Химия растворов

Размещено на http://www.allbest.ru/

1. Общая характеристика растворов. Концентрация растворов

раствор газ термодинамика химический

Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя.

Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (вода и ацетон, золото и серебро), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве.

Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями.

Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других.

Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия.

Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли.

Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.

Концентрация растворов

Массовая доля

Массовая доля -- отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

§ m1 -- масса растворённого вещества, г ;

§ m -- общая масса раствора, г.

Массовое процентное содержание компонента, m%

m%=(mi/Уmi)*100

Объёмная доля

Объёмная доля -- отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

§ V1 -- объём растворённого вещества, л;

§ V -- общий объём раствора, л.

Молярность (молярная объёмная концентрация)

Молярная концентрация -- количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/мі, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации , которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным. Примечание: единица «моль» не склоняется по падежам. После цифры пишут «моль», подобно тому, как после цифры пишут «см», «кг» и т. д.

,

где:

§ н -- количество растворённого вещества, моль;

§ V -- общий объём раствора, л.

Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента, или просто «нормальность»)

Нормальная концентрация -- количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.

,

где:

§ н -- количество растворённого вещества, моль;

§ V -- общий объём раствора, л;

§ z -- число эквивалентности (фактор эквивалентности

Мольная (молярная) доля

Мольная доля -- отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,

где:

§ нi -- количество i-го компонента, моль;

§ n -- число компонентов;

Моляльность (молярная весовая концентрация, моляльная концентрация)

Моляльность -- количество растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-мольным.

,

где:

§ н -- количество растворённого вещества, моль;

§ m2 -- масса растворителя, кг.

Титр раствора

Титр раствора -- масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

,

где:

§ m1 -- масса растворённого вещества, г;

§ V -- общий объём раствора, мл;

2. Первый закон термодинамики

Формулировка:

В изолированной термодинамической системе сумма всех видов энергии является величиной постоянной.

Этот закон является частным случаем всеобщего закона сохранения и превращения энергии, который гласит, что энергия не появляется и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой. Из этого закона следует, что уменьшение общей энергии в одной системе, состоящей из одного или множества тел, должно сопровождаться увеличением энергии в другой системе тел. Существую другие формулировки этого закона:

1. Не возможно возникновение или уничтожение энергии (эта формулировка говорит о невозможности возникновения энергии из ничего и уничтожения ее в ничто).

2. Любая форма движения способна и должна превращаться в любую другую форму движения (эта философская формулировка подчеркивает неуничтожимость энергии и ее способность взаимопревращаться в любые другие виды энергии).

3. Вечный двигатель первого рода невозможен. (Под вечным двигателем первого рода понимают машину, которая была бы способна производить работу не используя никакого источника энергии).

4. Теплота и работа являются двумя единственно возможными формами передачи энергии от одних тел к другим.

Энтальпия

В прошлом столетии Гибсс ввел в практику тепловых расчетов новую функцию - энтальпию.

Определение: Энтальпия это сумма внутренней энергии тела и произведения давления на объем.;

I = U + PV;

где: I - энтальпия; U -внутреней энергия; P - давление; V -объем.

Удельная энтальпия i это отношение энтальпии тела к его массе. Удельная энтальпия это параметр состояния. Значение удельной энтальпии пара и воды при определенном давлении и температуре можно найти в справочнике. Пользуясь этими данными, можно определить количество теплоты участвующее в процессе или работу процесса. Энтропия. Теплота q не является функцией состояния, количество теплоты выделившейся или поглотившейся в процессе зависит от самого процесса. Функцией состояния является энтропия обозначается S размерность [Дж/К]

dS = dQ/T

где dS - дифференциал энтропии; dQ - дифференциал теплоты; Т - абсолютная температура;

Удельная энтропия - отношение энтропии тела к его массе. Удельная энтропия s является справочной величиной. Удельная энтропия - функция состояния вещества, принимающая для каждого его состояния определенное значение:

s = f (Р, v, Т) [Дж/(кг x K)]

3. Растворимость газов в жидкостях

Растворимость газов в жидкостях в очень большой степени зависит от природы газа и растворителя, от температуры и давления. Если между газом и растворителем нет химического взаимодействия, то обычно концентрация газа не велика. При нормальных условиях в 1 л воды растворяется 875 г аммиака и только 0,002 г водорода. Так же плохо в воде растворяется азот. Кислород в воде растворяется примерно в 2 раза лучше, чеи азот. Поэтому воздух, растворенный в воде, более богат кислородом, чем воздух атмосферы.

