Теории растворов. Закон Рауля и Генри

Курсовая работа по теме:

«Теории растворов. Закон Рауля и Генри»

СОДЕРЖАНИЕ

Введение

Теоретическая часть

.1 Классификация растворов

.2 Основные направления в развитии теории растворов

.3 Термодинамические условия образования растворов

.4 Парциальные молярные величины

.5 Основные методы определения парциальных молярных величин

.6 Закон Рауля. Идеальные растворы. Предельно разбавленные и неидеальные (реальные) растворы.

.7 Реальные растворы. Отклонения от закона Рауля. Диаграмма кипения

.8 Азеотропные смеси. Законы Гиббса - Коновалова. Законы Вревского

Практическая часть

Заключение

Список использованных источников

ВВЕДЕНИЕ

Растворы - важные физико-химические системы, играющие огромную роль в процессах жизнедеятельности, биологии и технике. Большинство биологических процессов в животных и растительных организмах протекает в водных растворах. Растворы используются также при проведении технологических процессов.

Различают растворы жидкие, газообразные, твердые. В свою очередь, например твердые растворы делятся на растворы замещения ,вычитания, внедрения. Также растворы классифицируют на идеальные, предельно разбавленные, неидеальные(реальные). Важной характеристикой раствора является его состав или концентрация.

Основные направления в развитии растворов: Физическая теория растворов. Химическая теория растворов.

Целью данной курсовой работы является подробно узнать и изучить растворы.

Исходя из поставленной цели, необходимо решить следующие задачи:

·Подробно описать классификацию растворов;

·Раскрыть основные направления в развитие растворов;

·Ознакомиться термодинамические условия образования растворов;

·Установить зависимость свойств растворов от состава и свойств его компонентов;

·Определить понятия идеальный раствор, предельноразбавленный раствор, реальный раствор(неидеальный раствор);

·Рассмотреть законы связанные непосредственно с данной темой

(законы: Рауля, Генри, Вревского, Гиббса -Коновалова );

·Изучить диаграмму «общее давление пара -состав раствора», температура -состав.

1 ТЕОРИТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

.1РАСТВОРЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ РАСТВОРОВ

Раствором называется однородная смесь, состоящая из двух или большего числа веществ, состав которой в определенных пределах может изменяться. Различают твердые, газообразные, жидкие растворы. Раскроем суть этой классификации.

Твердые растворы образуются при кристаллизации жидких расплавов или при растворении газов в твердых веществах. Твердые растворы в свою очередь делятся:

·Твердые растворы замещения

·Твердые растворы внедрения

·Твердые растворы вычитания

Твердые растворы замещения -такие растворы, которые образуются при сохранении структуры кристаллической решетки растворителя, являются наиболее распространенными. При образование таких растворов в узлах кристаллической решетки данного вещества атомы, молекулы и ионы замещаются частицами другого вещества. Образование возможно, если оба вещества близки по кристаллохимическим свойствам и размерам частиц(полное совпадение по свойствам и размерам).

Твердые растворы внедрения получаются путем внедрения частиц одного вещества в междоузлия кристаллической решетки другого вещества(растворителя). Такие растворы образуются, при условие, если размеры частиц внедряемого вещества меньше, чем размеров частиц растворителя.

Твердые растворы вычитания встречаются значительно реже. Они получаются при выпадение некоторых атомов из кристаллической ячейки ,в связи с чем эти растворы иногда называют твердыми растворами с дефектной решеткой.

Взаимная растворимость веществ, образующих твердые растворы зависит от внешних условий и особенно от температуры. С понижением температуры взаимная растворимость веществ часто уменьшается, а это приводит к разделению исходного твердого раствора на два насыщенных раствора- такой процесс называется разрывом сплошности твердых растворов.

Также растворы различают с :

·Неограниченной растворимостью

·Ограниченной растворимостью

На практике наиболее часто приходится сталкиваться с жидкими растворами. В жидком растворе различают растворитель и растворенное вещество, хотя с точки зрения термодинамики все компоненты системы равноценны.

Под растворителем понимают вещество, которое имеется в растворе в большем количестве. Растворителем может служить вода или органические жидкости (спирты, кетоны, кислоты, эфиры).

Остальные компоненты, присутствующие в растворе в меньших количествах, называют растворенными веществами[1].

