktsioonide iseeneslikku kulgemist või mittekulgemist.
• Arvestama peab, et reaktsiooniga kaasnev entroopiamuut koosneb kahest osast:
– saaduste entroopia erinevus lähteainetest; – reaktsioonil eralduv soojus tõstab keskkonna entroopiat .
• Kui reaktsiooni käigus kulub või tekib gaas, on vastav entroopiamuut domineeriv ja reaktsioonientroopia märki saab sellest lähtuvalt ennustada.
Standardne reaktsioonientroopia ∆Sr on defineeritud kui reaktsioonisaaduste ja lähteainete molaarsete entroopiate vahe, võttes arvesse stöhhiomeetriakoefitsiente:
r0= m0( saadused )-
m0 (lähteained)
Globaalne entroopiamuut.: TD 2 seadus, kehtib isoleeritud süsteemi kohta, s.t sellist süsteemi, kus ei toimu aine ega soojuse vahetust ümbritseva keskkonnaga, seega tuleb arvesse võtta ka keskkonna entroopia muutust. Eksotermilise reaktsiooni käigus eraldub keskkonda soojust, mis põhjustab seal märgatava entroopia kasvu.
• Tänu sellele süsteemi entroopia võib kahaneda ja reaktsioon on spontaanne.
Keskkond: Isoleeritud süsteemi moodustavad süsteem ise ja teda ümbritsev keskkond.
Konstantsel rõhul ja temperatuuril toimuva protsessi korral ('keskkond' on piisavalt suur) on keskkonna entroopia muutus arvutatav kui: Skeskk =-
• Summaarne entroopiamuut avaldub:
Ssum = Ssüst +Skeskk

• Protsess on spontaanne, kui ∆Ssum on positiivne.
  

• Seega võib süsteemi entroopia ka kahaneda, kui selle arvelt keskkonna entroopia vähemalt sama palju kasvab.
Entroopia sõltuvus temperatuuris: Reaktsiooni ∆H ja ∆S ei muutu oluliselt temperatuuri muutudes, kuna temperatuur mõjutab nii lähteainete kui ka produktide vastavaid suurusi samas suunas.
• Reaktsiooni vabaenergia muutub temperatuuri muutudes aga märgatavalt ja võib isegi märki muuta!
11. Vabaenergia. Reaktsiooni vabaenergia, vabaenergia ja töö, temperatuuri mõju vabaenergiale. Millised keemilised reaktsioonid toimuvad iseeneslikult ja kui palju nad võivad tööd teha?
Vabaenergia- süsteemi energia, mille arvel ta saab konstantsel temperatuuril ja rõhul tööd teha
Seega kulgeb iga protsess iseeneslikult vabaenergia vähenemise suunas (ΔG Tasakaaluolekus ΔG = 0
Standardne reaktsiooni vabaenergia:
Reaktsiooni ΔH ja ΔS ei muutu oluliselt temperatuuri muutudes, kuna temperatuur mõjutab nii lähteainete kui ka produktide vastavaid suurusi samas suunas. Reaktsiooni vabaenergia muutub temperatuuri muutudes aga märgatavalt ja võib isegi märki muuta!
Keemiline tasakaal
1. Keemilise reaktsiooni tasakaal- Kui tingimused ei muutu, kulgevad reaktsioonid olekuni, kus vastassuunaliste reaktsioonide kiirused saavad võrdseks, ainete kontsentratsioonid enam ajas ei muutu ja tekkinud segus on sõltuvalt tingimustest rohkem või vähem kõiki reaktsioonis osalevaid aineid = tasakaal
2. Reaktsiooni pöörduvus, termodünaamika ja keemiline tasakaal, tasakaalukonstandid, heterogeenne tasakaal.
3. Keemilise tasakaalu tingimused (G abil, teha joonis).
Keemilisele tasakaalukonstandile vastab Gibbsi vabaenergia miinimum e ∆G=0.
Kui p ja T on const , siis saavad spontaanselt kulgeda vaid need protsessid, mille käigus Gibbsi energia väheneb (ΔGP,T Kui ΔG saab võrdseks nulliga, siis on süsteem saavutanud tasakaaluoleku ning iseeneslikult sellest enam väljuda ei saa.
Kui temperatuur ei ole konstant, siis saab otsustada reaktsiooni suuna üle reaktsiooni entalpiamuudu ja entroopimuudu koosmõju järgi vastavalt võrrandileΔG = ΔH –TΔS
4. Keemilise tasakaalu ja reaktsiooni suuna kriteeriumid (Q ja K abil)
Tasakaalukonstandi väärtus näitab kuidas reaktsioon kulgeb: K suur väärtus (K>1) => tasakaalulisesreaktsioonisegus on ülekaalus saadused. K on väike (K tasakaalulises reaktsioonisegus on ülekaalus lähteained
5. Reaktsiooni Gibbsi energia muut. Reaktsiooni isotermi võrrand (van’t Hoff ).
6. Termodünaamiline tasakaalukonstant ning tema avaldised rõhkude ja kontsentratsioonide kaudu.
7. Tasakaalukonstant lahustes ja heterogeensete süsteemide korral.
8. Kirjeldage Le Chatelier’ printsiibi alusel, kuidas muutub reaktsioonisegu tasakaaluline koostis, kui lisada või eemaldada reagente, segu kokku suruda või lasta sellel paisuda või muuta temperatuuri.
9. Millised järgmistest väidetest on õiged, millised mitte (kui valed, siis põhjenda , miks)?
a) Tasakaalu saabumisel reaktsioon peatub.
b) Tasakaalulist reaktsiooni ei mõjuta produktide lisamine.
c) Kui tõsta reagendi rõhku, siis muutub tasakaalukonstant suuremaks .
d) Kui tõsta lähteainete kontsentratsiooni, siis produktide tasakaalulised kontsentratsioonid
kasvavad.