Зависимость растворимости газов от давления определяется законом Генри. Согласно закону Генри растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна давлению газа над раствором :

с = Кp

с- концентрация газа в растворе; р- давление газа над раствором; К - коэффициент пропорциональности, зависящий от природы жидкости и газа.

Закон Генри справедлив только для разбавленных растворов и низких давлений. Для смеси газов растворимость каждого из них пропорциональна его парциальному давлению. Газы , вступающие во взаимодействие с растворителем (например NH3, SO2, HCl с водой ) , закону Генри не подчиняются. Их растворимость так же растет с повышением давления, но по более сложному закону.

Понижение давления газа над раствором ведет к уменьшению растворимости газа и выделению его из жидкости в виде пузырьков. Примером могут служить различные газированные напитки (фруктовые воды, шампанское) , в которых при большом давлении растворен диоксид углерода. При открывании бутылки давление над жидкостью резко снижается и растворенный СО2 интенсивно выделяется.

Растворение газов почти всегда идет с выделением теплоты. С повышением температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса и растворимость газов уменьшается; с понижением температуры растворимость газов увеличивается. Длительным кипячением можно почти полностью удалить растворенные газы из жидкости, а насыщение жидкостей газом целесообразнее проводить при низких температурах.

Растворимость газов уменьшается при наличии в растворе третьего компонента

4. Второй закон термодинамики

Первый закон термодинамики утверждает, что теплота может превращаться в работу, а работа в теплоту, не устанавливая условий, при которых возможны эти превращения. Повседневные наблюдения и опыты показывают, что теплота сама может переходить только от нагретых тел к более холодным (до полного равновесия). Только за счет затраты работы можно изменить направление движения теплоты. Это свойство теплоты резко отличается от работы. Работа легко и полностью превращается в теплоту.

В тепловых машинах превращение теплоты в работу происходит только при наличии разности температур между источниками теплоты и теплоприемниками. При этом вся теплота не может быть превращена в работу. Закон, позволяющий указать направление теплового потока, и устанавливающий максимально возможный предел превращения теплоты в работу в тепловых машинах - 2-й закон термодинамики.

Формулировки второго закона термодинамики:

1. Вечный двигатель второго рода не возможен (под вечным двигателем второго рода понимается машина, которая могла бы превращать всю подводимую к ней теплоту в работу. Такая машина имела бы КПД = 1).

2. Стопроцентное превращение теплоты в работу посредством тепловой машины - двигателя невозможно. Условия работы тепловых машин:

1. Тепловая машина всегда работает в определенном перепаде температур. (Это значит, что для работы такой машины необходим иметь по крайней мере 1 источник теплоты, и 1 приемник теплоты).

5. Предмет коллоидной химии. Дисперсные системы их классификация

Коллоидная химия - это наука о дисперсном (высоко раздробленном) состоянии вещества. В широком смысле слова, раздробленность на молекулярном, атомном, ядерном и т.д. уровне присуща любому веществу и представляет собой зернистость материи. В коллоидной химии понятие дисперсность простирается в широкую область размеров: от больших, чем простые молекулы, до видимых невооруженным глазом, т.е. от 10-7 до 10-2см. Современная коллоидная химия изучает как грубодисперсные системы (суспензии, эмульсии, порошки с размерами частиц более 1 мкм), так и высокодисперсные - с размерами частиц 1-100 нм. Раньше коллоидную химию рассматривали как часть физической химии. Затем она выделилась в самостоятельную отрасль знаний.

Коллоидные частицы обладают более интенсивной окраской, большей прочностью и твердостью, чем крупные частицы того же вещества. Многие вещества, практически не растворимые, заметно растворяются в коллоидном состоянии. Дело в том, что законы физической химии были установлены для идеализированных систем (идеальных газов, бесконечно разбавленных растворов и других моделей) с перспективой их дальнейшего усложнения

Дисперсные системы

Диспемрсная системма -- это образованная из двух или более фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Если фаз несколько, их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т. д.). Обычно дисперсные системы -- это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза. Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы. Сочетания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить девять видов дисперсных систем. Для краткости записи их принято обозначать дробью, числитель которой указывает на дисперсную фазу, а знаменатель на дисперсионную среду, например для системы «газ в жидкости» принято обозначение Г/Ж.

