Основные понятия и законы химии

К эндотермическим реакциям относятся:

реакции восстановления металлов из оксидов,

электролиза (поглощается электрическая энергия),

электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),

ионизации,

фотосинтеза.

Эндотермические реакции противоположны экзотермическим реакциям.

Скорость реакции и факторы влияющие на нее

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).

Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции (I) этот закон выразится уравнением

v = kcA cB, (1)

где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

Влияние температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением

где vt 1, vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной (t 1) и конечной (t 2) температурах, а г - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.

Энергия акцивации

Энергия активации в химии и биологии - минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции Ea.

Энергия активации в физике - минимальное количество энергии, которое должны получить электроны донорной примеси, для того чтобы попасть в зону проводимости.

В химической модели, известной как Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:

Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.

Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся.

Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

При низкой (для определённой реакции) температуре большинство молекул обладают энергией меньшей, чем энергия активации, и неспособны преодолеть энергетический барьер. Однако в веществе всегда найдутся отдельные молекулы, энергия которых значительно выше средней. Даже при низких температурах большинство реакций продолжают идти. Увеличение температуры позволяет увеличить долю молекул, обладающих достаточной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер. Таким образом повышается скорость реакции.

Математическое описание

Уравнение Аррениуса устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции:

k - константа скорости реакции, A - фактор частоты для реакции, R - универсальная газовая постоянная, T - температура в кельвинах.

С повышением температуры растёт вероятность преодоления энергетического барьера.

Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике для приближённых вычислений кроме уравнения Аррениуса используют правило Вант-Гоффа: повышение температуры на 10 К удваивает скорость реакции. Математически это означает, что скорость реакции зависит от температуры степенным образом:

Активированный комплекс, группировка атомов в решающий момент элементарного акта химической реакции. Понятием об Активированный комплекс широко пользуются в теории скоростей химических реакций.

Обратимые и не обратимые реакции

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:

3H2 + N2 ? 2NH3.

Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ - участников реакции. Так в приведённой реакции, при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция

N2O4 ? 2NO2

складывается из элементарных реакций

N2O4 ? 2NO2 и 2NO2 ? N2O4.

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например уже упоминавшейся реакции синтеза аммиака, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

Необратимые реакции - реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.

Ba (ClO2) 2 + H2SO4 > 2HClO2 + BaSO4v

NaHCO3 + CH3COOH > CH3COONa + H2O + CO2^

Однако надо понимать, что при изменении условий протекания реакции, теоретически возможно сместить равновесие любой реакции.

Химическое равновесие - состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. [1]

А2 + В2 ? 2AB

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Принцип Ле-Шателье - внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в строну прямой реакции.

Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Понятие раствора

Общее понятие о растворах

Строительными растворами называются смеси, состоящие из вяжущего вещества (цемента, извести, гипса и др.), мелкого заполнителя (песка, шлака и пр.) и воды. Они обладают свойством превращаться по истечении некоторого времени в твердое камнеобразное состояние, придающее монолитность каменной кладке и штукатурке. Это свойство вяжущих веществ и объясняет то явление, что стена, выложенная из отдельных камней на растворе, по истечении некоторого времени превращается в одно целое. То же происходит и с раствором, набросанным штукатуром на поверхность стены.

Растворы приготовляются в определенном соотношении вяжущих материалов и заполнителей. Соотношения выражаются в виде чисел, показывающих, сколько частей по объему берется каждого материала. Если раствор должен быть приготовлен из 1 ч. цемента и 6 ч. песка, то соотношение вяжущего и заполнителя выразится 1: 6. Растворы с двумя вяжущими веществами обозначаются тремя телами. Например, если раствор приготовляется из 1 ч. цемента, 2 ч. извести и 12 ч. шлакового песка, соотношение примет такой вид 1: 2: 12 и т. д. Следует запомнить, что при цифровом обозначении состава раствора на первом месте ставится цифра вяжущих, а на остальных - заполнителя. Если в состав растворов входит одно вяжущее, то они носят название этого вяжущего, например, известковый раствор, цементный, гипсовый и т. д.

Растворы, имеющие в своем составе несколько вяжущих, называются сложными или смешанными и именуются по тем вяжущим, из которых они состоят, например цементно-известковыми, известково-гипсовыми и т. п.

