Химия

1Химия как наука о вещ-ах, их превраще-ях. Химия – это наука о превращениях веществ. Она изучает состав, строение веществ, зав-ть свойств от их состава и строения, условия и пути превращения одних вещ-в в другие. Хим изменения всегда сопровожд измен-ми физич. Поэтому химия тесно связана с физикой и биологией. В соврем жизни, особенно в производств деятель человека химия играет исключ важную роль. Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с приминен химии. Природа дает нам лишь исходное сырье. Подвергая природные материалы хим переработке, получ разнообраз вещ-ва, необходимые для с/х, для изготов пром изделий и для домаш обихода. Для хим переработки природ сырья необход знать общие законы превращ вещ-в, а эти знания дает химия. Глубокое понимание законов химии и их приме-е позволяют как соверш-тьть сущест-ие, так и создавать новые процессы, машины, установки и приборыХимизация народ хоз-вава явл одним из важнейших путей интенсификации его развития Хим реакции широко испол во многих произв-ых процессахОни (процессы окисления, коррозии и др) протекают при работе установок, машин и приборов Получение электроэнергии, топлива, металлов, различных материалов, продуктов питания непоср-о связано с хим реакциямиНапр, в наст время электрическую и хим энергию получают в осн преобр хим энергии природ топливаБез понимания этих процессов невозм обесп эффективную работу электростанций и двигателей внутреннего сгоранияВелика роль хим процессов и в атомной энергетике, значение которой непрерывно возрастает Испол-е хим реакций в ряде производ процессов позволяет резко повышать производ-ть труда и качество продукции, получать новые материалы Химизация любой отрасли народ хоз-ва приносит большой экон. эффект Особенно возросла роль химии в развитии электротехники, микроэлектроники, радиотехники, космич техники, автоматики и вычисл техники Для развития новой техники необх материалы с особыми сво-и, кот нет в природе: сверхчистые, сверхтвердые, сверхпроводящие, жаростойкие и тпТакие материалы поставляет соврем хим пром-ть, поэтому можно понять важность ее изучения для инженера любой спец-тиВ электротехнической пром-ти, напр, более 80% продукции выпускается с применением полимерных материалов

2. Квантовая теория Планка. Атом-наим частица хим элемента, сохран его св-ва. Атом состоит из полож зараж ядра и движущ вокруг ядра электронов. Электрон – элемент микрочастица атома. Исследования изучения фотоэффекта атомных спектров привели к выводу что энергия распр и перед поглощ и испуск не непрерывноа дискретно отдельными порциями (квантами) Энергетическая система микрочастицы может принимать опред значения кот явл кратными числу квантов те энергия матер систем квантируется изменяется скачкообразно Предложение о квантовой энергии было высказано МПланком и обоснованно Эйнштейном В 20-е годы возник новый раздел физики, опис-й движ и взаимод микрочастиц - это квантовая или волновая механика Создание квантовой механики произошло на пути обобщения представления о корпуск-волновой двойств-ти фотона(световые частицы) на электроны. Корпуск св-ва фотона выраж уравн Планка E=hv (1900), согласно кот фотон неделим и существ в виде дискретного образовани (E–энергия кванта, v-частота изменения, h-пост Планка 6,625 10-34 джс) . Волновые свойства фотона выраж уравнением C=v (C-скорость распростр, -длина волны колебания). Из этих уравнений получаем соотношение, связывающее корпуск харак-ку фотона E с его волновой харак-ой : E=hc/. Это уравнение выведено исходя из того, что фотону присущи как волновые, так и корпуск сво-ва. Фотон с энергией E обладает и некоторой массой m E=mc2. Откуда =h/mc. В 1924 де Бройль предположил, что эта двойс-ть присуща не только фотонам, но и электронам. Поэтому электрон должен проявлять волнов сво-ва, и для него должно выпол последн уравнение, кот часто называют уравнением де Бройля. Следов, для электрона =h/mc. Итак, электронам присуща корпуск-волновая двойс-ть. Корпуск сво-ва электрона – способность проявлять свое действие как целого, волновые – в особенностях его движения, в дифракции и интерфракции электронов. В основе соврем теории строения атома лежат положения – 1)теория квантов Планка(1900) 2)корпуск-волнов сво-ва микрочастиц 3)принцип неопред-ти Гезейнберга (1927) – невозможно одноврем точно опред координату и скорость движения микрочастицы. Чем точнее измеряют скорость, тем больще неопр-ть в координате и наоборот. Поэтому вероятно только статист положение микрочаст в пространстве. В качестве модели сост-я эл-на в атоме в квант механике принято представление об эл облаке. Электрон в атоме не движится по опред траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако, вероятность его нахождения в разл частях прост-ва неодинаково. Эл облако – область прост-ва, в кот движ-ся эл-н, плотность соответствующих участков кот пропорц вероятности нахожд там эл-на. Прост-во вокруг ядра, в кот наиболее вероятно прибывание эл-на назыв-ся орбиталью.

