Физическая и коллоидная химия

НОВОСИБИРСКИЙ  ГОСУДАРСТВЕННЫЙ 

АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ 

АГРОНОМИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ 

Г. А. Маринкина, Н. П. Полякова, Ю. И. Коваль 

ФИЗИЧЕСКАЯ

И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Практикум

Допущен УМО вузов РФ по агрономическому 

образованию в качестве учебного пособия 

для студентов высших учебных заведений,  обучающихся 

по направлениям подготовки «Агрохимия и агропочвоведение», «Агрономия», «Садоводство» 

Новосибирск 2011

УДК 541.1+541.18 
ББК 24.5+24.6 
Ф 505 

Рецензенты: д‑р хим. наук, проф. Ю. И. Михайлов (СибУПК);

  канд. хим. наук, проф. Т. А. Шершнева (НГАСУ);
д‑р биол. наук, проф. Н. Н. Наплекова (НГАУ) 

Маринкина Г. А. Физическая и коллоидная химия: практикум 

/ Г. А. Маринкина, Н. П. Полякова, Ю. И. Коваль; Новосиб. гос. аграр. 
ун‑т, Агроном. фак. – Новосибирск: Изд‑во НГАУ, 2011. – 183 с.

Практикум содержит лабораторные работы, вопросы и задания 

для самостоятельной работы по основным разделам дисциплины «Физическая и коллоидная химия».

Предназначен для студентов 1‑го курса агрономического факультета, обучающихся по направлениям: «Агрохимия и агропочвоведение», «Агрономия», «Природообустройство и водопользование» очной 
и заочной форм обучения.

Утвержден и рекомендован к изданию методической комиссией 

агрономического факультета (протокол № 6 от 6 июня 2011 г.).

© Маринкина Г. А., Полякова Н. П., Коваль Ю. И., 2011 

© Новосибирский государственный аграрный университет, 2011 

ВВЕДЕНИЕ

Практикум составлен в соответствии с государственным стандартом и рабочей программой по физической и коллоидной химии для студентов, обучающихся по следующим 
направлениям высшего профессионального образования:

110100 – Агрохимия и агропочвоведение, 
профиль – Агроэкология.
Квалификация (степень) – бакалавр, магистр.
110400 – Агрономия, 
профили – Агрономия; Защита растений; Селекция 

и генетика растений.

Квалификация (степень) – бакалавр, магистр.
280100 – Природообустройство и водопользование.
Квалификация (степень) – бакалавр.
Дисциплина «Физическая и коллоидная химия» заканчивает химическую подготовку студентов и является одним из ведущих разделов химической науки, обеспечивая 
преемственность и связь с неорганической, органической 
и аналитической химией.

Соединение в одном курсе двух научных направлений 

представляет определенную трудность, так как требует базовых знаний физики и химии.

Раздел «Физическая химия» изучает химическую термодинамику, кинетику и равновесие, свойства растворов 
электролитов и неэлектролитов, электрохимические процессы, т. е. все то, что в дальнейшем поможет студентам 
понять процессы, протекающие в почвах и растениях под 
действием различных факторов.

Предметом изучения раздела «Коллоидная химия» 

являются дисперсные системы, их получение, свойства, 
практическое применение. Для сельскохозяйственных наук 
(почвоведение, агрохимия) это очень важно, так как по

чвы, растения и все, что их окружает, являются дисперсными системами. Знание их и умение управлять процессами, 
в них протекающими, поможет решению ряда теоретических и практических вопросов, поставленных перед наукой 
и практикой сельскохозяйственного производства.

В течение семестра студенты выполняют лабораторные 

работы и оформляют отчеты. Отчет составляется по следующему плану:

1. Цель работы.
2. Краткое изложение материала в соответствии с поставленной целью.

3. Порядок работы, краткое изложение хода работы.
4. При необходимости составление таблиц и выполнение графиков на миллиметровой бумаге.

5. Выводы, в которых формулируются итоги проделанной работы.

Авторы данного практикума желают студентам понять 

необходимость изучения законов физической и коллоидной 
химии, а также использовать полученные знания в будущей 
практической деятельности.

Выражаем глубокую признательность канд. хим. наук, 

проф. Т. А. Шершневой за большую работу над практикумом и ценные предложения по его усовершенствованию.

I. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ                   

1. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ 

ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Химическая термодинамика исследует закономерности превращений энергии в химических процессах. Она изучает движущие силы химических реакций, их направление 
и возможности реального осуществления в данных условиях, а также их энергетические характеристики. Химическая 
термодинамика базируется на трех законах (началах). Законы термодинамики представляют собой обобщение многовекового опыта человечества и являются постулатами.

1.1. Основные термодинамические понятия

Термодинамика основана на строгих понятиях: «система», «состояние системы», «функции состояния системы».

Термодинамической системой называют любой объект, состоящий из достаточно большого числа структурных 
единиц и отделенных от других объектов реальной или воображаемой граничной поверхностью. Объекты природы, 
не входящие в систему, называют окружающей средой.

Термодинамические системы по характеру обмена веществом и энергией с окружающей средой подразделяют 
на три типа:

– изолированные – системы не обмениваются с окружающей средой ни массой, ни энергией (Δm = 0, ΔE = 0);

– закрытые – системы обмениваются с окружающей 

средой энергией, но не обмениваются массой (Δm = 0, ΔE ≠ 0);

– открытые – системы обмениваются с окружающей 

средой и массой, и энергией (Δm ≠ 0, ΔE ≠ 0).

Обмен энергией может осуществляться передачей теплоты или совершением работы.

Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами: давлением (р), температурой (Т), концентрацией (С). При изменении параметров меняется состояние системы, осуществляется процесс.

В тех случаях, когда изменение состояния системы 

происходит при постоянном объеме, процесс называется 
изохорным (ΔV = 0); при постоянном давлении – изобарным 
(Δр = 0); при постоянной температуре – изотермическим 
(ΔТ = 0); при постоянных давлении и температуре – изобарно-изотермическим.

Термодинамические свойства системы – это свойства, 

изменение которых не зависит от пути процесса. Термодинамические свойства системы можно выразить с помощью 
нескольких функций состояния, называемых характеристическими. Наиболее используемые характеристические 
функции: внутренняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), энергия Гиббса (G).

Внутренняя энергия (U) включает все виды энергии системы: энергию движения молекул, атомов, ядер и других частиц, а также их потенциальную энергию. Она представляет 
способность системы совершать работу или передавать тепло. Внутреннюю энергию нельзя измерить, но можно определить ее изменение (ΔU) при переходе из одного состояния 
в другое: ΔU= U2–U1, где U2 и U1 внутренняя энергия системы 
в конечном и начальном состояниях. Изменение внутренней 
энергии в процессе можно измерить с помощью работы и теплоты, так как система может обмениваться с окружающей 
средой энергией в форме теплоты (Q) и работы (W).

Количественные соотношения между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает первый 
закон (начало) термодинамики:

 
ΔQ = ΔU +Δ W;  
(1) 

 
ΔQ = ΔU + p ΔV.  
(2) 

Теплота, подведенная к системе, расходуется на изменение ее внутренней энергии и на работу системы над окружающей средой. Первый закон термодинамики является 
следствием выражения закона сохранения энергии, согласно которому энергия не может ни создаваться, ни исчезать, 
но может превращаться из одной формы в другую.

В тех случаях, когда изменение состояния системы происходит при постоянном объеме (ΔV=0), тогда из математического выражения первого начала термодинамики (2) следует:

ΔQV = ΔU. 
(3) 

Из выражения (3) вытекает термодинамическое определение: внутренняя энергия – функция состояния, увеличение которой равно теплоте QV, полученной системой 
в изохорном процессе.

1.2. Энтальпия системы и ее изменение

Если на систему не действуют никакие другие силы 

кроме постоянного давления, т. е. при протекании химического процесса единственным видом работы является работа расширения W =pΔV, то 
 
QP = ΔU + pΔV.  
(4) 

Подставив ΔU = U2 – U1, получим:

 
QP = U2 – U1+ рV2 – pV1 = (U2 + рV2) – (U1 + pV1)  (5) 

Сумму (U + pV) называют энтальпией, обозначают Н.

H = U + pV;

 
QP = Н2 – Н1 = ΔН.
(6) 

Из выражения (6) следует, что энтальпия – функция 

состояния, увеличение которой равно теплоте, полученной 
системой в изобарном процессе.

Закон Гесса

Тепловым эффектом химической реакции называют 

максимальное количество тепла, которое выделяется или 
поглощается в необратимом процессе при постоянном объеме или давлении.

Раздел термодинамики, изучающий превращения энергии в химических реакциях, называется термохимией. Уравнения реакций, для которых указываются соответствующие 
изменения энтальпии, называются термохимическими.