.2ОСНОВНЫЕ НАПРАВЛЕНИЯ В РАЗВИТИИ ТЕОРИИ РАСТВОРОВ

Физическая теория растворов. Развитие взглядов на природу растворов с древних времен было связано с общим ходом развития науки и производства, а также с философскими представлениями о причинах химического сродства между различными веществами. В 17 и в первой половине 18в. широкое распространение в области естественных наук и философии получила корпускулярная теория растворов. В этой теории процесс растворения рассматривался как механический процесс , когда корпускулы растворителя входят в поры тел и отрывают частицы растворяемого вещества, которые занимают поры растворителя образуя единый раствор. Такие представления первоначально удовлетворительно объяснили тот факт, что данный растворитель может растворять не все вещества, а только некоторые.

В начале 19в. создаются предпосылки для развития физической теории растворов, которая явилась обобщением ряда исследований. Физическая теория растворов, возникшая главным образом на основе работ Я. Вант-Гоффа, С.Аррениуса и В. Оствальда, опиралась на экспериментальное изучение свойств разбавленных растворов (осмотическое давление, повышение температуры кипения , понижение температуры замерзания раствора, понижение давления пара над раствором), зависящие главным образом от концентрации растворенного вещества, а не от его природы[1]. Осмос -это самопроизвольное проникновение растворителя в раствор, отдаленный от него полупроницаемой перегородкой , через которую может поступать растворитель, не может, проходит растворенное вещество.

Раствор и растворитель, разделенные полупроницаемой перегородкой можно рассматривать как две фазы. Равновесие растворителя по обе стороны от перегородки выражается равенством его химического потенциала в растворе ( к которому приложено дополнительное давление )и химического потенциала чистого растворителя [2].

Количественные законы (Вант-Гоффа, Рауля) были интерпретированы в продолжении ,что в разбавленных растворах молекулы растворенного вещества подобны молекулам идеального газа. Отступление от этих законов ,наблюдаемые для растворов электролитов, были объяснены на основе теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.

Аналогия между сильно разбавленными растворами и газами многим ученым показалась столь убедительной ,что они стали рассматривать процесс растворения как физический акт. С точки зрения этих ученых растворитель является только средой, в которую могут диффундировать частицы растворенного вещества. Простота представлений физической теории растворов и успешное применение ее для объяснения многих свойств растворов обеспечили быстрый успех этой теории [1].

Химическая теория растворов. Д.И. Менделеев и его последователи рассматривали процесс образования раствора как разновидность химического процесса, для которого характерно взаимодействие между частицами компонентов. Д.И. Менделеев рассматривал растворы как системы ,образованные частицами растворителя ,растворенного вещества и неустойчивых химических соединений ,которые образуются между ними и находятся в состояние частичной диссоциации. Д.И. Менделеев отмечал, что процессы ,протекающие в растворе ,имеют динамический характер и на необходимость использования всей суммы физических и химических сведений о свойствах частиц, образующих раствор ,подчеркивал, что все компоненты раствора равноправны и без учета свойств и состояний каждого из них нельзя дать полной характеристики системы в целом. Большое значение ученый придавал изучению свойств растворов как функции температуры ,давления ,концентрации ; он впервые высказал мысль о необходимости изучения свойств растворов в смешанных растворителях. Развивая учение Д.И. Менделеева, сторонники химического взгляда на природу растворов указали, что частицы растворенного вещества движутся не в пустоте, а в пространстве , занятом частицами растворителя , с которыми они взаимодействуют, образуя сложные ,различные по устойчивости соединения[1]. Развитием теории Д.И.Менделеева является полиэдрическая теория образования растворов, согласно которой в жидкости из однородных и разнородных молекул создаются элементарные пространственные группы-полиэдры. Однако химическая теория не может объяснить механизм образования идеальных растворов, отклонения в свойствах реальных растворов от свойств идеальных растворов[1].

Развитие химической теории растворов шло в нескольких направлениях объединенных единой идеей о взаимодействии растворителя с растворенным веществом. Эти исследования касались нахождения определенных соединений в растворе на основе изучения диаграмм свойство- состав, изучения давления пара над растворами , распределения веществ между двумя растворителями, изучения термохимии растворов. Работы по определению соединений в растворах были связаны с большими трудностями, так как прямым опытом было невозможно доказать существование сложных соединений (гидратов) в водных растворах, поскольку они находятся в состояние диссоциации, и попытки выделить их из растворов в неразложенном виде заканчивались неудачей. Большое значение для подтверждения химической теории растворов имели термодинамические исследования. На многих системах было показано, что при образовании раствора наблюдается охлаждение или нагревание системы ,что объясняли химическими взаимодействием между компонентами. Химическую природу процесса растворения подтверждали и исследования давления пара над раствором , и изучение распределения веществ между двумя растворителями.