3. Хар-ка энергетического состояния электрона. Электрон – элемент микрочастица атома. Орбиталь – простр вокруг ядра, в кот наиболее вероятно прибывание электрона. Характеристика энергетического состояния электрона в атоме можно определить квантовыми числами n, l,m,ms. N – главное квантовое число, хар-ет энергию электрона на данном энергетическом уровне и размер орбитали. Принимает положит целочисл значения (1-, практически 1-7). С увелич n размер орбитали возрастает, электрон удаляется от ядра. L – орбитальное квант число. Энерг состояние электронов одного уровня незначит отлич друг от друга и уровни кроме первого представл совок-ти энергетич подуровней. L харк-ет энергию электронов в подуровнях и форму орбитали. Принимает целочисл значения от 1-(n-1). Число подуровней в уровне равно n. Подуровни обознач s(0), p(1), d(2), f(3)…Форма орбитали

M – магнитное квантовое число, харк-ет пространст ориентацию орбитали. Принимает значения от –l …0…+l, всего (2l+1) значений.это число соответ числу атомных орбиталей в подуровне (числу энергетич состояний электронов). S(1),p(3),d(5),f(7). N,m,l хар-ют волновые св-ва электронов. Ms – спиновое квантовое число, хар-ет собств вращение электрона вокруг своей оси, названное спинов. Значения –1/2, +1/2. Харак-ет корпуск св-ва электронов. Принцип-запрет Паули – в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квант чисел. При одинак значен l,m,n знач ms должны различ. На одной орбитали могут наход-ся только 2 электрона с антипарал спинами.

4. Расположение электронов в многоэлектронных атомах. Распределение электронов в многоэлектронных атомах опред-ся след положениями: 1)принцип Паули, согласно кот в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми При одинак значениях m,l,n значения ms должны различаться. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами, спины которых имеют противоположенные знаки Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противопол спинами, называются спаренными. 2)принцип наименьшей энергии, согласно кот орбитали заполн-ся в порядке возрастания их энергии, что опред-ся правилом Кличковского. Заполнение электр орбиталей происх от орбиталей с меньшим значение (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы (1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p). При одинаковых значениях этой суммы заполнение орбиталей происходит послед-но в направл возраст значения n. 3)правило Хунда – в пределах одного подуровня электроны располагаются так, чтобы суммарный спин был максимальным – т.е. сначала электроны располаг-ся по одному в свободных ячейках. Пользуясь принципом Паули подсчитаем какое максимальное число электронов может находится на на различных энергетических уровнях и подуровнях в атомеПри n=1те на s-подуровне(l=0)магни квант число равно нулю След на s-подуровне имеется всего 1 орбиталь кот принято условно обозначать в виде клетки (квантовая ячейка)Как указывалось вышена каждой атомной орбитали размещается не более двух электронов спины которых противоположно направлены Итак макс число электронов на s-подуровне каждого электр слоя равно 2, 1s2. На р-подуровне имеется три орбиталиВсего на р-подуровне может разместиться 6 электроновПодуровень d (l=2) состоит из 5 орбиталий соответствующих 5 разным значениям m; здесь максимальное значение электронов равно 10Наконец на f-подуровне (l=3) может разместится 14 электронов;вообще максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2l+1) Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n^2Такв К-слое может находится максимум 2 электрона в L-слое-8электронов в М-слое-18 электронов и тдНаиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному возможному значению его энергииЛюбое другое его состояние является возбуждённым неустойчивым: из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией

5 Периодический закон Д.И.Менделеева. К середине 19 века было открыто 63 химических элемента (вид атомов с одинаковым зарядом ядра). Но никто не мог обосновать периодичность свойств. Только в 1869г Д.И. Менделеев сформулировал периодический закон – свойства простых тел, свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов электронов. Это позволило уточнить атомные массы некоторых элементов, предсказать свойства неоткрытых. Графическое выражение закона – периодич система элементов, кот отражает закономерности строения атома из электронов в виде гориз и вертик рядов (7 периодов, 8 групп). В 1912

Мозли, исследуя частоты рентген излучения, испускаемого элементами при бомбардировке их электрическим пучком, открыл соотношение между длиной рентген излучения и порядковым номером элемента. (z-порядк номер).Позднее было доказано, что Z отражает заряд ядра атома и он более точно отражает период в свойствах элемента и поэтому современные физические законы свойств элемента и соединений элемента находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома таким образом, изменение свойств хим элементов по мере возраст их атомной массы не соверш непрерывно в одном и том же направлении, а имеет периодич характер. Большое влияние на развитии химии. Открытие новых элементов, установление валентности и атомных масс некоторых элементов. И в настоящее время периодической закон остается важным прорывом. На соврем этапе развития представлений об атоме атом – сложное образование, построенное из более мелких структурных единиц. Заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента. Заряд атомного ядра является той основной величиной, от кот зависят сво-ва элемента и его положение в период системе. Поэтому период закон в настоящее время можно сформ след образом – свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в период зависимости от заряда ядра атомов элементов.

6. Периодическая система элементов. В 1869г Д.И. Менделеев сформулировал период закон – свойства простых тел, свойства и формы соединений элементов находятся в периодич зависимости от величин атомных весов элементов. Современная формулировка закона – свой-ва элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в период зависимости от заряда ядра атомов элемента. Графич выражение закона – период система элементов, кот отражает закономерности строения атома в виде гориз и верт рядов (7 периодов, 8 групп). Порядковый номер элемента в период системе соответ заряду ядра. Горизонт ряды элементов, у которых заполняются электронами одинаковое число уровней, Менделеев назвал периодами. Свойства изменяются послед-но. Первые 3 периода – малые периоды, 4-6 – большие периоды. В больших периодах не все сво-ва элементов измен-ся так послед-но, как в малых. Здесь наблюдается еще некоторая периодичность в измен сво-в внутри самих периодов. Номер периода показывает число уровней. Элементы, имеющие одинаковое строение внешних (предвнешних) уровней образуют группы, которые делятся на подгруппы. Сходные свойства. Номер группы указывает максим валентность элементов – число валентных электронов, кот может участвовать в образовании хим связей (кроме O,F,Cu,Au,Fe,Co,Ni). Начиная с 4 периода, каждая группа разбивается на 2 подгруппы – главную и побочную. Итак, в период системе сво-ва элементов, их атомная масса, вален-ть, хим характер измен в известной последов-ти как в гориз, так и в вертик напр-ях. В зависимости от того на какой подуровень в атом поступают электроны, элементы делятся на s,p,d,f элементы, электронные семейства. S и p элементы – заполняются электронами внешн уровень, они же валентные электроны. Это элементы главных подгрупп. S – первые 2 каждого периода, p – последние 6 каждого периода. D элементы – на внешн слое 2,1,0 электронов, заполн-ся электронами d подуровень предвнешнего уровня. Валентные электроны – s подуровня внешнего уровня и неспаренные d предвнеш. Это элементы побочных подгрупп. F элементы – на внеш слое 2, на предвнешнем 8,9, заполняется f подуровень третьего снаружи уровня, лантаноиды, актиноиды.