По количеству вяжущих растворы делятся на жирные, к которым относятся растворы с большим содержанием вяжущих веществ, например 1: 2, и тощие - с незначительным их содержанием (1: 6). По количеству воды - на жесткие (густые) с малым содержанием воды, пластичные со средним и жидкие с большим количеством воды. В зависимости от применения того или иного заполнителя растворы разделяются на теплые и холодные. Для уменьшения теплопроводности наружных каменных стен или штукатурного слоя применяются теплые растворы. Заполнителями в теплых растворах служат котельные каменногольные, торфяные или доменные гранулированные шлаки, а в холодных - обычные пески всех видов (речные, морские, овражные). По объемному весу растворы делятся на тяжелые с объемным весом 1500 кг/м3 и более и легкие - менее 1500 кг/м3.

Концентрация - величина, характеризующая количественный состав раствора.

Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это отношение неоднородных величин.

Те величины, которые являются отношением однотипных величин (отношение массы растворённого вещества к массе раствора, отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора) правильно называть долями. Однако на практике для обоих видов выражения состава применяют термин концентрация и говорят о концентрации растворов.

Существует много способов выражения концентрации растворов.

Массовая доля (также называют процентной концентрацией)

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

где:

m1 - масса растворённого вещества, г;

m - общая масса раствора, г.

Массовое процентное содержание компонента, m%

m% = (mi/Уmi) *100

В бинарных растворах часто существует однозначная (функциональная) зависимость между плотностью раствора и его концентрацией (при данной температуре). Это даёт возможность определять на практике концентрации важных растворов с помощью денсиметра (спиртометра, сахариметра, лактометра). Некоторые ареометры проградуированы не в значениях плотности, а непосредственно концентрации раствора (спирта, жира в молоке, сахара). Следует учитывать, что для некоторых веществ кривая плотности раствора имеет максимум, в этом случае проводят 2 измерения: непосредственное, и при небольшом разбавлении раствора.

Часто для выражения концентрации (например, серной кислоты в аккумуляторных) пользуются просто их плотностью. Распространены ареометры (денсиметры, плотномеры), предназначенные для определения концентрации растворов веществ.

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 CM, 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;

z - число эквивалентности.

Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H2SO4 будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата KHSO4, и двухнормальным в реакции с образованием K2SO4.

Моляльность (молярная весовая 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-моляльным.

где:

н - количество растворённого вещества, моль;

m2 - масса растворителя, кг.

Следует обратить особое внимание, что несмотря на сходство названий, молярная концентрация и моляльность - величины различные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации, при выражении концентрации в моляльности расчёт ведут на массу растворителя, а не на объём раствора. Моляльность, в отличие от молярной концентрации, не зависит от температуры.

Идеальные растворы

Идеальным раствором называют раствор, для которого выполняется первый закон Рауля.

Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.

Реальные растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций.

Растворы неэлектролитов

РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ - бинарные или многокомпонентные молекулярные системы, состав которых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в некоторых пределах). В отличие от растворов электролитов, в растворах неэлектролитов заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют.

Значительное влияние на физические свойства растворов (в частности, на рассеяние света) оказывают флуктуации плотности, концентрации, ориентации молекул. Роль флуктуации концентрации особенно велика вблизи критической точки растворимости.

Поскольку образование р-ра при смешении жидкостей - самопроизвольный процесс, то Gm < 0.

Если раствор идеальный, а равновесный с ним пар ведет себя как идеальный газ, выполняется закон Рауля:

Для бесконечно разбавленных растворов выполняются закон Рауля для растворителя и закон Генри для растворенного вещества р2 = Кгх2

Диффузия (лат. diffusio - распространение, растекание, рассеивание) - процесс взаимного проникновения молекул одного вещества между молекулами другого, приводящий к самопроизвольному выравниванию их концентраций по всему занимаемому объёму[1]. В некоторых ситуациях одно из веществ уже имеет выравненную концентрацию и говорят о диффузии одного вещества в другом. При этом перенос вещества происходит из области с высокой концентрацией в область с низкой концентрацией (против градиента концентрации).

