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 агро‑

почвоведение», «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 «Фи‑
зическая и коллоидная химия».

Предназначен для студентов 1‑го курса агрономического факуль‑

тета, обучающихся по направлениям: «Агрохимия и агропочвоведе‑
ние», «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 государствен‑

ным стандартом и рабочей программой по физической и кол‑
лоидной 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» за‑

канчивает химическую подготовку студентов и является од‑
ним 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 ба‑
зовых знаний физики и химии.

Раздел «Физическая химия» изучает химическую тер‑

модинамику, кинетику и равновесие, свойства растворов 
электролитов и неэлектролитов, электрохимические про‑
цессы, 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 дисперсны‑
ми системами. Знание их и умение управлять процессами, 
в них протекающими, поможет решению ряда теоретиче‑
ских и практических вопросов, поставленных перед наукой 
и практикой сельскохозяйственного производства.

В течение семестра студенты выполняют лабораторные 

работы и оформляют отчеты. Отчет составляется по следу‑
ющему плану:

1. Цель работы.
2. Краткое изложение материала в соответствии с по‑

ставленной целью.

3. Порядок работы, краткое изложение хода работы.
4. При необходимости составление таблиц и выполне‑

ние графиков на миллиметровой бумаге.

5. Выводы, в которых формулируются итоги проделан‑

ной 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 практику‑
мом и ценные предложения по его усовершенствованию.

I. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ                   

1. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ 

ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Химическая термодинамика исследует закономерно‑

сти превращений энергии в химических процессах. Она из‑
учает движущие силы химических реакций, их направление 
и возможности реального осуществления в данных услови‑
ях, а также их энергетические характеристики. Химическая 
термодинамика базируется на трех законах (началах). Зако‑
ны термодинамики представляют собой обобщение много‑
векового опыта человечества и являются постулатами.

1.1. Основные термодинамические понятия

Термодинамика основана на строгих понятиях: «систе‑

ма», «состояние системы», «функции состояния системы».

Термодинамической системой называют любой объ‑

ект, состоящий из достаточно большого числа структурных 
единиц и отделенных от других объектов реальной или во‑
ображаемой граничной поверхностью. Объекты природы, 
не входящие в систему, называют окружающей средой.

Термодинамические системы по характеру обмена ве‑

ществом и энергией с окружающей средой подразделяют 
на три типа:

– изолированные – системы не обмениваются с окру‑

жающей 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 те‑

плоты или совершением работы.

Состояние системы характеризуется термодинамиче‑

скими параметрами: давлением (р), температурой (Т), кон‑
центрацией (С). При изменении параметров меняется со‑
стояние 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 – изобар‑
но-изотермическим.

Термодинамические свойства системы – это свойства, 

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

Внутренняя энергия (U) включает все виды энергии си‑

стемы: энергию движения молекул, атомов, ядер и других ча‑
стиц, а также их потенциальную энергию. Она представляет 
способность системы совершать работу или передавать теп‑
ло. Внутреннюю энергию нельзя измерить, но можно опре‑
делить 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 те‑
плоты, так как система может обмениваться с окружающей 
средой энергией в форме теплоты (Q) и работы (W).

Количественные соотношения между изменением вну‑

тренней 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 изме‑

нение ее внутренней энергии и на работу системы над окру‑
жающей средой. Первый закон термодинамики является 
следствием выражения закона сохранения энергии, соглас‑
но которому энергия не может ни создаваться, ни исчезать, 
но может превращаться из одной формы в другую.

В тех случаях, когда изменение состояния системы про‑

исходит при постоянном объеме (ΔV=0), тогда из математиче‑
ского выражения первого начала термодинамики (2) следует:

ΔQV = ΔU. 
(3) 

Из выражения (3) вытекает термодинамическое опре‑

деление: внутренняя энергия – функция состояния, уве‑
личение 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 химиче‑
ского процесса единственным видом работы является рабо‑
та 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 объ‑
еме или давлении.

Раздел термодинамики, изучающий превращения энер‑

гии в химических реакциях, называется термохимией. Урав‑
нения реакций, для которых указываются соответствующие 
изменения энтальпии, называются термохимическими.

Химические 
реакции, 
при 
протекании 
которых 

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

Реакции, в результате которых система поглощает те‑

плоту извне и энтальпия возрастает (ΔНr >0), называются 
эндотермическими.

Например, окисление глюкозы происходит с выделе‑

нием большого количества теплоты ΔH = – 2800 кДж, т. е. 
этот процесс – экзотермический. Соответствующее термо‑
химическое 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), кристал‑
лическое (к), раствор (р).

Для многих реакций изменение энтальпии можно рас‑

считать с помощью справочных таблиц стандартных эн‑
тальпий образования реагентов и продуктов этих реакций. 
На основе таких расчетов может быть предсказана энерге‑
тика без проведения эксперимента.

Энтальпией образования (ΔHf ) (formation – обра‑

зование) соединения называют изменение энтальпии си‑

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

В 1840 г. Г. И. Гесс сформулировал закон: при посто‑

янных 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 состо‑
янием веществ. Закон Гесса рассматривают как следствие 
первого начала термодинамики.

В термохимических расчетах чаще применяется след‑

ствие из закона Гесса: изменение энтальпии реакции равно 
алгебраической сумме энтальпий образования стехиометри‑
ческого количества продуктов за вычетом алгебраической 
суммы энтальпий образования стехиометрического количе‑
ства 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 ве‑

ществ не всегда удается определить энтальпию образова‑
ния, для них определяют энтальпию сгорания. Энтальпией 
сгорания (ΔHсº) называют тепловой эффект реакции окис‑
ления одного моля вещества до высшего оксида в стандарт‑
ных условиях.

Изменение энтальпии реакции равно алгебраической 

сумме энтальпий сгорания стехиометрического количества 

исходных веществ за вычетом алгебраической суммы эн‑
тальпий сгорания стехиометрического количества продук‑
тов 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 под‑

ставляем:

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;