7.Периодическое изменение свойств химических элементов. Каждый период начинается с щелочного металла и с увеличением числа электронов на внешнем слое металлич сво-ва ослабевают и усиливаются неметал сво-ва. Каждый период заканчивается инертным газом. Сверху вниз метал сво-ва усиливаются, в 7 греппе ослабевают неметал св-ва. Периодическое изменение сво-в элементов объясняется периодическим повторением через опред число конфигураций внеш уровней. Важными свойствами атомов явл-ся радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. 1)радиусы атомов не имеют опред границ и за радиус принимается расстояние от ядра до области наиболее удаленной максим электронной плотности. Радиус в периодах слева направо уменьшается, т.е. число электронных слоев одинаково, притяжение электронов внеш слоев к ядру с увелич заряда ядра увеличивается и оболочка сжимается. В подгруппах сверху вниз радиус увеличивается, т.к. растет число уровней и внеш электроны удал-ся от ядра. 2)энергия ионизации(J) – энергия, необходимая для отрыва электронов от невозбужд атома. J хар-ет восстановит способность атома – спос-ть отдавать электроны. В периоде слева направо J увелич, в подгруппах сверху вниз J уменьш Чем меньше J, тем сильнее восстановит сво-ва (метал). Наим у щелочных металлов, миним у Fr. 3)сродство к электрону (Еср) – энергия, выделенная при присоедин электронов к нейтрал атому. Характ окисл спос-ть атома – спос-ть присоединять электроны. В периодах слева напрво увелич, в группах сверху вниз уменьш. Чем больше Еср, тем сильнее окисл сво-ва (неметал). Наиб у О, галогенов, максим у F. Еср и J обычно выраж в электрон вольтах 4)эо хар-ет спос-ть атома оттягивать на себя электроны, обобществленные преобразованием хим связи. Всем элементам присуще двойст-ть природы, т.е. восстановление и окисление, поэтому каждый элемент можно охарак-ть суммой окисл и восст-ых свойств, те суммой против-ых по значению констант Еср и J . Эо в периоде слева направо увел и умень сверху вниз для элементов в подгруппах Чем больше эо, тем сильнее окисл спос-ти элемента. Наим эо у щелочных, максим у F. Наиболее распростр шкала эо Полинга, где эо F=4, эо Li=1. Разности значений эо для пары элементов позволют увидеть характер образуемой связи. (0 – связь нейтр, 1,8 – связь полярная, 1,8 – связь ионная).