Общее описание

Все виды диффузии подчиняются одинаковым законам. Скорость диффузии пропорциональна площади поперечного сечения образца, а также разности концентраций, температур или зарядов (в случае относительно небольших величин этих параметров). Так, тепло будет в четыре раза быстрее распространяться через стержень диаметром в два сантиметра, чем через стержень диаметром в один сантиметр. Это тепло будет распространяться быстрее, если перепад температур на одном сантиметре будет 10 °C вместо 5 °C. Скорость диффузии пропорциональна также параметру, характеризующему конкретный материал. В случае тепловой диффузии этот параметр называется теплопроводность, в случае потока электрических зарядов - электропроводность. Количество вещества, которое диффундирует в течение определённого времени, и расстояние, проходимое диффундирующим веществом, пропорциональны квадратному корню времени диффузии. Диффузия представляет собой процесс на молекулярном уровне и определяется случайным характером движения отдельных молекул. Скорость диффузии в связи с этим пропорциональна средней скорости молекул. В случае газов средняя скорость малых молекул больше, а именно она обратно пропорциональна квадратному корню из массы молекулы и растёт с повышением температуры. Диффузионные процессы в твёрдых телах при высоких температурах часто находят практическое применение. Например, в определённых типах электронно-лучевых трубок (ЭЛТ) применяется металлический торий, продиффундировавший через металлический вольфрам при 2000 °C. Если в смеси газов масса одной молекулы в четыре раза больше другой, то такая молекула передвигается в два раза медленнее по сравнению с её движением в чистом газе. Соответственно, скорость диффузии её также ниже. Эта разница в скорости диффузии лёгких и тяжёлых молекул применяется, чтобы разделять субстанции с различными молекулярными весами. В качестве примера можно привести разделение изотопов. Если газ, содержащий два изотопа, пропускать через пористую мембрану, более лёгкие изотопы проникают через мембрану быстрее, чем тяжёлые. Для лучшего разделения процесс производится в несколько этапов. Этот процесс широко применялся для разделения изотопов урана (отделение 235U от основной массы 238U).

21 Осмотическое давление

Осмотическое давление (обозначается р) - избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

Раствор, имеющий более высокое осмотическое давление по сравнению с другим раствором, называется гипертоническим, имеющий более низкое - гипотоническим.

Осмотическое давление может быть весьма значительным. В дереве, например, под действием осмотического давления растительный сок (вода с растворёнными в ней минеральными веществами) поднимается по ксилеме от корней до самой верхушки. Одни только капиллярные явления не способны создать достаточную подъёмную силу - например, секвойям требуется доставлять раствор на высоту даже до 100 метров. При этом в дереве движение концентрированного раствора, каким является растительный сок, ничем не ограничено.

Взаимодействие эритроцитов с растворами в зависимости от их осмотического давления.

Если же подобный раствор находится в замкнутом пространстве, например, в клетке крови, то осмотическое давление может привести к разрыву клеточной мембраны. Именно по этой причине лекарства, предназначенные для введения в кровь, растворяют в изотоническом растворе, содержащем столько хлорида натрия (поваренной соли), сколько нужно, чтобы уравновесить создаваемое клеточной жидкостью осмотическое давление. Если бы вводимые лекарственные препараты были изготовлены на воде или очень сильно разбавленном (гипотоническом по отношению к цитоплазме) растворе, осмотическое давление, заставляя воду проникать в клетки крови, приводило бы к их разрыву. Если же ввести в кровь слишком концентрированный раствор хлорида натрия (3-5-10%, гипертонические растворы), то вода из клеток будет выходить наружу, и они сожмутся. В случае растительных клеток происходит отрыв протопласта от клеточной оболочки, что называется плазмолизом. Обратный же процесс, происходящий при помещении сжавшихся клеток в более разбавленный раствор, - соответственно, деплазмолизом.

Величина осмотического давления, создаваемая раствором, зависит от количества, а не от химической природы растворенных в нём веществ (или ионов, если молекулы вещества диссоциируют), следовательно, осмотическое давление является коллигативным свойством раствора. Чем больше концентрация вещества в растворе, тем больше создаваемое им осмотическое давление. Это правило, носящее название закона осмотического давления, выражается простой формулой, очень похожей на некий закон идеального газа:

где i - изотонический коэффициент раствора; C - молярная концентрация раствора, выраженная через комбинацию основных единиц СИ, то есть, в моль/м3, а не в привычных моль/л; R - универсальная газовая постоянная; T - термодинамическая температура раствора.

Вант-Гоффа закон осмотического давления, определяет давление молекул растворенного вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворенного вещества.

Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом:

Второй закон Рауля

Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.