Обозначение	Дисперсная фаза	Дисперсионная среда	Название и пример
Г/Г	Газообразная	Газообразная	Дисперсная система не образуется
Ж/Г	Жидкая	Газообразная	Аэрозоли: туманы, облака
Т/Г	Твёрдая	Газообразная	Аэрозоли (пыли, дымы), порошки
Г/Ж	Газообразная	Жидкая	Газовые эмульсии и пены
Ж/Ж	Жидкая	Жидкая	Эмульсии: нефть, крем, молоко
Т/Ж	Твёрдая	Жидкая	Суспензии и золи: пульпа, ил, взвесь, паста
Г/Т	Газообразная	Твёрдая	Пористые тела
Ж/Т	Жидкая	Твёрдая	Капиллярные системы: жидкость в пористых телах, грунт, почва
Т/Т	Твёрдая	Твёрдая	Твёрдые гетерогенные системы: сплавы, бетон, ситаллы, композиционные материалы

По кинетическим свойствам дисперсной фазы дисперсные системы можно разделить на два класса:

§ Свободнодисперсные системы, у которых дисперсная фаза подвижна;

§ Связнодисперсные системы, дисперсионная среда которых твердая, а частицы их дисперсной фазы связаны между собой и не могут свободно перемещаться.

В свою очередь эти системы классифицируются по степени дисперсности.

Системы с одинаковыми по размерам частицами дисперсной фазы называются монодисперсными, а с неодинаковыми по размеру частицами -- полидисперсными. Как правило, окружающие нас реальные системы полидисперсны.

По размерам частиц свободнодисперсные системы подразделяют на:

Название	Размер частиц, м
Ультрамикрогетерогенные	10?9…10?7
Микрогетерогенные	10?7…10?5
Грубодисперсные	более 10?5

Ультрамикрогетерогенные системы также называют коллоидными или золями. В зависимости от природы дисперсионной среды, золи подразделяют на твёрдые золи, аэрозоли (золи с газообразной дисперсионной средой) и лиозоли (золи с жидкой дисперсионной средой). К микрогетерогенным системам относят суспензии, эмульсии, пены и порошки. Наиболее распространёнными грубодисперсными системами являются системы «твёрдое -- газ», например, песок.

6. Законы термохимии

Тепловой эффект химической реакции. Основные законы термохимии.

В каждом веществе запасено определенное количество энергии. С этим свойством веществ мы сталкиваемся уже за завтраком, обедом или ужином, так как продукты питания позволяют нашему организму использовать энергию самых разнообразных химических соединений, содержащихся в пище. В организме эта энергия преобразуется в движение, работу, идет на поддержание постоянной (и довольно высокой!) температуры тела.

Энергия химических соединений сосредоточена главным образом в химических связях. Чтобы разрушить связь между двумя атомами, требуется ЗАТРАТИТЬ ЭНЕРГИЮ. Когда химическая связь образуется, энергия ВЫДЕЛЯЕТСЯ.

Вспомним, что атомы не соединялись бы между собой, если бы это не вело к "выигрышу" (то есть высвобождению) энергии. Этот выигрыш может быть большим или малым, но он обязательно есть при образовании молекул из атомов.

Любая химическая реакция заключается в разрыве одних химических связей и образовании других.

Когда в результате химической реакции при образовании новых связей выделяется энергии БОЛЬШЕ, чем потребовалось для разрушения "старых" связей в исходных веществах, то избыток энергии высвобождается в виде тепла. Примером могут служить реакции горения. Например, природный газ (метан CH4) сгорает в кислороде воздуха с выделением большого количества теплоты (рис. 1-1а). Такие реакции называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ от латинского "экзо" - наружу (имея в виду выделяющуюся энергию).

В других случаях на разрушение связей в исходных веществах требуется энергии больше, чем может выделиться при образовании новых связей. Такие реакции происходят только при подводе энергии извне и называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "эндо" - внутрь). Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H2 из угля и воды, которое происходит только при нагревании

Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного МОЛЯ реагента или (реже) для моля продукта реакции. Такая величина называется ТЕПЛОВЫМ ЭФФЕКТОМ РЕАКЦИИ. Например, тепловой эффект реакции сгорания водорода в кислороде можно выразить любым из двух уравнений:

2 H2(г) + O2(г) = 2 H2О(ж) + 572 кДж

H2(г) + 1/2 O2(г) = H2О(ж) + 286 кДж

Оба уравнения одинаково правильны и оба выражают тепловой эффект экзотермической реакции образования воды из водорода и кислорода. Первое - на 1 моль использованного кислорода, а второе -на 1 моль сгоревшего водорода или на 1 моль образовавшейся воды.

Значки (г), (ж) обозначают газообразное и жидкое состояние веществ. Встречаются также обозначения (тв) или (к) - твердое, кристаллическое вещество, (водн) - растворенное в воде вещество и т.д.