8. Квантово-механическая теория химической связи. При взаимод-ии атомов между ними может возникать хим связь – совокупность сил, дейст-х между атомами или группами атомов с образованием устойчивой системы – молекулы, сложного иона, кристалла. Чем прочнее хим связь, тем больше энергии нужно затратить для ее разрыва, поэтому энергия разрыва связи служит мерой ее прочности. Она всегда положит. При образов хим связи энергия всегда выдел за счет уменш потенц энергии системы взаимод электронов и ядер. Поэтому условием образов хим связи является умен потенц энергии системы взаимод атомов. Природа хим связи электростатическая, основана на взаимод всех ядер и электронов. Крупным шагом в развитии представ о строений молекул явилась теория хим строения, выдвинутая в 1861г Бутлеровым. 1.Атомы в молекулах соед друг с другом в опред послед-ти, измен-е этой посл-ти приводит к образован нового вещ-ва с нов св-ми. 2. Соеди-е атомов происх в соответ с их валентн. 3. Сво-ва вещ-в зависят не только от их состава, но и от порядка соед атомов в мол-ах и хар-ра их взаимн влияния. Сущ-ет 3 типа хим связи – ковалентная, ионная, металлическая. Ковалентная связь осущ-ся за счет обобщения электр плотностей взаимод-их атомов с образованием электр пар. Наиболее распростр метод валентной связи 1)в образовании связи участв или неспарен электроны у атомов с антипарал спинами или неподел электр пара одного атома и вакант орбиталь другого 2)связь осущ-ся в следствии обобщения электронов и обра-ии общих эл-ых пар путем перекрыв-я электр облаков взаимод атомов, энергия системы понижается 3)связь прочнее чем больше перекрыв эл облако. В области перек-я эл плотность наиб. 4)связь образ в направл максим перекрытия облаков. Эта теория была разработана в 1927г Гейтлером и Лондоном на основе расчетов изменения потенц энергии при образовании молекулы водорода из 2 атомов по мере их сближения. При сближении 2 атомов водорода между ними действуют силы электростат взаимод ядер и электронов. Если спины парал, при сближении атомов сила отталк увел, энергия системы повыш, связь не образ. Если спины антипарал, при сближ атомов на некот расстоянии начин взаимод электронов одного атома с ядром другого и наоборот. При равных радиусах сила притяжения равна силе отталк, энергия системы миним, образуется молекула. При дальнеш сближении сила оттал между ядрами преобл над силами притяж, молекула распад. Параметры связи – энергия связи (при образов молекулы из одинар связи равна энергии, затраченной на ее разрыв), длина связи (r – длина между ядрами атомов в молекуле). Чем больше энергия связи и меньше длина связи, тем прочнее связь.

9. Образование ковалентной связи. Водородная связь. Ковалетная связь – связь, кот осущ-ся за счет обобществл электр плотностей взаимодей-их атомов с образование общих для взаимод атомов электр пар. Сущ-ет 2 механизма образования этой связи. 1)обменный – осущ-ся, когда в образовании общей пары от каждого атома участвует по 1 электрону (Н2, Cl2, HCl). 2)донорно-акцепторный – осущ-ся при наличии неподел пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали др атома (акцептора), образ общая эл пара. Образование иона аммония NH3+HCl=NH4Cl, NH3+H+=NH4+. Образование молекулы NH3 – азот, имеющий 3 ковалент связи с тремя атомами Н, по обменному механизму имеет неподел электр пару. Образование иона аммония – эта эл пара взаимод со своб орбиталью иона Н+. Образуется 4ая ковалентная связь. Атом азота – донор, атом водорода – акцептор. Все 4 связи в ионе аммония равноцепные. Водородная связь возникает между молекулами или внутри молекулы, если в их состав входит водород и сильно электроотрицат элемент (O,N,S,F). Различают межмолекул и внутримолек водородные связи. Межмолек водород связь образ между мол-ми воды. В полярной молекуле воды общая эл пара смещена к более эо кислороду. Атом Н приобретает частичноположит заряд, атом О – частичноотрицат. Положит поляр атом Н обладает очень малым размером, проникает в электрон оболочку отриц поляр атома О соседней мол-лы. Между мол-ми возник взаимодейст, кот имеет электростатич и частично донорно-акцептор хар-р. мол-лы объедин в димеры и более сложные ассоциации. Молекула воды образ 4 водород связи, т.к. имеет 2 атома Н и 2 неподел электр пары О. Наличием водород связи объясн аномальновысок темп кипения и плавления воды и льда по сравнению с аналогами H2S,H2Se,H2Te. Понижение плотности воды при замерзании (1-0,92). Наибольшая теплота испарения, что обуславл максим теплоемкость. Вода медленно нагрев летом и медлен охлажд зимой. Внутримолек водород связь возникает внутри одной молекулы между двумя функциональными группами, в одной из кот наход Н. Водород связь играет важную роль при образов водн и неводн раст-ов в процессе диссоциации, гидролиза, ассоциации HCl,NH3, в построении сложных структур белков.