Растворы электролитов

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва. Р-ритель (чистый или смешанный) обычно в сколько-нибудь значит. степени не диссоциирован. Растворы электролитов обладают способностью проводить электрич. ток и относятся к проводникам второго рода. Благодаря увеличению общего числа частиц коллигативные св-ва бесконечно разбавленных растворов электролитов (т. е. св-ва, зависящие только от концентрации растворенного в-ва, но не от его природы) существенно отличаются от тех же св-в растворов неэлектролитов. Этим, в частности, объясняется увеличение осмотич. давления в сравнении со значением, предсказываемым законом Вант-Гоффа (см. Осмос), понижение давления пара р-рителя над р-ром в сравнении с предсказываемым Рауля законом и др. Наличием ионов обусловлены также классификация растворов электролитов, особенности теоретич. подходов в сравнении с др. классами р-ров. Наиб. изучены водные растворы электролитов, играющие важную роль во многих биол., геол. и техн. процессах. Неводные растворы электролитов служат средой для проведения синтеза и электрохим. процессов, используются в совр. технологиях (создание новых химических источников тока, солнечных батарей, процессы разделения в-в и др.).

Классификация растворов электролитов основана на классификации электролитов. Соответственно о растворах электролитов говорят как о симметричных и несимметричных в зависимости от того, распадается ли молекула растворенного в-ва в р-ре на два иона или на большее число частиц; z, z-зарядных [напр., р-р NaCl 1, 1-зарядный, р-р СаС12 2, 1-зарядный] и т. п. -По степени диссоциации электролита a, к-рая равна отношению числа молекул, диссоциированных на ионы, к полному числу молекул в р-рс, различают сильные (a = 1), слабые (a << 1) электролиты и, соотв., р-ры сильных и слабых электролитов. Такое деление, однако, является условным и отражает состояние электролита в р-ре, определяемое не только природой растворенного в-ва и р-рителя, но и концентрацией (молярной долей хэл), т-рой Т, давлением р.

В зависимости от состояния растворенного в-ва до растворения выделяют два класса растворов электролитов-р-ры ионофоров и р-ры ионогенов. Ионофоры в чистом состоянии существуют в виде ионных кристаллов (напр., галогениды щелочных металлов). В сильнополярных р-рителях (напр., в воде) ионофоры, как правило, диссоциируют полностью и составляют р-ры сильных электролитов. В слабополярных р-рителях (напр., в уксусной к-те) они образуют р-ры слабых электролитов. Ионогены до растворения состоят из молекул, они являются потенц. электролитами, электролитич. диссоциация проходит, как правило, в две стадии и обычно не полностью (хлорная к-та в уксусной к-те).

Теория Аррениуса

Согласно теории Аррениуса, кислоты - это вещества, при электролитической диссоциации в водном растворе образующие катионы водорода Н+ и анионы кислотного остатка. Основания - это вещества, в водном растворе подвергающиеся электролитической диссоциации с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН? Несмотря на то, что данная теория является довольно примитивной (не рассматривает ряд закономерностей), для простых лабораторных рассчетов она вполне достаточна. В рамках этой теории за своеобразный стандарт принята вода (pH=7). К тому же, будет происходить процесс автопротолиза.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) - безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы:

где solut. - данный раствор, nel. solut. - раствор неэлектролита той же концентрации, Tbp - температура кипения, а Tmp - температура плавления (замерзания).

Электролиз

Электромлиз - физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами - проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом - отрицательный[1]. Положительные ионы - катионы - (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) - движутся к катоду, отрицательные ионы - анионы - (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) - движутся к аноду.

Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений[источник не указан 767 дней], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

Первый закон Фарадея

В 1832 году Фарадей установил, что масса M вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит:

если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Второй закон Фарадея

Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты.

Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент где - постоянная Фарадея.

Второй закон Фарадея записывается в следующем виде: где - молярная масса данного вещества, образовавшегося (однако не обязательно выделившегося - оно могло и вступить в какую-либо реакцию сразу после образования) в результате электролиза, - сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ (раствор, расплав), - время, в течение которого проводился электролиз, - число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона (и его противоиона), принявшего непосредственное участие в электролизе (окисленного или восстановленного). Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди (II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди (I) (при небольшой силе тока).