Обозначение агрегатного состояния вещества имеет важное значение. Например, в реакции сгорания водорода первоначально образуется вода в виде пара (газообразное состояние), при конденсации которого может выделиться еще некоторое количество энергии. Следовательно, для образования воды в виде жидкости измеренный тепловой эффект реакции будет несколько больше, чем для образования только пара, поскольку при конденсации пара выделится еще порция теплоты.

Используется также частный случай теплового эффекта реакции - ТЕПЛОТА СГОРАНИЯ. Из самого названия видно, что теплота сгорания служит для характеристики вещества, применяемого в качестве топлива. Теплоту сгорания относят к 1 молю вещества, являющегося топливом (восстановителем в реакции окисления), например:

C2H2 + 2,5 O2 = 2 CO2 + H2O + 1300 кДж

ацетилен теплота сгорания ацетилена

Тепловые эффекты химических реакций нужны для многих технических расчетов.

Врачи-диетологи используют тепловые эффекты окисления пищевых продуктов в организме для составления правильных рационов питания не только для больных, но и для здоровых людей - спортсменов, работников различных профессий. По традиции для расчетов здесь используют не джоули, а другие энергетические единицы - калории (1 кал = 4,1868 Дж). Энергетическое содержание пищи относят к какой-нибудь массе пищевых продуктов: к 1 г, к 100 г или даже к стандартной упаковке продукта. Например, на этикетке баночки со сгущенным молоком можно прочитать такую надпись: "калорийность 320 ккал/100 г".

Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и тепловой эффект реакции, называются ТЕРМОХИМИЧЕСКИМИ УРАВНЕНИЯМИ.

Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя.

Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте.

Приведем пример. В лаборатории чрезвычайно трудно осуществить "в чистом виде" реакцию получения метана СH4 путем прямого соединения углерода с водородом:

С + 2 H2 = СH4

Но можно многое узнать об этой реакции с помощью вычислений. Например, выяснить, будет эта реакция экзо- или эндотермической, и даже количественно рассчитать величину теплового эффекта.

Известны тепловые эффекты реакций горения метана, углерода и водорода (эти реакции идут легко):

а) СH4(г) + 2 O2(г) = СO2(г) + 2 H2О(ж) + 890 кДж

б) С(тв) + O2(г) = СO2(г) + 394 кДж

в) 2 H2(г) + O2(г) = 2 H2О(ж) + 572 кДж

Вычтем два последних уравнения (б) и (в) из уравнения (а) Левые части уравнений будем вычитать из левой, правые - из правой. При этом сократятся все молекулы O2, СO2 и H2О. Получим:

СH4(г) - С(тв) - 2 H2(г) = (890 - 394 - 572) кДж = -76 кДж

Это уравнение выглядит несколько непривычно. Умножим обе части уравнения на (-1) и перенесем CH4 в правую часть с обратным знаком. Получим нужное нам уравнение образования метана из угля и водорода:

С(тв) + 2 H2(г) = CH4(г) + 76 кДж/моль

Итак, наши расчеты показали, что тепловой эффект образования метана из углерода и водорода составляет 76 кДж (на моль метана), причем этот процесс должен быть экзотермическим (энергия в этой реакции будет выделяться).

Обратите внимание, что почленно складывать, вычитать и сокращать в термохимических уравнениях можно только вещества, находящиеся в одинаковых агрегатных состояниях, иначе мы ошибемся в определении теплового эффекта на величину теплоты перехода из одного агрегатного состояния в другое.

Раздел химии, занимающийся изучением превращения энергии в химических реакциях, называется ТЕРМОХИМИЕЙ. Существует два важнейших закона термохимии. Первый из них, закон Лавуазье-Лапласа, формулируется следующим образом:

# Тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

Это означает, что при образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества.

2 H2(г) + O2(г) 2 H2О(ж) + 572 кДж (горение водорода в кислороде)

2 H2О(ж) + 572 кДж = 2 H2(г) + O2(г) (разложение воды электрическим током)

Закон Лавуазье-Лапласа является следствием закона сохранения энергии.

Второй закон термохимии был сформулирован в 1840 г российским академиком Г. И. Гессом:

# Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Это означает, что общий тепловой эффект ряда последовательных реакций будет таким же, как и у любого другого ряда реакций, если в начале и в конце этих рядов одни и те же исходные и конечные вещества.