10. Millised järgmisetest väidetest on õiged, millised mitte (kui valed, siis põhjenda, miks)?
a) Tasakaalulises reaktsioonis hakkab pöördreaktsioon toimuma kohe, kui on hakanud tekkima
produktid. VALE, sest reaktsioon peab jõudma enne tasakaaluolekusse (reagendid tekivad sama kiiresti, kui nad ära tarbitakse)
b) Kui muuta reaktsioon kiiremaks, siis produktide tasakaalulised kontsentratsioonid suurenevad. VALE, sest dünaamilist keemilist tasakaalu iseloomustab see, et mõlemad protsessid kulgevad sama kiirusega ja reaktsioonisegu üldine koostis ei muutu.
c) Tasakaaluolekus on reaktsiooni Gibbsi energia võrdne nulliga. ÕIGE
d) Tasakaaluolekus on reaktsiooni standardne Gibbsi energia võrdne nulliga. ÕIGE
Kontrollida üle!
11. Kc ja Kp konstandid ja avaldised.
Kc on iseloomulik konstant, mis oleneb temperatuurist, kuid ei olene reageerivate ainete kontsentratsioonist.
Kp- osarõhkude kaudu avaldatud ; kui osalevad gaasilised ained.
Mida suurem on Kc või Kp, seda enam on tasakaalu segus saadusi, st reaktsiooni tasakaal on nihutatud paremale - saaduste tekke suunas.
12. Mida näitab tasakaalukonstandi väärtus?
Tasakaaluoleku matemaatiliseks kirjeldamiseks kasutatakse tasakaalukonstanti K. Reaktsioonisegu tasakaalulist koostist kirjeldab tasakaalukonstant, mis võrdub saaduste aktiivsuste korrutise ja lähteainete aktiivsuste korrutise jagatisega, kusjuures iga aktiivsus on astendatud vastava aine stöhhiomeetrilise kordajaga tasakaalustatud reaktsioonivõrrandis.
13. Koosta järgmiste reaktsioonide tasakaalukonstantide Kc avaldised:
a) CO(g) + Cl2(g) ⇌ COCl(g) + Cl(g) Kc=[COCl][Cl]/[CO][Cl₂]
b) 2 H2S(g) + 3 O2(g) ⇌ 2 SO2(g) + 2 H2O(g) Kc= [SO₂]2[H2O]2 /[H2S]2[O2]3
14. Kirjuta reaktsioonijagatis Q:
a) 4 Bi(t) + 3 O2(g) → 2 Bi2O3 (t) Q= [Bi2O3]2 / [Bi ]4 [O2]3
b) N2O3 (g) → NO(g) + NO2(g) Q= [NO][NO2]/[N2O3]
Q – reaktsioonisisalduste kontsentratsioonide (aktiivsuste) korrutis jagatud reaktsiooni lähteainete kontsentratsioonide korrutisega.
15. Vaatleme reaktsiooni CO(g) + H2O(g) ⇌ CO2(g) + H2(g).
a) Kuidas muutub H2 osarõhk, kui CO2 osarõhku tõsta? Kui tõsta CO2 osarõhku, siis H2 osarõhk jääb samaks.
b) Kuidas muutub CO2 osarõhk, kui CO osarõhku vähendada? Kui CO osarõhku vähendada, siis CO2 osarõhk jääb samaks.
c) Kuidas muutub H2 kontsentratsioon, kui CO kontsentratsiooni suurendada? Kui CO kontsentratsiooni suurendada, siis H2 kontsentratsioon suureneb.
d) Kuidas muutub reaktsiooni tasakaalukonstant, kui H2O kontsentratsiooni vähendada? Kui H2O kontsentratsiooni vähendada, siis tasakaalukonstant suureneb.
Rõhu tõstmisel nihkub reaktsiooni tasakaal suunas, kus gaasiliste ainete moolide arv on väiksem (seega rõhu vähenemise suunas), rõhu vähendamisel vastupidi- suurema gaasiliste ainete moolide arvu tekke suunas (seega rõhu suurenemise suunas). Kui gaasiliste ainete moolide arvud on aga võrrandi mõlemal poolel võrdsed (või reaktsioonis ei osale gaasilisi aineid), siis rõhk reaktsiooni tasakaalu ei mõjuta.
KONTROLLIDA!
16. Tasakaalulised protsessid (tuua näiteid).
o Tasakaaluline saab olla ainult niisugune protsess, mis kulgeb lõpmata aeglaselt. Kuna soojust absoluutselt mittejuhtivaid aineid looduses ei leidu, siis on soojushulk , mida süsteem vahetab ümbruskonnaga, seda väiksem, mida kiiremini kulgeb protsess. Seega saavad adiabaatilistele lähedased olla ainult kiiresti kulgevad protsessid. Niisuguse protsessi näiteks võiks tuua kokkusurumise ja paisumise, mis toimub gaasi igas punktis helilaine levimisel.
o Protsess on tasakaaluline. Kui protsess poleks tasakaaluline, liiguks see alati vaid stabiilsema seisu poole ning mitte kunagi ebastabiilsema poole ehk protsess oleks pööramatu
o Dünaamilist keemilist tasakaalu iseloomustavad järgmised omadused:
1) ühel ajal toimub nii pärisuunaline kui ka vastassuunaline protsess;
2) mõlemad protsessid kulgevad sama kiirusega ja reaktsioonisegu üldine koostis ei muutu.
Tasakaal sõltub: rõhust, reagentide lisamisest, temperatuurist.
Reaktsioon, mis antud tingimustel ei toimu (näiteks hapniku ja vesiniku segu toatemperatuuril ja normaalrõhul), ei toimu ka tingimuste väikese muutuse korral.