Химические 
реакции, 
при 
протекании 
которых 

во внешнюю среду выделяется теплота и происходит уменьшение энтальпии системы (ΔНr<0), называются экзотермическими.

Реакции, в результате которых система поглощает теплоту извне и энтальпия возрастает (ΔНr >0), называются 
эндотермическими.

Например, окисление глюкозы происходит с выделением большого количества теплоты ΔH = – 2800 кДж, т. е. 
этот процесс – экзотермический. Соответствующее термохимическое уравнение запишется в виде:

С6 Н12 О6 (к) + 6 О2 (г) = 6 СО2 (г) + 6 Н2 О (г), 

ΔНr = – 2800 кДж 

В термохимических уравнениях указывают агрегатные 

состояния веществ: газообразное (г), жидкое (ж), кристаллическое (к), раствор (р).

Для многих реакций изменение энтальпии можно рассчитать с помощью справочных таблиц стандартных энтальпий образования реагентов и продуктов этих реакций. 
На основе таких расчетов может быть предсказана энергетика без проведения эксперимента.

Энтальпией образования (ΔHf ) (formation – образование) соединения называют изменение энтальпии си

стемы, сопровождающее образование 1 моль соединения 
из простых веществ. Энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю. Если исходные вещества 
и продукты реакции находятся в стандартном состоянии 
(р = 1 атм = 10 5 Па, Т = 298 К), энтальпию образования называют стандартной, обозначают ΔHfº, измеряют в килоджоулях на моль (кДж/моль); энтальпию реакции в стандартных 
условиях обозначают ΔHrº.

В 1840 г. Г. И. Гесс сформулировал закон: при постоянных давлении и температуре изменение энтальпии при 
образовании продуктов из данных реагентов не зависит 
от числа и вида реакций, в результате которых образуются 
эти продукты, а определяется начальным и конечным состоянием веществ. Закон Гесса рассматривают как следствие 
первого начала термодинамики.

В термохимических расчетах чаще применяется следствие из закона Гесса: изменение энтальпии реакции равно 
алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической 
суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов. Для реакции, представленной в общем виде 

νAA + νBB = νCC + νDD,

следствие из закона Гесса запишется с помощью равенства:

ΔHrº = νC ΔHfº (C) + νD ΔHfº (D) –νB ΔHfº (B) –νA ΔHfº (A).

Энтальпия сгорания (ΔHсº). Для органических веществ не всегда удается определить энтальпию образования, для них определяют энтальпию сгорания. Энтальпией 
сгорания (ΔHсº) называют тепловой эффект реакции окисления одного моля вещества до высшего оксида в стандартных условиях.

Изменение энтальпии реакции равно алгебраической 

сумме энтальпий сгорания стехиометрического количества 

исходных веществ за вычетом алгебраической суммы энтальпий сгорания стехиометрического количества продуктов реакции.

ΔHrº = νA ΔHсº (A) + νB ΔHсº (B) – νC ΔHсº (C) – νD ΔHсº (D).

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите изменение энтальпии реакции:

4NH3 (г) + 5O2 (г) = 4NO (г) + 6H2O (г).

Согласно следствию из закона Гесса:

ΔНrº = 6ΔНfº (H2O) + 4ΔНfº (NO) – 4ΔНfº (NH3).

Пользуясь табл. 1 приложения, находим ΔHfº и подставляем:

ΔHrº = 6· (–242) + 4·90–4· (–46) = –908 кДж.

ΔНrº < 0, реакция экзотермическая.

Задача 2. Определите изменение энтальпии реакции, 

считая, что все вещества находятся в жидком состоянии:

С2 Н5 ОН + СН3 СООН = СН3 СООС2 Н5 + Н2 О 

Для органических веществ определены ΔНcº.
Изменение энтальпии реакции составит:

ΔНrº = ΔНcº (С2 Н5 ОН) + ΔНcº (СН3 СООН) – 

–ΔНcº (СН3 СООС2 Н5) – ΔНcº (Н2 О).

ΔНrº = –1367–874 + 2254 = 13 кДж.

ΔНrº > 0, реакция эндотермическая.

Задача 3. Вычислите энтальпию образования этана 

С2 Н6 из простых веществ, если известно, что:

С2 Н6 (г) + 3,5 О2 (г) = 2 СО2 (г) + 3 Н2 О (ж), ΔНºr = –1560 кДж;

ΔНºf (СО2) = –393,5 кДж/моль;