Рассмотрим пример, поясняющий закон Гесса. Сульфат натрия Na2SO4 можно получить двумя путями из едкого натра NaOH. Один путь включает только одну стадию, а во второй - две стадии, с промежуточным получением кислой соли NaHSO4:

Первый путь (одностадийный):

2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O + 131 кДж;

Второй путь (двухстадийный):

а) NaOH + H2SO4 = NaНSO4 + H2O + 62 кДж

б) NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O + 69 кДж

Согласно закону Гесса, тепловой эффект получения сульфата натрия из NaOH не зависит от способа получения. Действительно, складывая тепловые эффекты двух последовательных реакций в способе (2) мы получаем тот же тепловой эффект, что и для способа (1): 65 кДж + 69 кДж = 131 кДж. Кстати, почленное сложение двух последних уравнений дает первое уравнение реакции.

Именно эти два основных закона термохимии придают термохимическим уравнениям некоторое сходство с математическими, когда в уравнениях реакций можно переносить члены из одной части в другую, почленно складывать, вычитать и сокращать формулы химических соединений. При этом необходимо учитывать коэффициенты в уравнениях реакций и не забывать о том, что складываемые, вычитаемые или сокращаемые моли вещества должны находиться в одинаковом агрегатном состоянии.

7. Гидролиз солей

Гидролиз солей - это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:

· гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);

· гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);

· совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);

Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания.

А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.

Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение:

Ann- + H-OH « HAn(n-1)- + OH-

Подводим учеников к выводу:

Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- => FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K2SiO3 + НОH =>KHSiO3 + KОН

2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- => НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl2S3 + 6HOH =>2Аl(ОН)3 + 3Н2S

2Al3+ + 3S2- + 6H+ + 6OH- =>2Аl(ОН)3 + 6Н+ + S2-

рН =7

Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl

Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- =>Fe(OH)+ + 2Cl- + H+

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)2 + HCl

Fe(OH)+ + Cl- + H+ + OH- =>Fe(ОН)2 + Н+ + Cl-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень Nа2СО3 + HOH =>NаНСО3 + NаОН

СО32- + 2Na+ + H+ + OH- =>НСО3- + ОН- + 2Na+

2-ая ступень NаНСО3 + Н2О =>NаОН + Н2СО3

НСО3- + Na+ + H+ + OH- =>Н2СО3 + ОН- + Na+

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)2, Fe(ОН)2 ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН3СООН, Н2СО3 ) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

8. Типы химических связей

Химическая связь -- это взаимодействие частиц (атомов, ионов), осуществляемое путем обмена электронами. Различают несколько видов связи.

При ответе на данный вопрос следует подробно остановиться на характеристике ковалентной и ионной связи.

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов.

Различают две основные разновидности ковалентной связи: а) неполярную и б) полярную.

а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода: (на схеме электроны обозначены точками).

б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.

Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:

Общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, в результате чего на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд , а на атоме водорода -- частичный положительный . Таким образом, молекула становится полярной:

Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору.

В итоге образуются противоположно заряженные частицы -- ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не молекулами.

После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной характеристике.

Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалентная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалентная полярная. В случае, если электроны, участвующие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная.

Металлическая связь -- связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).

Водородная связь - это связь между атомом водорода и наиболее электроотрицательными элементами (О, N)

9. Диффузия

Если в цилиндр ввести раствор какого - либо вещества, а сверху осторожно налить слой растворителя, то вначале между ними будет наблюдаться четкая граница раздела. Она особенно хорошо видна , если раствор окрашен. Постепенно граница раздела размывается и через некоторое время весь объем жидкости приобретет равномерную окраску. Это произойдет в результате диффузии - самопроизвольного переноса вещества из области с большей концентрацией в область с меньшей концентрацией. В нашем случае растворенное вещество из нижнего слоя будет диффундировать в слой чистого растворителя, а молекулы растворителя будут переходить в слой раствора, где концентрация их меньше. Этот процесс двухсторонней диффузии закончится выравниванием концентрации во всем объеме.

Скорость диффузии измеряется количеством вещества, перенесенным за единицу времени через единицу площади. Она пропорциональна разности концентрации в двух слоях жидкости и температуре. Чем больше разность концентрации и чем выше температура, тем скорость диффузии больше. По мере выравнивания концентраций скорость диффузии уменьшается.

Диффузия может идти и в том случае, если между слоем раствора и слоем растворителя поместить полупроницаемую перегородку- мембрану. Полупроницаемой перегородкой для водных растворов могут служить пленки растительного или животного происхождения (например, оболочка бычьего пузыря), а также пленки, полученные искусственным путем (целлофан, пергамент). Эти пленки считаются полупроницаемыми потому. Что через них могут проходить молекулы растворителя и не проходит растворенное вещество.