Faaside tasakaal
1. Heterogeenne süsteem, faas, faasisiire.
Heterogeensed – koosnevad mitmest erisuguse omadusega osast (ehk faasist).
Faas - ühtlase koostisega ja konkreetses olekus olev süsteemi osa, mis on teistest faasidest eraldatud piirpinnaga. Faas võib koosneda ka mitmest ainest.
Faasisiire ehk faasiüleminek- aine üleminek ühest faasist teise (ilma keemilise koostise muutumiseta).(Nt, jää sulamine, grafiidi muundumine teemandiks) Faasiüleminekud toimuvad kindla temperatuuri ja rõhu juures, mis sõltuvad ka aine puhtusest.
2. Aururõhk , aurustumissoojus , sulamissoojus .
Aururõhk on rõhk, mida avaldab selle kondenseeritud faasiga dünaamilises tasakaalus olev aur. Aururõhk ongi defineeritud kui vedeliku või tahkisega tasakaalus oleva auru poolt avaldatav rõhk.
Aurustumissoojuseks nimetatakse soojushulka, mille peab andma keemistemperatuuril oleva vedeliku massiühikule, et muuta see sama temperatuuriga auruks. Aurustumissoojus sõltub temperatuurist ja väheneb temperatuuri tõustes ning kaob aine kriitilisel temperatuuril. Reeglina määratakse aurustumissoojus aine keemistemperatuuril normaalrõhul (nimetatakse ka keemissoojuseks).
Sulamissoojus on füüsikakonstant, mis näitab aine sulatamiseks kuluvat või tahkumisel eralduvat energia hulka.
3. Aururõhu sõltuvus temperatuurist.
Temperatuuri tõustes vedeliku aururõhk samuti tõuseb, kuni saab võrdseks atmosfäärirõhuga ja aurustumine hakkab toimuma kogu lahuse ulatuses – vedelik hakkab keema . Kindlal temperatuuril püstitub vedeliku kohal kindel aururõhk, sõltumata vedeliku hulgast. Aururõhk sõltub otseselt sellest, kui kerge on molekulil ületada jõude, mis hoiavad vedelikku koos. Kõrgemal temperatuuril on molekulidel rohkem energiat ja järelikult peaks ka aururõhk olema kõrgem.
4. Aurustumine, kondenseerumine , keemine , külmumine , sulamine ja sublimeerimine .
Aurustumine – vedeliku üleminek gaasilisse olekusse, energia neeldub.
Kondensatsioon ehk kondenseerumine on aine üleminek gaasilisest agregaatolekust vedelasse (mõne allika järgi veeldumine) või tahkesse (mõne allika järgi härmatumine).
Keemine- kui vedelik aurab lahtises anumas, siis tekkinud aur levib ruumis ja tasakaalu ei püstitu. Temperatuuri tõustes vedeliku aururõhk samuti tõuseb, kuni saab võrdseks atmosfäärirõhuga ja aurustumine hakkab toimuma kogu lahuse ulatuses – vedelik hakkab keema. Normaalne keemistemperatuur on temperatuur, mille juures vedeliku aururõhk on 1 atmosfäär . Madalamal rõhul toimub keemine madalamal temperatuuril.
Külmumisel väheneb vedeliku molekulide energia tasemeni, mil nad enam liikuda ei saa ja toimub aine üleminek tahkesse faasi. Külmumistemperatuur on temperatuur, mille juures tahke aine ja vedelik on tasakaalus ning varieerub sõltuvalt rõhust. Normaalsel külmumistemperatuuril toimub aine külmumine rõhul 1 atm. Rõhu tõstmisel külmumistemperatuur reeglina tõuseb. Rõhu tõstmisel vee külmumistemperatuur langeb.
Sulamine ja tahkumine on üleminekud korrapärase struktuuriga tahke oleku ning korrapäratu struktuuriga, kuid lähedase tihedusega vedela oleku vahel. Temperatuuri, mille juures tahke ja vedelfaas on tasakaalus rõhul 1 atm, nimetatakse sulamistemperatuuriks. Antud aine sulamissoojuseks (sulamisentalpiaks) (ΔHs, kJ/mol) nimetatakse soojushulka, mis on vajalik 1 mooli aine üleminekuks tahkest olekust vedelasse konstantsel temperatuuril. Sulamine on endotermiline protsess, tahkumine eksotermiline protsess. Aine sulatamiseks kulub energiat (soojust); sulamise käigus soojus neeldub, kuid aine temperatuur ei muutu.
Sublimeerumine on aine üleminek tahkest olekust gaasilisse ilma vedelat olekut läbimata. Kergesti sublimeeruvate ainete kohal saab mõõta aururõhku samuti kui vedelike kohal. Sublimeerumiseks kuluvat energiat nimetatakse sublimatsioonisoojuseks.
5. Faaside tasakaal heterogeensetes süsteemides.
(Heterogeenne süsteem on füüsikalis-keemiline süsteem, mis koosneb vähemalt kahest faasist.)
Gibbsi faaside reegel
• Kui meil on k komponenti (ainet) ja p faasi, siis vabadusastmete (süsteemi kirjeldamiseks vajalike muutujate) arv f avaldub: f = k – p + 2
• Ühekomponentses süsteemis seega f = 3 – p
• Ühekomponentses süsteemis ei saa tasakaalus olla korraga rohkem kui 3 faasi.
Tasakaal heterogeensetes (2 faasi korraga olemas, aga pole sama koostisega) süsteemides –
A)ühekomponentne süsteem – 1 aine, aga vôib mitmes erinevas agr. olekus olla. Vee diagramm: vee O e. kolmikpunkt: TO = 0,0078C; pO = 4,6mmHg. Superkriitiline olek – kaob vahe vedela ja gaasilise faasi vahel, tekib tihe ja hästi voolav ollus.