Коррозия металлов

Корромзия (от лат. corrosio - разъедание) - это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В общем случае это разрушение любого материала, будь то металл или керамика, дерево или полимер. Причиной коррозии служит термодинамическая неустойчивость конструкционных материалов к воздействию веществ, находящихся в контактирующей с ними среде. Пример - кислородная коррозия железа в воде: 4Fe + 6Н2О + ЗО2 = 4Fe (OH) 3. Гидратированный оксид железа Fe (OН) 3 и является тем, что называют ржавчиной.

В повседневной жизни для сплавов железа (сталей) чаще используют термин «ржавление». Менее известны случаи коррозии полимеров. Применительно к ним существует понятие «старение», аналогичное термину «коррозия» для металлов. Например, старение резины из-за взаимодействия с кислородом воздуха или разрушение некоторых пластиков под воздействием атмосферных осадков, а также биологическая коррозия. Скорость коррозии, как и всякой химической реакции, очень сильно зависит от температуры. Повышение температуры на 100 градусов может увеличить скорость коррозии на несколько порядков.

Классификация видов коррозии

Коррозионные процессы отличаются широким распространением и разнообразием условий и сред, в которых они протекают. Поэтому пока нет единой и всеобъемлющей классификации встречающихся случаев коррозии.

По типу агрессивных сред, в которых протекает процесс разрушения, коррозия может быть следующих видов:

газовая коррозия; --атмосферная коррозия; --коррозия в неэлектролитах; --коррозия в электролитах; --подземная коррозия; --биокоррозия; --коррозия под воздействием блуждающих токов.

По условиям протекания коррозионного процесса различаются следующие виды: --контактная коррозия; --щелевая коррозия; --коррозия при неполном погружении; --коррозия при полном погружении; --коррозия при переменном погружении; --коррозия при трении; --межкристаллитная коррозия; --коррозия под напряжением.

По характеру разрушения: --сплошная коррозия, охватывающая всю поверхность: --равномерная; --неравномерная; --избирательная[1]; --локальная (местная) коррозия, охватывающая отдельные участки: --пятнами; --язвенная; --точечная (или питтинг) ; --сквозная; --межкристаллитная (расслаивающая в деформированных заготовках и ножевая в сварных соединениях).

Главная классификация производится по механизму протекания процесса. Различают два вида: --химическую коррозию; --электрохимическую коррозию.

Химический источник тока

Материал из Википедии - свободной энциклопедии

Химимческий истомчник томка (аббр. ХИТ) - источник тока, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.

Принцип действия

Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов - электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя.

В современных химических источниках тока используются:

в качестве восстановителя (на катоде) - свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы;

в качестве окислителя (на аноде) - оксид свинца (IV) PbO2, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца (IV) MnO2 и другие;

в качестве электролита - растворы щелочей, кислот[1] или солей.

Электримческий аккумулямтор - химический источник тока многоразового действия (в отличие от гальванического элемента, химические реакции, непосредственно превращаемые в электрическую энергию в них, многократно обратимы). Электрические аккумуляторы используются для накопления энергии и автономного питания различных устройств.

Принцип действия аккумулятора основан на обратимости химической реакции. Работоспособность аккумулятора может быть восстановлена путём заряда, то есть пропусканием электрического тока в направлении, обратном направлению тока при разряде. Несколько аккумуляторов, объединенных в одну электрическую цепь, составляют аккумулямторную батаремю. Ёмкость аккумуляторов обычно измеряют в ампер?часах.

Электрические и эксплуатационные характеристики аккумулятора зависят от материала электродов и состава электролита. Сейчас наиболее распространены следующие аккумуляторы: По мере исчерпания химической энергии напряжение и ток падают, аккумулятор перестаёт действовать. Зарядить аккумулятор (батарею аккумуляторов) можно от любого источника постоянного тока с бомльшим напряжением при ограничении тока. Стандартным считается зарядный ток (в амперах) в 1/10 номинальной ёмкости аккумулятора (в ампер?часах). Многие типы аккумуляторов имеют различные ограничения, которые необходимо учитывать при зарядке и последующей эксплуатации, например NiMH-аккумуляторы чувствительны к перезаряду, литиевые - к переразряду, напряжению и температуре. NiCd- и NiMH-аккумуляторы имеют так называемый эффект памяти, заключающийся в снижении ёмкости, в случае когда зарядка осуществляется при не полностью разряженном аккумуляторе. Также эти типы аккумуляторов обладают заметным саморазрядом, то есть они постепенно теряют заряд, даже не будучи подключенными к нагрузке. Для борьбы с этим эффектом может применяться капельная подзарядка.