К началу 20 в. накопился обширный экспериментальный материал, показывающий, что растворы являются сложными системами , в которых наблюдается явление ассоциации, диссоциации, комплексообразования, и при их изучении необходимо учитывать все виды взаимодействия между частицами, имеющимися и образующимися в растворе.

В связи с большим разнообразием растворов для объяснения их природы и свойств используются представления и физической и химической теории растворов [1].

1.3ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ УСЛОВИЯ ОБРАЗОВАНИЯ РАСТВОРОВ

Образование раствора из компонентов - процесс самопроизвольный, в котором , как и в любом самопроизвольном процессе, протекающем в закрытой системе, находящейся под влиянием двух внешних факторов (Р и Т), G <0. Следовательно, термодинамическим условием образования раствора является убыль энергии Гиббса. Такой процесс будет протекать самопроизвольно, до тех пор пока в системе не установится равновесие: растворяемый компонент (тв, ж, г) растворяемый компонент (раствор). Энергия Гиббса в этом случае равна нулю.

С точки зрения термодинамики раствор называется насыщенным, если химический потенциал чистого растворяемого вещества(твердого ,жидкого, газообразного) равен химическому потенциалу этого вещества в растворе[1].

.4 ПАРЦИАЛЬНЫЕ МОЛЯРНЫЕ ВЕЛИЧИНЫ

Особенность термодинамического подхода к растворам заключается в том, что здесь не требуется представлений о молекулярном механизме взаимодействия в растворах. Основным вопросом при таком подходе является установления зависимости растворов от состава и свойств его компонентов. Для установления такой зависимости пользуются парциальными молярными величинами [1].

Термодинамические свойства раствора, как и любой другой термодинамические системы, подразделяются на экстенсивные и интенсивные. Экстенсивные свойства(объем, внутренняя энергия, энтропия, энтальпия ) обычно относят ко всему раствору как единому целому ,а не к отдельным его компонентам. Для характеристики вклада в экстенсивное свойство раствора того или иного компонента Льюис предложил использовать парциальные мольные величины.

Парциальной молярной величиной данного компонента i называют частную производную от экстенсивного свойства раствора (g) по числу молей этого компонента (ni) при постоянстве температуры, давления и числа молей всех остальных компонентов:

Парциальная молярная величина (gi) i-ого компонента характеризует изменение данного экстенсивного свойства раствора при добавление 1 моль i-ого компонента к столь большому количеству раствора при постоянной температуре и давлении, что добавление этого количества компонента практически не изменяет состава раствора.

Согласно определению

;

Сравнение соотношений показывает, что

т.е химический потенциал компонента раствора является парциальной молярной величиной или, конкретнее, парциальной молярной энергией Гиббса.

где dg -изменение экстенсивного свойства раствора при добавлении к нему dn1 молей 1-ого компонента, dn2-2-ого компонента и. т. д. небольшими порциями и в таком соотношении, чтобы состав раствора не изменился. При таком добавлении изменится масса раствора, а парциальные мольные величины останутся неизменными.

Величину экстенсивного свойства раствора находим, проинтегрировав уравнение :

Постоянная интегрирования в уравнение равна нулю, так как при всех ni=0 g=0. Уравнение называется первым уравнением Гиббса -Дюгема.

Наиболее эффективно применение кажущихся молярных величин в термодинамике бинарных соединений.

.5 ОСНОВНЫЕ МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ ПАРЦИАЛЬНЫХ МОЛЯРНЫХ ВЕЛИЧИН

Парциальные молярные величины бинарных систем могут быть определены аналитическим или графическими методами.

Аналитический метод. Экспериментальным путем определяют экстенсивное свойство раствора при различном числе молей растворенного вещества (n2) в одном и том же количестве растворителя при постоянных температуре и давлении. Зависимость экстенсивного свойства раствора от n2 выражают эмпирическим уравнением, например вида

Парциальную молярную величину определяют дифференцированием уравнения по :

При подстановке в это уравнение находят для раствора данного состава. Аналитический метод является наиболее точным, но трудоемким.