B) kahekomponentne süsteem – 2 ainet; A ja B. Nii sulamise kui ka keemise vältes muutub kummagi faasi koostis eraldi.
6. Individuaalsete ainete olekudiagrammid ja nende kasutamine.
Faasidiagramm ehk olekudiagramm on diagramm, kus enamasti temperatuuri ja rõhu teljestikus kujutatakse süsteemitasakaalulist olekut.
Olekudiagramm näitab konkreetse aine eelistatud agregaatolekut antud tingimustel.
Olekudiagramm on tavaline arvutiteaduse mõiste, mida kasutatakse lõplike automaatide graafilisel kujutamisel. Olenevalt konkreetsest kasutusalast on seda kirjanduses käsitletud eri viisidel .
7. Kriitilised omadused: keemistemperatuur, sulamistemperatuur , kolmikpunkt, kriitiline temperatuur ja kriitiline rõhk.
Keemistemperatuur on temperatuur, mille juures vedeliku aururõhk on 1 atmosfäär. Madalamal rõhul toimub keemine madalamal temperatuuril.
Temperatuuri, mille juures tahke ja vedel faas on tasakaalus rõhul 1 atm, nimetatakse sulamistemperatuuriks.
Kolmikpunktis saavad kokku 3 faasipiiri ja seal on need 3 faasi omavahel ka tasakaalus. Kolmikpunkt on ainele iseloomulik suurus, mille asukohta ei saa muuta.
Kriitiline temperatuur – temperatuur, mille korral auru ja vedeliku tihedus on võrdsed (ei saa eristada vedelat ja gaasilist faasi).
Aururõhk kriitilises temperatuuril – kriitiline rõhk
Kriitilisel temperatuuril ja rõhul kaob piirpind auru ja vedeliku vahel ning gaas (aur) pole enam rõhu tõstmisega veeldatav. Auru veeldamiseks piisab rõhu tõstmisest, gaasi veeldamiseks tuleb aga ka temperatuuri alandada.
8. Superkriitiline olek.
Aine, mille rõhk ja temperatuur on tema kriitilise punkti väärtusest kõrgemad
Keemiline kineetika
1. Reaktsiooni kiirus. Sõltuvus kontsentratsioonist, kiiruste seadused, reaktsiooni järk.
Reaktsiooni kiirus on defineeritud kui lähteaine kadumise või saaduste tekke kiirus.
Enamike reaktsioonide kiirus väheneb nende kulgemise käigus vastavalt sellele, kuidas lähteainete kontsentratsioonid vähenevad. Seega keskmise kiiruse valemis peaksid kasutatud kontsentratsioonid olema mõõdetud suhteliselt lühikese ajavahemiku tagant, et saadud kiirus iseloomustaks protsessi võimalikult täpselt.
Reaktsiooni järk on suurus, mis on arvuliselt võrdne kontsentratsioonide astmenäitajate summaga reaktsiooni kiiruse võrrandis.
2. Mis on keemilise reaktsiooni järk? Milline on reaktsiooni kiirus 0.-ndat ja 1.-st järku reaktsioonides (graafikute abil)? Mis on iseloomulik 2. järku reaktsioonidele (võrdlus 1. järku reaktsiooniga)?
Nulljärku reaktsiooni korral avaldub reaktsiooni kiirus kui v=k, st, kiirus ei sõltu reagentide kontsentratsioonidest.
Esimest järku reaktsiooni korral on reaktsiooni kiirus proportsionaalne lähteaine kontsentratsiooniga .
Teist järku reaktsiooni korral on reaktsiooni kiirus proportsionaalne lähteainete kontsentratsiooni ruudu või kahe lähteaine kontsentratsioonide korrutisega.
Reaktsiooni järk on suurus, mis on arvuliselt võrdne kontsentratsioonide astmenäitajate summaga reaktsiooni kiiruse võrrandis.
3. Keemilise reaktsiooni kiirus, reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid.
Keemilise reaktsiooni kiirus näitab, kuidas reaktsiooni komponentide kontsentratsioon või rõhk ajas muutub.
Reaktsiooni kiirus sõltub paljudest faktoritest.
Temperatuur mõjutab sageli keemilise reaktsiooni kiirust üsna suuresti, kuna kõrgemal temperatuuril on molekulidel suurem soojusenergia . Kuigi kõrgemal temperatuuril on põrked molekulide vahel sagedasemad, on sellest tingitud reaktsioonikiiruse kasv siiski tühine. Kaugelt olulisem on tõik, et temperatuuri tõusuga kasvab molekulide hulk, millel on piisav energia reageerimiseks ehk mille energia ületab aktivatsioonienergiat
Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reageerivatest ainetest. Hape -alus reaktsioonid, soolade moodustumine ning ioonvahetus on kiired reaktsioonid. Reaktsioonid, kus molekulide vahel tekib kovalentne side ja moodustuvad suured molekulid, on reeglina väga aeglased. Reageerivate molekulide sidemete tugevus ja iseloom mõjutavad tugevasti produktide tekke kiirust. Vähemate sidemete ümberpaigutumistega reaktsioonid kulgevad kiiremini kui reaktsioonid, mille käigus tekib või katkeb rohkem keemilisi sidemeid .