Гетерогенные дисперсные системы

Диспемрсная системма - это образования из двух или более числа 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.

Диспемргатор РПГ- это аппарат, позволяющий диспергировать и получить коллоидный раствор двух и более практически несмешиваемых веществ. Обычно бывают рециркуляционного, встроенного и погружного типа.

Классификация дисперсных систем

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.

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.

Коагуляция (от лат. coagulatio - свертывание, сгущение), также старение - объединение мелких частиц дисперсных систем в более крупные под влиянием сил сцепления с образованием коагуляционных структур.

Коагуляция - физико-химический процесс слипания коллоидных частиц.

Коагуляция ведёт к выпадению из коллоидного раствора хлопьевидного осадка или к застудневанию. Коагуляция - естественный, самопроизвольный процесс расслаивания коллоидного раствора на твёрдую фазу и дисперсионную среду. Таким образом дисперсная система стремится достигнуть состояния минимальной энергии.

Химические свойства s-элементов

s-Элементы

Элементы IА и IIА подгрупп, у которых заполняется внешний ns-уровень, относятся к s-элементам: ns 1 - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr называют щелочными, а ns 2 - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra - щелочноземельными. Из приведенных в таб. 8. 1 данных следует:

Степени окисления элементов ns 1 и ns 2 всегда равны номеру группы (+1 и +2).

В основном состоянии атомы ns 2-элементов не имеют неспаренных электронов, поэтому образованию ковалентной связи в соединениях этих элементов предшествует возбуждение ns 2 > ns 1np 1 с последующей гибридизацией sp-типа, определяющей линейное строение трехатомных молекул ЭX 2.

Для ns 1-элементов характерно образование двухатомных молекул Э 2 (у св) 2 (у *) 0; для ns 2-элементов образование Э 2 невозможно из-за равной заселенности связывающих и разрыхляющих у-орбиталей.

Величины E °s-элементов предопределяют их восстановительные свойства, увеличиваясь при движении в подгруппе сверху вниз. Все s-элементы вытесняют водород из воды и кислот, восстанавливают оксиды металлов и неметаллов до простых веществ.

Ионность связи Э-Х возрастает в подгруппе сверху вниз, а в случае оснований удлинение связи Э-OH ведет к увеличению основности.

В соединениях LiX и BeX 2 связь Э-Х преимущественно ковалентная (малополярная).

Важнейшие характеристики s-элементов.

s -Металлы хранят в инертной атмосфере или под слоем жидких углеводородов, а получают обычно электролизом расплавов. Соли s-элементов окрашивают пламя в цвета: лития - в алый, натрия - в желтый, калия - в сине-фиолетовый, рубидия - в темно-красный, цезия - в бледно-голубой, кальция - в оранжево-красный, стронция - в темно-красный, бария - в светло-зеленый.

Большинство солей растворимо в воде. К нерастворимым относят LiCO 3, KClO 4, ЭCO 3, ЭSO 4, Э 3 (PO 4) 2 (Э = Ca, Sr, Ba), некоторые ЭF 2.

Понятия о комплексных соединениях

Комплексными соединениями называются вещества, содержащие центральный атом комплексообразователь, с которым в неорганической связи находится определенное количество атомов и молекул, составляющих внутреннюю среду. Комплексные соединения были получены ещё в середине XIX века. Как оказалось, простейшие бинарные, валентно насыщенные вещества, способные соединяться и давать более сложные вещества, названные И.

Берцелиусом молекулярными. [C] AB+CD= [AB] [D] Таким образом, следует считать, что комлексообразование происходит во всех случаях, когда из менее сложных систем образуются более сложные. Например: NH3+HCL= [NH4]CL SO3+H2O=H2[SO4] CuCL + HCL=H [CuCL2] В комплексном соединении содержится комплекс (ион, молекула), способные к существованию как в кристалле, так и в растворе. Кристаллическая структура типа M2[ЭHa2L6] или [M (NH3) 6] HaL2 октаэдры. Комплексы [SiF6]2-, [Ti Cl6]2-, [Pt Cl6] 2-, [Ni (NH3) 6 ] 2- и другие (комплексообразователь в центре октаэдра: ионы: NH4+, K+, CL+, Br+ и другие). Атомно - молекулярные учение и учение о валентности по водороду объясняло структуру бинарных соединений.