10. Газообразное состояние вещества

Идеальный газ является упрощенной моделью газообразного состояния вещества. Газ состоит из молекул, совершающих поступательное и вращательное движение. Объем самих молекул по сравнению с общим объемом газа в обычных условиях очень мал, в связи с чем при конденсации газа в жидкость его объем резко уменьшается. Плотность и вязкость газа невелики. При достаточном разрежении молекулы газа настолько удалены одна от другой, что можно пренебречь силами их взаимодействия и занимаемой ими частью объема. Свойства идеального газа выражаются установленными эмпирическим путем законами Бойля - Мариотта, Гей - Люссака, Авогадро.

Физическое состояние газов определяется тремя переменными - температурой Т, давлением р и объемом V. Для идеальных газов все три величины связаны между собой уравнением Менделеева - Клапейрона:

рV = nRT

n- количество молей газа

R- универсальная газовая постоянная.

11. Поверхностные явления

Атомы (или молекулы), примыкающие к поверхности, ограничивающей конденсированную фазу, отличаются от расположенных в объеме той же фазы отсутствием части соседей и, соответственно, не полной скомпенсированностью межатомных или межмолекулярных связей.

Особое состояние таких атомов характеризуется величиной избыточной поверхностной энергией, которая проявляется во многих явлениях, называемых поверхностными явлениями.

Класс поверхностных явлений

К классу поверхностных явлений относятся:

• адсорбция и гетерогенный катализ;

• образование двойного электрического слоя;

• адгезия и когезия;

• смачивание и растекание;

• коррозия;

• фильтрация;

• флотация;

• многие важнейшие биологические процессы, например наше дыхание;

• моющее действие стиральных порошков и т.п.

Одной из важнейших особенностей поверхности раздела фаз, обусловленных наличием нескомпенсированного силового поля, является способность поглощать вещество из объема фаз, концентрировать его на поверхности. Это поглощение называется адсорбция.

Слово адсорбция образовано из латинского слова sorbeo - поглощение и приставки ad - т.е. над или у.

Процесс, обратный адсорбции, называется десорбцией.

Абсорбция - в отличие от адсорбции - это поглощение всем объемом фазы.

Адсорбцию выражают обычно в моль/г адсорбента либо моль/кв.м поверхности.

12. Жидкое состояние веществ

В отличие от газов жидкости характеризуются более сложным внутренним строением. Между молекулами жидкости действуют достаточно большие силы взаимного притяжения, что определяет и высокую плотность жидкостей, и своеобразный характер молекулярного движения. Тепловое движение молекулы жидкости включает колебательное и поступательное движения. Каждая молекула в течение какого то времени колеблется около определенной точки равновесия, затем перемещается и снова занимает новое равновесное положение. Силы межмолекулярного притяжения не дают молекулам при их движении далеко отходить друг от друга. Суммарный эффект взаимного притяжения молекул можно представить как внутреннее давление жидкостей, которое достигает очень больших значений. Эти и объясняется, что практически жидкости несжимаемы и при высоких давлениях сохраняют постоянство объема.

Многие жидкости состоят из полярных молекул. В этих молекулах электрические заряды неравномерно распределены между атомами, поэтому в одной части молекулы преобладают отрицательные заряды, а в другой положительные. Между полярными молекулами может возникнуть притяжение вследствие электростатического взаимодействия частей молекул, имеющих различные по знаку заряды. В результате образуются агрегаты, состоящие из двух и большего числа молекул. Образование таких молекулярных агрегатов называется ассоциацей, а подобные жидкости получили название ассоциированных жидкостей. К ним относятся вода, ацетон, спирты. С повышением температуры увеличивается тепловое движение молекул и агрегаты могут распадаться. Ассоциированные жидкости обладают более высокой диэлектрической проницаемостью, меньшей летучестью и большей теплотой испарения.

Во всем объеме жидкости порядка в расположении частиц нет.

Поверхностные молекулы жидкости всегда находятся под действием силы, стремящейся втянуть их внутрь. Это приводит к тому, что поверхность жидкости всегда стремится сократиться. Этим объясняется и шарообразная форма капли жидкости и идеально гладкая поверхность жидкости в широком сосуде.

При увеличении поверхности, например при сжатии капли или растяжении жидкой пленки, некоторое число молекул из глубины жидкости переходит на поверхность. Этот процесс переноса молекул из равновесного состояния в особое состояние молекул поверхностного слоя требует затраты внешней работы. Работа увеличения площади поверхности жидкости переходит в потенциальную энергию молекул поверхностного слоя - поверхностную энергию. Поверхностная энергия, отнесенная к единице поверхности - поверхностное натяжение:

б = F /S

б- поверхностное натяжение; F- поверхностная энергия; S - площадь поверхности.