Reageerivate ainete agregaatolek mõjutab samuti suuresti reaktsioonikiirust. Kui reagendid on samas faasis, nagu vesilahusepuhul, viib soojusliikumine molekulid kokku. Kui aga reagendid on erinevates faasides , on reaktsioon piiratud vaid kokkupuutepinnaga ja tugev segamine võib osutuda vajalikuks reaktsiooni lõpule viimiseks . See tähendab, et mida kõrgema peensusastmega on reageeriv tahkis või vedelik, seda suurem on tema eripind ja seda ulatuslikum on tema kokkupuude teise reagendiga ning seda kiirem on seega ka reaktsioon
Kontsentratsioon mängib keemilistes reaktsioonides olulist rolli, sest vastavalt aktiivsete põrgete teooriale peavad kaks molekuli reaktsiooni toimumiseks põrkuma. Emma -kumma reagendi kontsentratsiooni tõusuga kasvab ka põrgete sagedus, kuna reageerivaid molekule on ruumalaühikus rohkem ja nad on pidevalt teineteisele lähemal, mis toob kaasa reaktsioonikiiruse kasvu.
Lahuse segamine kiirendab samuti keemilist reaktsiooni, andes lahuse osakestele suurema kineetilise energia, mis toob kaasa põrgete arvu kasvu reagentide vahel, mis omakorda suurendab aktiivsete põrgete tõenäosust.
Katalüsaator on aine, mis kiirendab keemilist reaktsiooni, kuid mida ei kulu reaktsiooni käigus. Katalüsaator kiirendab reaktsiooni, võimaldades reaktsioonil toimuda teistsuguse mehhanismiga, mille aktivatsioonienergia on madalam. Autokatalüüsi puhul on reaktsiooni produkt ise toimuvale reaktsioonile katalüsaatoriks, põhjustades positiivset tagasisidet. Proteiine, mis toimivad biokeemilistes reaktsioonides katalüsaatoritena, nimetatakse ensüümideks. Katalüsaator ei mõjuta keemilise reaktsiooni tasakaalu, ta kiirendab päri- ja vastassuunalisi reaktsioone võrdselt
Gaasilise reaktsiooni korral suurendab rõhu tõstmine põrgete arvu reageerivate ainete vahel, mille tulemusel reaktsioon kiireneb . See on seletatav tõsiasjaga, et gaasilise aine aktiivsus on proportsionaalne tema osarõhuga.
Tasakaal. Keemiline kineetika tegeleb keemiliste reaktsioonide kiirustega, samas kui termodünaamika määrab ära reaktsiooni toimumise ulatuse . Pöörduva reaktsiooni korral püstitub keemiline tasakaal hetkel, kui päri- ja vastassuunaliste reaktsioonide kiirused saavad võrdseks ning reagentide ja produktide kontsentratsioonid enam ei muutu.
4. Reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist, van’t Hoffi reegel ja Arrheniuse empiirilised võrrandid .
Pea kõik reaktsioonid kulgevad kiiremini kõrgemal temperatuuril. Arrheniuse võrrand
Van’t Hoffi seadus ütleb, et mitteelektrolüüdi lahjendatud lahustes on osmootne rõhk võrdeline lahustnud aine molaarse kontsentratsiooniga ja temperatuuriga. ,
5. Katalüsaatori mõju. Homogeense ja heterogeense katalüüsi näiteid.
Katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni, ise reaktsiooni käigus ära kulumata.
Heterogeense katalüüsi korral on katalüsaator erinevas faasis võrreldes reagentidega. Nt õli ja vesi
Homogeense katalüüsi korral on katalüsaator reagentidega samas faasis, tavaliselt lahustatuna samas solvendis. 2SO2 + 2NO2 = 2SO3 + 2NO
2NO + O2= 2NO2
2SO2 + O2 + (NOx ) =2SO3
Lahused
1. Lahused ja segud , küllastunud lahus.
Lahus on kahest või enamast komponendist koosnev homogeenne süsteem.
Küllastunud lahus on lahus, milles on lahustunud maksimaalne võimalik kogus lahustunud ainet.
Segu on kahe või enama aine koosesinemine, kus komponendid pole omavahel keemiliselt ühinenud.
2. Lahuse kontsentratsiooni väljendamisviisid.
Molaarne kontsentratsioon- näitab lahustunud aine moolide arvu ühes kuupdetsimeetris (ühes liitris) lahuses.
Molaalne kontsentratsioon- näitab lahustunud aine moolide arvu 1 kilogrammis lahustis .
Moolimurd- näitab lahustunud aine moolide arvu suhet lahusti ja kõikide lahustunud ainete moolide arvu summasse. Kui lahus koosneb lahustist ja vaid ühest lahustunud ainest, siis

• Massimurd, Massi- või mahuprotsent jne.
  

3. Lahustuvus . Lahustumise molekulaarne olemus, rõhk ja gaaside lahustuvus ( Henry seadus), temperatuur ja lahustuvus, lahustumisentalpia ja entroopia.
Lahustuvus– küllastatud lahuse kontsentratsioon.
Molaarne lahustuvus on aine molaarne kontsentratsioon küllastunud lahuses.
Henry seadus : gaaside lahustuvus konstantsel temperatuuril on proportsionaalne nende osarõhkudega: C=KHP.
Kõrgemal temperatuuril toimub ainete lahustumine reegline kiiremini. Gaaside lahustuvus kõrgemal temperatuuril on madalam. Enamus tahkete ainete lahustuvus kasvab temperatuuril tõustes.
Lahustumisentalpia on 1 mooli aine lahustumisega kaasnev entalpia muutus.
Entroopia kasvab korrastatud tahkise lahustumisega.
4. Ideaalsete lahuste aururõhk: Raoult `I seadus. - Raoult’i seadus: lahusti aururõhk on proportsionaalne tema moolimurruga lahuses: Plahusti= PpuhasXlahusti
5. Lahuste kolligatiivsed omadused: aururõhu alanemine, keemistemperatuuri tõus ja külmumistemperatuuri alanemine, osmoos ja pöördosmoos.