10. Свойства ковалентной связи. Ковалентная связь – связь, кот осущ-ся за счет обобществл электр плотностей взаимодей-их атомов с образование общих для взаимод атомов электр пар. Она имеет следующие свойства 1)поляризуемость – способность неполяр связи становится полярной, а полярной еще более полярной под действием внешнего электр поля или другой полярной молекулы за счет возникновения индуцированного (наведенного) диполя, кот исчезает при снятии поля. Полярные молекулы, воздействуя на неполярные, превращают их в полярные – индукционное взаимодейст. При сближении происходит их взаимная поляризация и притяжение, образется диполь- дипольное взаимодействие. 2)насыщаемость связи – сво-во атомов образовывать строго опред число ковалент связей, что обусловлено участием в хим связи неспарен валентных эл-ов, число кот ограничено. Насыщаемость возраст при возбужд атома и за счет донорно-акцепт взаимод-я, обуславл опред состав молекулы. 3)направленность – обусловлена различной формой s,p,d,f орбиталей. Максим перекрывание возможно только при опред пространств ориентации. Зависит от направл перекрывания.  и П.  связь образуется при перекрыв атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. П связь образуется при перек-ии атомных орбиталей по обе стороны от линии симметрии, менее прочная чем  связь.

11. Неполярная, полярная ковалентные связи. Диполь, дипольный момент. Поляризация молекул. Ионная связь. Неполярная ковалентная связь – между одинаковыми атомами или атомами разных элементов с одинаковой эо; общая электр пара в равной мере принадлежит обоим атомам. Полярная ковалетная связь – между атомами элементов с различной эо; общая эл пара смещается в сторону более эо элемента HCl, H2S,H2O. На пример, в молекуле HCl общее эл облако смещено в сторону более эо Cl. В результате у атома Cl возникает эффективный отриц заряд, у атома Н эффективный полож заряд. Возникает диполь- эонейтральная система с двумя одинаковыми по величине полож и отриц зарядами. Хотя суммарный заряд диполя равен 0, в окруж его прост-ве образ электрич поле, напряженность кот пропорциональна дипольному моменту молекулы =ql, q-зарад электрона, l-расстояние между центрами полож и отриц зарядов в молекуле. Дипольный момент – колич-ая мера полярности связи. Поляризуемость – способность неполяр связи становится полярной, а полярной еще более полярной под действием внешнего электр поля или другой полярной молекулы за счет возникновения индуцированного (наведенного) диполя, кот исчезает при снятии поля. Полярные молекулы, воздействуя на неполярные, превращают их в полярные – индукционное взаимодейст. При сближении происходит их взаимная поляризация и притяжение, образуется диполь - дипольное взаимодействие. Ионная связь между атомами, сильно различ-ся по эо. Связь осущ-ся в результате возникновения электростатич взаимод противопол заряженных ионов. Образ ионная кристал решетка, в кот каждый ион окружен опред числом ионов др заряда (NaCl,NaF). Ионная связь в отличие от ковалентной хар-ся 1)ненаправл-ю, т.к. сферич поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно 2)ненасыщ-ю, т.к. взаимод-е двух противопол заряжен ионов не компенсир силовые поля и они способны притягивать и другие ионы.