13. Методы получения коллоидных растворов

Методы получения лиофобных коллоидов

Коллоидные системы по степени дисперсности занимают промежуточное положение между истинными растворами (молекулярно- или ионно-дисперсными системами) и грубодисперсными системами. Поэтому коллоидные растворы могут быть получены либо путем ассоциации (конденсации) молекул и ионов истинных растворов, либо дальнейшим раздроблением частиц дисперсной фазы грубодисперсных систем.

Методы получения коллоидных растворов также можно разделить на две группы: методы конденсации и диспергирования. Еще одним необходимым для получения золей условием, помимо доведения размеров частиц до коллоидных, является наличие в системе стабилизаторов - веществ, препятствующих процессу самопроизвольного укрупнения коллоидных частиц.

Дисперсионные методы

Дисперсионные методы основаны на раздроблении твердых тел до частиц коллоидного размера и образовании таким образом коллоидных растворов. Процесс диспергирования осуществляется различными методами: механическим размалыванием вещества в т.н. коллоидных мельницах, электродуговым распылением металлов, дроблением вещества при помощи ультразвука.

Методы конденсации

Вещество, находящееся в молекулярно-дисперсном состоянии, можно перевести в коллоидное состояние при замене одного растворителя другим - т.н. методом замены растворителя. В качестве примера можно привести получение золя канифоли, которая не растворяется в воде, но хорошо растворима в этаноле. При постепенном добавлении спиртового раствора канифоли к воде происходит резкое понижение растворимости канифоли, в результате чего образуется коллоидный раствор канифоли в воде. Аналогичным образом может быть получен гидрозоль серы.

Коллоидные растворы можно получать также и методом химической конденсации, основанном на проведении химических реакций, сопровождающихся образованием нерастворимых или малорастворимых веществ. Для этой цели используются различные типы реакций - разложения, гидролиза, окислительно-восстановительные и т.д. Так, красный золь золота получают восстановлением натриевой соли золотой кислоты формальдегидом:

NaAuO2 + HCOH + Na2CO3 --> Au + HCOONa + H2O

Строение мицеллы данного золя можно представить следующей схемой

{[Au]m· n AuO2-· (n-x) Na+}x- · xNa+

Аналогичным образом получают золь серебра из разбавленных растворов нитрата серебра. Золь серы может быть получен окислением сероводорода кислородом в водном растворе, действием на сероводород сернистого газа либо разложением тиосерной кислоты:

H2S + O2 --> S + H2O

H2S + SO2 --> S + H2O

H2S2O3 --> H2O + SO2 + S

Строение золя серы можно представить схемой:

{[S]m · n HS- · (n-x) H+}x- · x H+

Золи могут быть получены также в результате реакций ионного обмена, в результате которых выделяется нерастворимая соль, образующая при определенных условиях коллоидный раствор; так получают, например, золь иодида серебра.

Процесс гидролиза различных солей может приводить к образованию коллоидных растворов нерастворимых гидроксидов или кислот; так получают, например, золь гидроксида железа(III), имеющий следующее строение:

{[Fe(OH)3]m · n FeO+ · (n-x)Cl-}x+ · x Cl-

14. Классификация химических реакций и закономерности их протекания

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом - выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ?H <0):

С +О2 = СО2 + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом - поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ?H >0):

N2 +О2 = 2NО - Q.

Такие реакции относят к термохимическим.

Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

A + B + C = D

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O

Cu(OH)2 = CuO + H2O

H2SiO3 = SiO2 + H2O.

К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления:

2SO3 = 2SO2 + O2.

4HNO3 = 2H2O + 4NO2O + O2O.

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты. 3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,

Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,

СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации:

НСl + КОН = КСl + Н2О.

5. Реакции переноса. При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:

АВ + ВС = А + В2С,

А2В + 2СВ2 = АСВ2 +АСВ3.

Например:

2AgCl + SnCl2 = 2Ag + SnCl4,

H2O + 2NO2 = HNO2 + HNO3.

Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p).

газотвердофазные реакции

СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв).

жидкотвердофазные реакции

Na2SO4(р-р) + ВаСl3(р-р) = ВаSО4(тв)v + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО3)2(р-р) + Н2SО4(р-р) = СО2(r)^ +Н2О(ж) + СаSО4(тв)v.