Графические методы. а) Метод отрезков позволяет одновременно определить парциальные молярные величины и растворителя, и растворенного вещества. Экспериментально определяют экстенсивное свойство 1 моль раствора (gm) в зависимости от состава. Для 1 моль раствора n1=x1 и n2=x2. Следовательно, первое уравнение Гиббса - Дюргема можно записать в виде

gm=

Для определения и строят графическую зависимость экстенсивного свойства. Чтобы найти парциальные молярные объемы компонентов этого раствора надо провести касательную аb в точке c. Отрезки, отсекаемые касательной на осях ординат, дают значение парциальных молярных объемов растворителя и растворенного вещества.

б) Определение g2 по тангенсу угла наклона касательной.

Экспериментальным путем определяют экстенсивное свойство раствора при различном числе молей растворенного вещества (n2) в одном и том же количестве растворителя при постоянной температуре и давлении строят графическую зависимость g=f(n2).

Для определения проводят касательную в точке с (при n2=n2´) к кривой, выражающей зависимость g=f(n2). В растворе, содержащем n2´ моль растворенного вещества = tg?.

в) Определение парциальной молярной величины одного компонента по известным значениям парциальных молярных величин второго компонента. Согласно уравнению

Значение интеграла находят из графика, построенного в координатах

Площадь заштрихованной фигуры дает величину интеграла

.6 ЗАКОН РАУЛЯ. ИДЕАЛЬНЫЕ РАСТВОРЫ. ПРЕДЕЛЬНО РАЗБАВЛЕННЫЕ РАСТВОРЫ

Закон Рауля: Парциальные давления пара Рi , компонента идеального раствора равно произведению давления пара чистого компонента на его мольную долю в растворе т.е

;

В простейшем случае зависимость парциального давления пара растворителя от состава бинарного раствора имеет следующий вид:

Это уравнение можно придать и иной вид:

Уравнения и являются выражениями закона Рауля(1886).

Обычно при повышении температуры (пока давление насыщенного пара относительно невелико) отклонение от закона Рауля по форме уменьшаются. Но при достаточно высоких температурах, когда давление насыщенного пара раствора очень велико уравнение становится неточным, так как возрастают отклонения пара от закона идеальных газов. В этих условиях термодинамические свойства газов целесообразно связывать не с давлением, а с летучестями fi , и соответственно, закон Рауля выражать в форме уравнения

(6.4а)

аналогичного уравнению

Растворы, следующие по закону Рауля в форме уравнения (6.4а) при всех концентрациях и всех температурах, называют идеальными растворами, они являются предельными, простейшим типом жидких растворов[3].

Раствор, образование которого из компонентов, взятых в одинаковом агрегатном состоянии в любых соотношениях, не сопровождается тепловым эффектом и изменением объема, а изменение энтропии равно изменению энтропии при смешении идеальных газов. Такой раствор тоже можно считать идеальным[2].

Легко показать, что если для пара растворителя соблюдается уравнение (6.4а), то должно соблюдаться аналогичное уравнение для пара второго, растворенного компонента. Из уравнения (6.4а) получаем:

Представим уравнение Гиббса - Дюгема

в виде:

Преобразовав его правую часть путем подстановки значения из уравнения (5.4а) и соответствующего выражения для d:

Если уравнение (5.4а) справедливо для всех концентраций (идеальный раствор), то уравнение , также справедливо для всех концентраций. При х=1, очевидно, и, следовательно

При невысоких температурах, когда парциальные давления компонентов невелики и летучести компонентов достаточно близки к их парциальным давлениям, возвращаемся к выражениями для первого компонента (закон Рауля) , а уравнение приобретает вид:

(6.10)

Закон Генри: при постоянной температуре раствор данного газа в данном растворителе прямо пропорционально давлению этого газа над раствором.

где С -молярные концентрации газа в растворителе

р -парциальное давление газа под раствором

к- величина называется коэффициентом Генри.

Уравнение (6.10) выражает закон Генри: парциальное давление пара растворенного вещества пропорционально его мольной доле. Закон Генри был найден опытным путем для растворов газов в жидкостях(1803) [4].

Предельно разбавленные растворы. Раствор, в котором концентрация растворенного вещества мала[1].