12. Гибридизация атомных орбиталей. Формы молекул. В образовании хим связей принимают участие s,p,d электроны, энергия кот различна и неодинаково пространственное расположение орбиталей. Однако связи с их участием равноценны и симметричны, что объясняется теорией гибридизации. Гибридизация – смешение орбиталей по форме и энергии. При этом образуются гибридные орбитали, имеющие форму более вытянутую в одну сторону от ядра, поэтому связи с их участием более прочные. Число гибридных орбиталей равно числу атомов, участ-их в гибридизации. Тип гибридизации определяется типом и количествм участвующих в гибридизации орбиталей. 1)s1p1 гибридизация (BeCl,MgCl2,ZnCl2). В хим связь вступает атом, у кот на внешней оболочке 1s и 1p электроны. Образуется 2 гибридные орбитали, расположенные под углом 180, формы молекулы линейная. 2)s1p2 (AlCl3,BCl3)– в хим связь вступ атом, у кот на внеш оболочке 1s и 2p электрона. Образуется 3 гибрид орбитали, расположенные под углом 120, плоский треугольник. 3)s1p3 (CH4)– в хим связь вступает атом, у кот на внеш оболочке 1s и 3p электрона. Образуется 4 гибрид орбитали, расположенные под углом 109 и28, форма молекулы тетраидр.

13.Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса следствие из него Термохимические уравнения Происходящие в ходе хим реакций изменения состава и структуры вещ-в сопровождается выделением или поглощением энергии. Обычно в виде теплоты. Выделение теплоты при взамод различных вещ-в заставляет признать, что эти вещ-ва ее до реакции с крытой форме обладали опред энергией. Такая форма энергии, скрытая в вещ-ах и освобожд-ся при хим и при некот физич процессах называется внутр энергией. Она включает в себя энергию движения и взаимод молекул, атомов, ядер, электронов, внутриядерную и др виды энергии, кроме кинет и потенц. Энтальпия – внутр энергия системы, характеризует энергет состояние вещ-ва. Тепловым эффектом хим реакции называется кол-во теплоты выделенное или поглощённое в рез-те хим взаимод Тепл эффект реакции протекающей при постоянном давлении отражает изменение энтальпии системы Н Реакции протек с выдел теплоты называются экзотерм энергосод-ие системы сниж-ся и измение энтропии отрицательно; с поглощ –эндотерм, энергосодерж увелич, полож. Ура-я реакций в кот указываются числовые значения тепловых эффектов и агригат состояния называются термохимическими Для возможности сравнения тепловых эффектов их относят к стандартным условиям t=298k, p=1атм. Термохим расчеты основаны на законе Гесса и следствиях из него. Закон Гесса: тепловой эффект хим реакций протекающих при пост объёме и давлении зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути совершения процесса, числа и хар-ра промежут стадий. На пример, CO2 можно получить двумя способами 1)сжигать С при полном доступе воздуха в 1 стадию 2)неполное сжигание в 2 стадии. Оба имеют одинаковые начал и конеч состояния. Закон позволяет вычислить тепловой эффект реакции, кот измерить трудно или невозможно. В термохимических расчётах применяют следствие из закона Гесса: 1)тепловой эффект хим реакции (изменение энтальпии) Н⁰ равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции (Н⁰_{ОБРПРОД}) за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (Н⁰_{ОБРИСХ}) с учётом стехиометрических коэффициентовН⁰=Н⁰_ОП-Н⁰_ОИ. 2)тепловой эффект хим реакции (изменение энтальпии) Н⁰ равен сумме стандартных энтальпий сгорания исходн вещ-в продуктов реакции (Н⁰_{СГОРИСХОД}) за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (Н⁰_{СГОРПРОД}) Н⁰=Н⁰_СИ-Н⁰_СП.