Номенклатура комплексных соединений

В химии под номенклатурой понимают систему правил составления названий соединений. Правила номенклатуры разрабатываются Международным союзом чистой и прикладной химии (IUPAC).

Согласно номенклатуре комплексных соединений, название комплексного аниона начинают с указания состава внутренней сферы *. Во внутренней сфере прежде всего называют анионы, прибавляя к их названию окончание -о. Например: Cl- (хлоро-), CN- (циано-), OH- (гидроксо-) и т. д. Далее называют нейтральные лиганды *. При этом для аммиака используют название “аммин”, для воды - “аква”. Количество лигандов указывают греческими числительными: 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. Затем называют комплексообразователь *, используя для него латинское название и окончание -ат, после чего римскими цифрами в скобках указывают степень окисления * комплексообразователя. После обозначения состава внутренней сферы называют внешнесферные катионы.

Если комплексообразователь входит в состав катиона, то название внутренней сферы составляют так же, как в случае комплексного аниона, но используют русское название комплексообразователя и в скобках указывают степень его окисления. Примеры:

K[Fe (NH3) 2 (CN) 4] - тетрацианодиамминферрат (III) калия

K4[Fe (CN) 6] - гексацианоферрат (II) калия

Na2[PtCl6] - гексахлороплатинат (IV) калия

(NH4) 2[Pt (OH) 2Cl4] - тетрахлородигидроксоплатинат (IV) аммония

[Pt (NH3) 4Cl2]Cl2 - хлорид дихлоротетраамминплатины (IV)

[Ag (NH3) 2]Cl - хлорид диамминсеребра (I)

Если комплексное соединение является неэлектролитом, т. е. не содержит ионов во внешней сфере, то степень окисления центрального атома не указывается, т. к. она однозначно определяется из условия электронейтральности комплекса. Например:

[RhI3 (NH3) 3) ] - трииодотриамминродий

[Co (NO2) 3 (H2O) 3] - тринитротриаквакобальт

[Cu (CNS) 2 (NH3) 2] - дироданодиамминмедь.

Жесткость воды

Жёсткость воды - совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния. Вода с большим содержанием таких солей называется жёсткой, с малым содержанием - мягкой. Различают временную жёсткость (карбонатную), образованную гидрокарбонатами и постоянную жёсткость (некарбонатную), вызванную присутствием других солей. Временная жёсткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния (Са (НСО3) 2; Mg (НСО3) 2). Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в воде сульфатов, хлоридов Са и Mg (CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2).

Жёсткая вода при умывании сушит кожу, в ней плохо образуется пена при использовании мыла. Использование жёсткой воды вызывает появление осадка (накипи) на стенках котлов, в трубах и т. п. В то же время, использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб, так как, в этом случае отсутствует кислотно-щелочная буферность, которую обеспечивает гидрокарбонатная (временная) жёсткость. Потребление жёсткой или мягкой воды обычно не является опасным для здоровья, хотя есть данные о том, что высокая жёсткость способствует образованию мочевых камней, а низкая - незначительно увеличивает риск сердечно-сосудистых заболеваний.

Жёсткость природных вод может варьироваться в довольно широких пределах и в течение года непостоянна. Увеличивается жёсткость из-за испарения воды, уменьшается в сезон дождей, а также в период таяния снега и льда.

Методы устранения

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99, 9%. Этот метод нашёл наибольшее применение в бытовых системах подготовки питьевой воды. В качестве недостатка данного метода следует отметить необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Термический способ. Основан на нагреве воды, устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту. В промышленности применяется, например, на ТЭЦ.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду соды или гашеной извести. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.

Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0, 05-0, 1 мг-экв/л, при двухступенчатом - до 0, 01 мг-экв/л.

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4:

3Ca (HCO3) 2 + 2Na3PO4 > Ca3 (PO4) 2v+ 6NaHCO3

3MgSO4 + 2Na3PO4 > Mg3 (PO4) 2v + 3Na2SO4

Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому достигается лучшее умягчение воды. В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду. Определенное умягчение воды происходит и в бытовых фильтрах для питьевой воды. Отфильтрованная вода дает меньше накипи. Полностью очистить воду можно методом перегонки (дистилляцией)

Химические свойства p-элементов

p-Элементы

p-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns 2np 1-6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы.