Kolligatiivsed omadused – rida lahuste omadusi, mis sõltuvad ainult lahuse kontsentratsioonist, mitte aga lahustunud ainest.
Aururõhu alanemine: lahuse moodustumisega kaasneb entroopia kasv ja tulemusena lahuse vabaenergia kahanemine. Seega peab lahusega tasakaalus oleva auru vabaenergia samuti vähenema ja seetõttu ongi aururõhk väiksem.
Lahuse aururõhu suhteline langus on võrdne lahustunud aine moolimurruga lahuses:
, kus .
Lahustumisega kaasneb entroopia kasv ja selle tulemusena ka lahuse vabaenergia kahanemine, seega peab ka auru vabaenergia kahanema ning sellele vastab keemistemperatuuri tõus.
Külmumistemperatuur alaneb , kui lisada lahusesse nt soola. Lahustunud ained alandavad vedeliku külmumistemperatuuri. Et lahuse aururõhk on madalam kui lahustil, saabub külmumistemperatuurile vastav vedela ja tahke faasi aururõhkude võrdsus lahuse korral madalamal temperatuuril. Lahusti ja lahuse külmumistemperatuuride vahet nimetatakse külmumistemperatuuri languseks: .
Osmoos on nähtus, kus solvent tungib läbi poolläbilaskva membraani kontsentreeritumasse lahusesse, kusjuures lahusti liigub madalama kontsentratsiooniga lahusest (vee puhul kõrgem veepotentsiaal) lahusesse, kus on kõrgem lahustunud aine kontsentratsioon (vee puhul madalam veepotentsiaal).
Pöördosmoos on nähtus, kus lahust liigub läbi poolläbilaskva membraani lahustunud aine väiksema kontsentratsiooni suunas.
6. Jaotusseadus. Destillatsioon, ekstraktsioon ja kromatograafia.
Jaotusseadus : lahustunud aine kontsentratsioonide suhe kahes tasakaalus olevas lahuses on püsiv suurus.
Kromatograafia on üldmõiste mitmesuguste laboratoorsete füüsikalis-keemiliste meetodite kohta, mida kasutatakse uuritavate ainete segu komponentide lahutamiseks paljude sorptsiooni ja desorptsiooni tingimustes.
Ekstraktsioon on meetod lahustunud ainete segude lahutamiseks. Lahust segatakse temas mittelahustuva teise solvendiga. Lahustunud ained jaotuvad kahe vedela faasi vahel.
Destillatsiooniks nimetatakse vedeliku aurustamist keetmisel ja sellele järgnevat kondenseerimist vastuvõtjasse.
Kolloidkeemia ja pinnanähtused
1. Pihussüsteemide (dispergeeritud) mõiste ja klassifikatsioon , faasidevaheline piirpind.
Pihussüsteem e dispersne süsteem on füüsikalises keemias kahe-või enamafaasiline süsteem, kus pihustunud aine asub dispersioonikeskkonnas e üks aine on jaotunud teises. Jaotuvad : jämedispersne süsteem, kolloiddispersne süsteem ja tõelised lahused.

• Aerosoolid: vedelik või tahke aine on jaotunud gaasilises keskkonnas (udu, suits); ei saa olla kõrge kontsentratsiooniga
  
• Vahud: jämepihused (vedel keskkond õhukeste kiledena gaasimullide vahel) (vahukoor); ei ole agregatiivselt püsivad ja lagunevad teatud aja jooksul
  
• Emulsioon: vedelik on jaotunud vedelikus ; erinevad polaarsused (piim, koor, kreemid, lakid )
  
• Suspensioon : jämepihused (savi, tsement , värvid, pastad)
  
• Soolid ehk kolloidlahused : kolloidosakese suurusjärgus tahked osakesed jaotunud vedelikus
  

Tarded ja geelid: makromolulaarsete ühendite lahused ja kolloidsüsteemid
2. Kolloidlahused.
Kolloidlahused on sellised heterogeensed lahused, mis silmaga vaadates tunduvad ühtlased. Seega segades liiva vette me kolloidlahust ei saa, sest liivaterad on palja silmaga nähtavad. Osakeste suurus kolloidlahuses on 1...100 nm. Kolloidlahused ei ole termodünaamiliselt stabiilsed. See tähendab seda, et aja jooksul kolloidlahus laguneb näiteks sademe tekke näol.
3. Kolloidsüsteemid ja kolloidosakesed toiduainetes (piim ja piimatooted ).
Kolloidsüsteemid on laialt levinud nii looduses kui ka tehnikas. Organismides kulgevate eluprotsesside ja tekkivate struktuuride aluseks on valgud , tärklis, tselluloos jt. suuremolekulilised ained. Toiduained (leib, või, margariin, koor, liha), riided ja jalatsid ( kiudained , nahk, kumm , plastmassid jt.) moodustavad mitmesugust tüüpi kolloidsüsteeme.
4. Emulsioonid, nende stabiliseerimine , emulgaatorid
Emulsioonid on süsteemid, mis sisaldavad kahte vedelfaasi, millest üks on peenete tilkadena dispergeeritud teises. Termodünaamiliselt ebapüsivad. Kahe segunematu vedelingrediendi, näiteks vee ja vedela parafiini, kokku segamisel ja intensiivsel loksutamisel on võimalik saada ebapüsiv emulsioon. Kui üks faas jaotub teises väikeste gloobulitena, siis tulemuseks on piirpinna suurenemine ja pinna vaba energia suurenemine süsteemis. Saadud seisund on termodünaamiliselt ebastabiilne ning selle tagajärjel diperssest faasist tekivad sfäärilised tilgad (sfäärilisel osakesel on minimaalne piirpind sama ruumala korral) ja need tilgakesed liituvad, põhjustades faasi eraldumise ning süsteem saavutab minimaalse vaba energia. Pindaktiivse aine lisamisel adsorbeeritakse see piirpinnale ja õ/v piirpinna aktiivsus väheneb, emulgeerimise protsess paraneb ja stabiilsus süsteemis samuti.