15. Замерзание и кипение растворов

В отличие от чистой жидкости раствор при его охлаждении не замерзает целиком при постоянной температуре. При какой то температуре из раствора начинают выделяться кристаллы растворителя и , по мере охлаждения , количество их растет. Можно так охладить раствор, что он весь закристаллизуется. Температурой кристаллизации (замерзания) раствора считают температуру, при которой начинается образование кристаллов.

При кристаллизации растворов кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором и давление пара над кристаллами растворителя и давление пара над раствором должно быть одинаково.

Раствор замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель. С увеличением концентрации раствора температура замерзания понижается. Установлено, что понижение температуры замерзания прямо пропорционально его моляльной концентрации

Д Тзам = Кзам • m

m- моляльная концентрация

Кзам - криоскопическая постоянная

Любая жидкость кипит при такой температуре, при которой давление ее насыщенного пара равно внешнему давлению. Раствор кипит при температуре более высокой, чем чистый растворитель. С увеличением концентрации раствора температура кипения повышается. Повышение температуры кипения прямо пропорционально его моляльной концентрации.

Д Ткип = Ккип • m

Ккип- эбуллиоскопическая постоянная

Если в 1 кг растворителя растворен 1 моль неэлектролита, то m = 1 и

Д Т = К

Если в 1000 г растворителя 1 г неэлектролита, то полученный раствор будет разбавленнее. Для такого раствора

Д Т = К /М

Если предположить, что растворяется g = граммов вещества, то

Д Т = Кg/M

При растворении g граммов вещества в 1 г растворителя

Д Т = Кg/M•1000

А в L граммах растворителя

Д Т = Кg/ML •1000

Понижение температуры замерзания растворов используется на практике для приготовления хладоносителей - жидкостей, которые охлаждают до низких температур и подают по трубам к месту потребления холода. Для этих целей применяют растворы хлорида натрия, хлорида кальция, этиленгликоля, но они вызывают коррозию труб

16. Вязкость жидкостей ее зависимость от различных факторов. Метод определения относительной вязкости. Влияние вязкости на качество/в т.ч. консистенцию / пищевых продуктов: супов, студней, желированных блюд, каш, пюре, изделий из теста

Вямзкость (внумтреннее тремние) -- одно из явлений переноса, свойство текучих тел (жидкостей и газов) оказывать сопротивление перемещению одной их части относительно другой. Механизм внутреннего трения в жидкостях и газах заключается в том, что хаотически движущиеся молекулы переносят импульс из одного слоя в другой, что приводит к выравниванию скоростей -- это описывается введением силы трения. Вязкость твёрдых тел обладает рядом специфических особенностей и рассматривается обычно отдельно.

Различают динамическую вязкость (единицы измерения: пуаз, 0,1Па·с) и кинематическую вязкость (единицы измерения: стокс, мІ/с, внесистемная единица -- градус Энглера). Кинематическая вязкость может быть получена как отношение динамической вязкости к плотности вещества и своим происхождением обязана классическим методам измерения вязкости, таким как измерение времени вытекания заданного объёма через калиброванное отверстие под действием силы тяжести.

Прибор для измерения вязкости называется вискозиметром.

Ее величина у различных жидкостей колеблется в очень широких пределах. Если исключить жидкий гелий, который обладает сверхтекучестью при температурах ниже 2,1° К (гелий II) то наименее вязкой жидкостью является жидкая СОа при критической температуре. Ее вязкость в 50 раз меньше вязкости воды. К наиболее вязким жидкостям относятся расплавленные стекла при температурах, немногим превышающих температуру плавления; вязкие минеральные масла при низких температурах; многие жидкие высокомолекулярные соединения и другие вещества.

Вязкость зависит от состава и структуры жидкости, а также от температуры и давления. Чтобы учесть влияние состава, необходимо выбрать общую температуру для сравнения жидкостей. Вследствие разнообразного температурного интервала их существования и различной зависимости вязкости жидкостей от температуры найти такую температуру для всех жидкостей невозможно и затруднительно даже у близких по составу жидкостей.

Вязкость является наиболее важной величиной определяющей различное состояние вещества. Вязкость характеризует сопротивление, оказываемое при перемещении одних слоев относительно других. Вязкость - показатель качества многих пищевых продуктов (сироп, майонез и др.). Она играет важную роль в производстве многих продуктов, т.к. активно влияет на технологические процессы - перемешивание, фильтрование и др. Вязкость характеризуется коэффициентом динамической вязкости (Па х с) и коэффициентом кинематической вязкости.

...