В подгруппе IIIА рассматривают отдельно B, Al и подгруппу галлия (Ga, In, Tl), в IVА - C, Si и подгруппу германия (Ge, Sn, Pb), в VА - N, P и подгруппу мышьяка (As, Sb, Bi), в VIА - O и подгруппу халькогенов (S, Se, Te, Po), в VIIА - галогены (F, Cl, Br, I, At), в VIIIА - Ne, Ar и подгруппу криптона (Kr, Xe, Rn).

Атмосфера Земли состоит, в основном, из молекул p-элементов: азота и кислорода.

В отличие от s-элементов, p-элементы поливалентны (табл. 8. 5). Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные - числу неспаренных электронов для элементов IVА-VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления.

При переходе сверху вниз в подгруппах возрастает разница энергий s- и p-подуровней, поэтому легким элементам свойственны высшие степени окисления, тяжелым - низшие. Так, в подгруппе IVА стабильность соединений Э 2+ возрастает в ряду Ge 2+ < Sn 2+ < Pb 2+. В той же последовательности уменьшается устойчивость соединений Э 4+. Подтверждением этому служит изменение термической устойчивости водородных соединений ЭH 4.

Восстановительные свойства p-элементов в группе сверху вниз усиливаются, а окислительные ослабевают. Примером тому может служить изменение значений E ° для Г 2

Окислителями и восстановителями являются соединения, в которых элементы находятся в неустойчивых степенях окисления и в ходе реакции переходят в более устойчивые. Так, для элементов IVА подгруппы стабильность степени окисления +2 увеличивается с ростом порядкового номера. Если Ge +2 - сильный восстановитель, то Pb +4 - энергичный окислитель.

Окислительная активность Pb +4 проявляется в реакции при разрядке свинцового аккумулятор

d-элементы

d-блок в периодической таблице элементов - электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают d-орбиталь.

Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы[1][2]. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s2d1 (третья группа) и заканчивается s2d10 (двенадцатая группа). Однако, существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s1d5 (но не s2d4) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s1d10 (но не s2d9). Одиннадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны.

D-блок-элементы так же известны как переходные металлы или переходные элементы. Однако, точные границы, отделяющие переходные металлы от остальных групп химических элементов, еще не проведены. Хотя некоторые авторы считают, что элементы, входящие в d-блок, являются переходными элементами[1], в которых d-электроны являются частично заполненными либо в нейтральных атомах или ионах, где степень окисления равна нулю[2][3]. ИЮПАК в данное время принимает такие исследования как достоверные, и сообщает, что это относится только к 3-12 группам химических элементов[4]. Металлы 12ой в следствии полного заполнения d-оболочки не соответствуют классическому определению d-элементов, поэтому их можно считать и постпереходными металлами. Так же было пересмотрено историческое применение термина «переходные элементы» и d-блока[5].

В s-блоке и p-блоке периодической таблицы аналогичные свойства, через периоды, как правило, не наблюдаются: самые важные свойства усиливаются по вертикали у нижних элементов данных групп. Примечательно, что различия элементов входящих в d-блок по горизонтали, через периоды, становятся более выраженными.

Лютеций и лоуренсий находятся в d-блоке, и они не считаются переходными металлами, но лантаноиды и актиноиды, что примечательно, таковыми считаются с точки зрения ИЮПАК[6]. Двенадцатая группа химических элементов хоть и находится в d-блоке, однако считается, что входящие в неё элементы являются постпереходными элементами[6].

f-элементы

f-блок в периодической таблице элементов - электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают f-орбиталь.

В данный блок входят актиноиды и лантаноиды.

Фактическая электронная конфигурация элементов, входящих в этот блок, может отличаться от истинной и не может не подпадать под определение правила Клечковского. Данный блок делится на две группы:

Элементы, у которых электроны находятся на 4f-орбитали, относятся к лантаноидам,

Элементы, у которых электроны находятся на 5f-орбитали, относятся к актиноидам.

Существует давний спор относительно того какие элементы следует относить к данным группам: актиний и лантан, или же лютеций и лоуренсий. Это связано с тем, что количество f-электронов, находящихся на внешнем электронном слое, может быть только 14[1].

...