5. Tyndalli efekt.
Kuna kolloidlahuses on pihustunud aine osakesed tunduvalt suuremad kui tõelises lahuses, siis on need osakesed nähtavad pihust läbivas valguses. Nii tekib valguse läbijuhtimisel kolloidlahuses silmaga nähtav valguskiirte tee, tõelises lahuses aga mitte.
6. Kolloidosakese ehitus, kolloidosakese laengu tekitamine.
Kolloidosakene on küllalt keeruka ehitusega, koosnedes paljudest ioonidest (molekulidest, aatomitest). Osakese ehituses võime eraldada kahte osa, seesmist - neutraalset ja selle ümber välist - ionogeenset osa. Sisemine osa - tuum koosneb aine molekulidest või aatomitest ning moodustab kolloidosakese põhilise massi.
Laengu teke: Tuum adsorbeerib oma pinnale kas positiivseid või negatiivseid ioone, mis annavad tuumale laengu. Tuuma pinnale adsorbeeruvaid ioone nimetatakse potentsiaali määravateks ioonideks. Tekkinud laengu tõttu tõmbuvad tuuma vahetusse lähedusse vastasmärgilised ehk nn. vastasioonid. Potentsiaali määravad ioonid koos vastasioonidega moodustavad kolloidosakese välise ehk ionogeense osa (vt. disperssete süsteemide elektrilised omadused).
7. Kolloidsüsteemide jaotus, lüofiilsed ja lüofoobsed süsteemid, mitselli moodustumine pindaktiivsete ainete lahustes.
Jaotus: Jämedisperssed-, kolloiddisperssed- ja molekulaardisperssed süsteemid.

Lüofoobsed süsteemid. Selliste süsteemide korral on dispersioonikeskkonna ja dispersse faasi osakeste vahelised molekulaarjõud suhteliselt nõrgad. Vesikeskkonna korral nimetatakse neid süsteeme ka hüdrofoobseteks süsteemideks.

Lüofiilsed süsteemid. Nende süsteemide korral on dispersioonikeskkonna ja dispersse faasi osakeste vahelised mõjujõud küllaltki suured. Vesikeskkonna korral nimetatakse neid süsteeme hüdrofiilseteks süsteemideks.
Vastas ioonid on tuumaga seotud erinevalt. Osa vastasioone on seotud vahetult tuuma pinnaga ning nad moodustavad koos potentsiaali määravate ioonidega elektrilise kaksikkihi adsorbse osa. Ülejäänud vastasioonid, mis on tuumaga nõrgemini seotud seetõttu, et neid mõjustab keskkonna soojuslik liikumine, moodustavad elektrilise kaksikkihi difuusse osa.
Tuum koos adsorbse kihiga moodustab graanuli ning graanul koos difuusse kihiga mitselli. Dispersioonikeskkonda koos selles sisalduva elektrolüüdiga nimetatakse intermitsellaarseks vedelikuks.
8. Pindaktiivsed ained.
pindaktiivsete ainete molekulid koosnevad polaarsest rühmast ja mittepolaarsest süsivesinik ahelast, siis püüavad nende ainete molekulid omandada adsorbses kihis teatud kindla orientatsiooni. Pindaktiivne aine on keemiline aine, millel on võime vähendada vee ja teiste vedelike või tahkiste pindpinevust , suurendades ühtlasi nende märgumist. Levinuimad pindaktiivsed ained on seebid , detergendid, dispergendid, sünteetilised pesemisvahendid .
9. Kolloidsüsteemide stabiilsus.
Termodünaamiliselt ebastabiilne dG = s ds, e. dG on negatiivne kui pindala väheneb.
Seega peab püsivus seisnema kineetilistel iseärasustel. Võib ka öelda et kolloidsüsteemid on termodünaamiliselt labiilsed, aga kineetiliselt stabiilsed. Tõmbuvad atraktsioonijõudude toimel, mis vähenevad ligikaudu võrdeliselt 1/R2 kui R on osakeste vaheline kaugus. Nendel interaktsioonidel palju pikem ulatus kui üksikaatomite korral. Vastu töötavad näiteks kaitsev kile, samamärgilised laengud osakeste pinnal jne
10. Agregatiivne püsivus, koagulatsioon , koagulatsioonilävi ja selle arvutamine, Shultze- Hardy reegel.
Agregatiivne püsivus väljendub osakeste otseses võimes säilitada dispergeerimisastet. Süsteem on alati valmis vähendama oma eripinda (s.t. agregeeruma). Seega peab kogu aeg olema seda takistav
ületamatu potentsiaal. Selleks on agregatiivse püsivuse korral pinnalaeng (üks ja sama, siis tõukuvad) ja
solvatatsioon (takistab kokkupuudet, võib ka olla laengute tõukumine). Peab ületama solvatatsioonienergia.
Koagulatsioon on kolloidosakeste agregeerumine suuremateks osadeks . Sellele tavaliselt järgneb väljasadestumine.Koagulatsioonil on kaks staadiumi: 1)Varjatud staadiumis disp. aste väheneb, kuid suurenenud osakesed pole nähtavad. 2) Nähtavas staadiumis on muutused silmaga nähtavad (suured tükid, hägune või sademe tekkimine)
Koagulatsiooni kutsub esile see ioon , mille laeng on vastasmärgiline osakese laengule ning suurema laenguga iooni koaguleeriv toime on suurem (Schulze-Hardy reegel).!