В предельно разбавленных растворах для растворенного вещества справедлив закон Генри, который был установлен опытным путем на основании данных о растворимости газов в жидкостях. Уравнение Генри можно получить на основании термодинамических положений.

Согласно второму уравнению Гиббса -Дюгема, для бинарного раствора

С учетом (8.101) уравнение принимает вид

Величина

(8.101)

называется химическим потенциалом индивидуального i-ого вещества в газовой смеси, а величина - стандартным химическим потенциалом.

отсюда

Из закона Рауля

Следует ,что

При поставке и в получаем

При поставке и в получаем

После интегрирования находим

где lnK -постоянная интегрирования.

Отсюда

где Г=КР -постоянная Генри (Р0= 1,0133*105 Па).

Уравнение и представляет собой закон Генри. Для идеальных растворов и уравнение принимает вид

Для неидеальных растворов, включая предельно разбавленные, постоянная Генри . Постоянная Генри для неидеальных растворов определяется из опытных данных по давлению пара Р2=f(x2) в соответствие с условием

[1].

1.7 РЕАЛЬНЫЕ РАСТВОРЫ. ПОЛОЖИТЕЛЬНЫЕ И ОТРИЦАТЕЛЬНЫЕ ОТКЛОНЕНИЯ ОТ ЗАКОНА РАУЛЯ. ДИАГРАММЫ КИПЕНИЯ

Все растворы, которые не подчиняются термодинамическим закономерностям идеальных и предельно разбавленных растворов, объединяются под общим названием - неидеальные (реальные ) растворы [5].

Среди неидеальных растворов выделяют регулярные и атермальные растворы.

Регулярные растворы -это те растворы у которых при смешивание компонентов, взятых в одинаковом агрегатном состоянии, изменение энтальпии и объема не равны нулю, но изменение энтропии такое же, как при смешение идеальных газов.

Атермальные растворы - это реальные растворы, теплота образования которых равна нулю [2].

Реальные растворы в подавляющем большинстве не подчиняются законам идеальных растворов. Очень многие из них не подчиняются, например закону Рауля, причем известны как положительные , так и отрицательные отклонения от этого закона. Если давления пара над реальным раствором больше ,чем над идеальным раствором такого же состава, отклонение от закона Рауля называют положительными, а если меньше -отрицательными. У растворов, образованных летучими компонентами, отклонения называют положительными, если общее давления пара больше аддитивной величины, и отрицательными - если оно меньше. Знак и величина отклонения зависят от природы растворителя и растворенного вещества.

Отклонения от идеальности обусловлены как физическими, так и химическими причинами (дипольные взаимодействия, поляризация, образование водородных связей, ассоциация, диссоциация, сольватация) [1]

Для изучения равновесия пар - жидкий раствор применяют два типа диаграмм состояния: 1)диаграммы давление пара -состав, при Т=const; 2) диаграммы температура кипения - состав, при р=const.

На практике чаще используют диаграммы состояния Т - состав, называемыми диаграммами кипения. На этих диаграммах есть фигуративные(выражающие состав двух равновесных фаз) точки, отображающие температуры кипения чистых компонентов при данном внешнем давлении. Каждая диаграмма имеет две кривые, разделяющие диаграмму на три области: область пара ,область жидкости, область равновесия пара и жидкости [4]

.8 АЗЕОТРОПНЫЕ СМЕСИ. ЗАКОНЫ ГИББСА - КОНОВАЛОВА. ЗАКОНЫ ВРЕВСКОГО

Азеотропные смеси. Реальные растворы со значительным отклонением от идеальности либо положительным, либо отрицательным способны образовывать азеотропные смеси (азеотропы). Азеотропы - это растворы при испарение которых получается пар того же состава, что и исходная жидкость (). Это условно инвариантные системы (Сусл=2-2=0)

Для идеальных и реальных растворов справедлив первый и второй законы Гиббса-Коновалова:

Первый закон Гиббса - Коновалова: пар по сравнению с жидким раствором, из которого он был получен, при равновесии богаче тем компонентом, прибавление которого к раствору приводит к понижению температуры кипения раствора при заданном внешнем давлении или к повышению давления пара над раствором.

Второй закон Гиббса - Коновалова: в азеотропных смесях диаграмм состояния экстремальные точки (максимум и минимум) составы жидкости и пара совпадают [1].

Основные закономерности влияния температуры на состав пара, равновесного с летучей смесью, вытекают из основных термодинамических соотношений для летучих смесей и называются законами Вревского.