Koagulatsioonilävi on selline elektrolüüdi kogus, mille juures hakkab märgatav koaguleerimine . Sellega on seotud kriitiline tseeta-potentsiaal, millest allpool hakkab koaguleerumine.
11. Faasidevaheline piirpind, protsessid piirpinnal .
Suuri osakesi moodustavad ka kõrgmolekulaarsed ühendid (edaspidi tähistame lühidalt - kmü), millede molekulid - makromolekulid - koosnevad samuti sadadest ja tuhandetest aatomitest ning on mõõtmetelt samuti küllaltki suured. Niisugustes süsteemides on juba üsna märgatav faasidevaheline piirpind. Seetõttu tuleb sellistes süsteemides pöörata tähelepanu ka faasidevahelisel piirpinnal kulgevatele nähtustele.
12. Pinna vabaenergia. – Pinna vabaenergia on töö, mis tuleb teha pinna suurendamiseks ühe pindalaühiku võrra. dw = s ds, kus dw – tehtud töö, s – pindpinevus ( J*m-2 e. N*m-1, kuna J = 1N*m ), ds – pindala muutus
13. Adsorptsiooni mōiste
Adsorptsioon on pinnanähtus, mille puhul vedeliku või gaasi molekulid kogunevad molekulaarjõudude toimel tahke keha pinnale.
14. Gibbsi adsorptsioonivōrrand.
T= c/RT * δσ/δc kus, c – PAA kontsentratsioon lahuses, σ – pindpinevus vedelik-gaas pinnal, Γ - adsorbeeritud aine liig pinnakihis
15. Adsorptsioon vedeliku ja gaasi piirpinnal. Adsorptsioon on pinnanähtus, mille puhul vedeliku või gaasi molekulid kogunevad molekulaarsidejõudude (van der Waalsi jõudude) toimel tahke keha pinnale.
16. Mis on adsorptsioon? Kuidas seda liigitatakse?
•Füüsikalise adsorptsiooni aluseks on füüsikalised nähtused – van der Waalsi jõud adsorbaadi osakeste vahel.
•Kemosorptsioonil tekib keemiline side adsorbendi ja adsorbaadi vahel. Võib tekkida nii elektroni üleminekul kui ühise elektronpaari tekkel.
(Liigitatakse : hapniku sisaldavad ühendid, süsiniku põhised ühendid, polümeeride põhised)
17. Absorptsioon ja adsorptsioon (erinevus)
Adsorptsioon on pinnanähtus, mille puhul vedeliku või gaasi molekulid kogunevad molekulaarsidejõudude (van der Waalsi jõudude) toimel tahke keha pinnale. Absorptsioon on gaasi või gaasisegu neeldumine vedelikus või tahkises (vedeliku neeldumist tahkises).
18. Millised ained on hüdrofoobsed , millised hüdrofiilsed ?- hüdrofoobne - vett tõrjuv. Hüdrofiilne – vett omastav. Hüdrofoobsed ained on nt paljud metallid ja teatud orgaanilised ained (molekulid ei sisalda polaarseid aatomirühmi). Hüdrofoobsed ained lahustuvad apolaarsetes/orgaanilistes lahustites . Hüdrofiilsus ehk veelembus on aine võime vastastikuliseks mõjuks veega. Hüdrofiilsed ained on näiteks anorgaanilised soolad , tärklis ja savid .
19. Langmuiri võrrand. Langmuiri adsorptsiooniisotermi on esitatav kujul Γ = Γmc/(k+c)
Kus, Γ - adsorptsioon (mol/cm2), Γm – adsorptsiooni suurus pinna täielikul küllastumisel adsorbeeruva ainega
(maksimaalne adsorptsioon), c – aine kontsentratsioon lahuses, k - tasakaalukonstant.
20. Adsorptsioon tahke aine ja lahuse piirpinnal.
Adsorptsioon on pinnanähtus, mille puhul vedeliku või gaasi molekulid kogunevad molekulaarsidejõudude toimel tahke keha pinnale.
21. Mis on pindpinevus?- Pindpinevus ehk pinna vabaenergia töö, mis tuleb teha pinna suurendamiseks ühe pindala ühiku võrra. Nähtus, kus pinnakiht käitub kui elastne kile.
22. Vedeliku pindpinevuse määramise meetodid.
1. Stalagnomeetriline: Loetakse kindlast ruumalast tekkinud tilkade arvu.
2. Rõnga lahtirebimise meetod: Pindpinevuse saab määrata otseselt jõust, mida läheb vaja rõnga lahtitõmbamiseks vedeliku pinnalt.
3. Rehbinderi meetod (suurima rõhu meetod): Siin mõõdetaks rõhku, mida on vaja rakendada, et suruda läbi kapillaari ava ühe vedeliku sisse teise vedeliku tilk või gaasimullike.
23. Mis on pindliig ?
Gibbsi adsorptsiooniks e. Gibbsi pindliiaks nimetatakse aine hulka, mis tuleb lisada süsteemile, kui pindala suureneb ühe ühiku võrra (näiteks 1 cm2) selleks, et aine kontsentratsioon süsteemis jääks samaks.
24. Kuidas määrata pindliiga pindpinevuse isotermi alusel?
Süsteemi komponendi pindliiga Γ ehk absorbeerunud aine hulka defineeritakse pindkihi ja faasi sisemuse kontsentratsioonide vahena pinnaühiku kohta.
Saab määrata Gibbsi adsorptsioonivōrrandiga:
Γ= - c/RT x ∂σ/∂c kus, c – PAA kontsentratsioon lahuses, σ – pindpinevus vedelik-gaas pinnal, Γ - adsorbeeritud aine liig pinnakihis. Järeldused sellest võrrandist:
1. Kui pindpinevus suureneb kontsentratsiooni kasvades dσ/dc>0, siis Γ