Первый закон Вревского:

При повышении температуры пар, находящийся в равновесии с летучей смесью постоянного (заданного) состава, обогащается тем компонентом, парциальная молярная теплота испарения которого больше. Эта закономерность справедлива для летучих смесей как без азеотропа, так и с азеотропом.

Второй закон Вревского: В системах с максимумом на кривой давления пара при повышении температуры в азеотропной смеси возрастает относительное содержание компонента с большей парциальной молярной теплотой испарения, а в летучей смеси с минимумом на кривой давления пара изменение относительного содержания компонента обратное.

Третий закон Вревского:

При повышение температуры в системах с максимумом на кривой давления пара состав пара ,находящегося в равновесии с данной летучей смесью, и состав азеотропной смеси изменяются в одном направление. Третий закон является следствием первого и второго закона.

Законы Вревского могут быть сформулированы также для зависимости температуры кипения от состава [2].

2 ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Выполнить задание:

На основание данных о составах жидкой «X» и паровой «Y» фаз в мольных процентах вещества А, находящихся в равновесии при температуре Т и общем давление Р(см. табл.1):

1.Постройте диаграмму кипения системы А-В при Р= const.

.Обозначьте буквами на диаграмме области существования : систем в парообразном состоянии «С», систем в жидком состояние «Е», систем в гетерогенном состояние «F». Обозначьте точки сосуществования фаз одинакового состава «G».

.Определите температуру начала и конца кипения системы D (табл.1),состав которой будет равен d молярных % вещества А (табл.2).

.Определите в молярных % состав жидкой фазы системы D, находящейся в равновесии с паровой фазой при температуре Т1.

.Определите состав в молярных % паровой фазы системы D, находящейся в равновесии с жидкой фазой при температуре Т1.

.Определите отношение числа молей жидкой фазы к числу молей паровой фазы системы D, находящейся в равновесии при температуре Т1.

.Определите количество молей веществ А и В, содержащихся в 1 кг системы D.

.Определите количество молей веществ А, содержащихся в 1 кг системы D.

.Определите количество молей веществ В, содержащихся в 1 кг системы D [3].

Таблица 1

№ варианта Система DP?10-4 H/м2Состав, мол.% T, K XY1234566А-H2O B-C3H7OH10,133100,0100,0373,099.089.0368,098.078.4365,096.068.0363,594.064.9362,390.062.8361,580.060.8361,170.059.6360,960.057.6360,850.054.8360,940.050.8361,330.044.9362,020.035.9363,515.029.6364,510.022.2365,84.010.0367,00.00.0370,3

Таблица 2

№ варианта dT, K675.0363раствор молярный закон

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Растворы -это важные физико-химические системы, играющие огромную роль в процессах жизнедеятельности, биологии и технике.

Развитие взглядов на природу растворов с древних времен было связано с общим ходом развития науки и производства, а также с философскими представлениями о причинах химического сродства между различными веществами. Растворы далеко не совсем изучены.

Рассмотрев в данной курсовой работе, вопросы, касающиеся классификации растворов, основных направление в развитии теорий и термодинамического подхода, важнейших характеристик растворов. А также законов, связанных с растворами можно сделать следующие выводы:

·Растворы делятся на твердые (растворы: вычитания, замещения , внедрения), жидкие и газообразные. Также растворы бывают идеальные, предельно разбавленные, неидеальные.

·Все растворы ,которые не подчиняются закономерностям идеальных растворов считаются неидеальными.

·Важной характеристикой растворов является концентрация.

·Существуют физические и химические теории растворов.

·Термодинамическим условием образования раствора является убыль энергии Гиббса.

Рассмотрели понятия азеотропные смеси и связанные с ними законы Гиббса - Коновалова. Законы Рауля и Генри. Изучили диаграмму состояния.

Дальнейшее изучение растворов приведет к новым открытиям.

СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ИСТОЧНИКОВ

.Краснов, К. Физическая химия / Н.Воробьев.-М.: Высшая школа, 2001-511с.

2.Стронберг, А. Физическая химия/ Д. Семченко.-М.:Высшая школа, 199 -527с.

.Герасимов, Я. Курс физической химии/ Я. Герасимов .-М.:Химия,1970-592с.

.Буданов,В. Практикум по физической химии/ Н. Воробьев.-М.:Хими, 1986-350с.