14. Энтропия. Стандартные энтропии. Энергия Гиббса. Направление реакции Энтропия – (Дж/мольК) колич мера беспорядка в системе, отражает движение частиц вещ-ва. Возрастает при нагревании, испарении, плавлении (беспорядок увеличивается) и уменьшается при охлаждении, конденсации, кристаллизации.энтропия растет при переходе их жидкого в газообразное, из кристал в аморфное состояние. В хим реакциях, если объем продуктов реакции больше, чем исходных вещ-в, то энтропия астет, если меньше, то уменьш. Изменение энтропии в системе в рез-те реакций равно сумме стандартных S продуктов реакции за вычитом суммы стандартных S исходных вещ-в. S⁰=S⁰_ПРОД-S⁰_ИСХ В хим процессах одновременно изменяются и энергия системы и её энтропия Суммарный эффект влияния этих факторов на процессы протекающие при постоянной температуре и давлении отражается изменением изобарно-изотермического потенциала G(энергия Гиббса) и выражается уравнением G=Н-ТS Здесь G(изобарно-изотермический потенциал)-термодинамическая функция; Н - отражает тенденцию к образованию связей и укрупнению частиц; ТS-отражает тенденцию к более беспорядочному расположению частиц к распаду веществ на более простые частицыЕсли G<0 реакция может протекать самопроизвольно в прямом направленииЕсли G>0 то реакция самопроизвольно в прямом направлении протекать не можетЕсли G=0 то система находится в состоянии равновесия направление протекания хим реакций опред совместн действием 2 факторов 1)стремлением системы к переходу состояния с наим внутр энергией-наим энтальпией 20стремлением к достижению наиб вероятного состояния перехода из более упоряд в менее упоряд – с наиб энтропией.

15. Химические реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Скоость химической реакции. Хим реакции протекают с различ скоростями. Необходимо различать реакции в гомогенной и гетерогенной системах. Система – вещ-во или совок-ть вещ-в мысленно или физически обособл от окр среды. Фаза – часть системы, отдел от других частей поверхностью раздела. Гомогенная система – состоит из 1 фазы, отсутс пов-ть раздела (жидк вода, воздух). Гетероген система – неск фаз, разгран-х повер-ю раздела (лед в воде). Гомогенные реакции идут равномерно во всем объеме системы, гетерогенные реакции идут только на пов-ти раздела фаз. Скорость реакции опред измен концен вещ-ва, вступ в реакцию или образ-ся в рез-те реакции а един времени в един объема. Скорость гомог реакции – кол-во вещ-ва, вступающего в реакцию или образ-ся при реакции за един времени в един объема системы. Скорость гетерог реакции – кол-во вещ-ва, вступ-го в реак или образ-ся при реакции за един времени на един площади поверхности фазы. Различают истин и сред скорость. Факторы, влияющие на скорость реакции 1) природа реагир вещ-в – мгновенно или тысячелетиями, чем больше энергия связи в молекуле, тем она менее реакционноспос-на. 2)концентрация реагентов – чем больше конц-я реаг вещ-в, тем больше число столк-ий активиров молекул в един объема и больше скорость реакции. 3)давление – если в реакции участв газообраз вещ-ва. При увелич давления уменш объем, занимаемоый системой, увелич концентр реаг вещ-в и соответ увелич скорость реакции. 4)температура – при повышении темп на каждые 10 град, скорость реакции увелич в 2-4 раза. С повыш темпер увелич энергия частиц, значит растет число актив молекул и резко повыш скорость реакции. 5) катализаторы 6)площадь поверхности раздела фаз 7)степень раздроблености реаг ве-в (гетер)

16Зависимость скорости химической реакции от концентрации. Закон действующих масс Константа скорости реакции Скорость химической реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела (для гетерогенной реакции). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), присутствие в системе катализаторов, площади поверхности раздела фаз и степени дисперсности реагирующих веществ для гетерогенных реакций зависимость от концентрации. Чем больше конц-я реагир вещ-в, тем больше число столкновений активных молекул в един объема и больше скорость реакции. Концентрация опр-ся законом действующих масс: при постоянной температуре скорость хим реакции прямопропорц произведению концентраций реаг веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакцииДля гомогенной реакции mA+nB=qД математическое выражение закона действующих масс имеет вид =kс^m_Acⁿ_B, где -скорость реакции; c_A c_B-текущие концентрации реагирующих веществ; mn-стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; k-константа скорости реакции Константа скорости k численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных I моль/л, и зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации Значения k для различных реакций при одной и той же температуре позволяют дать сравнительную характеристику способности исходных веществ к взаимодействию при этой температуре Для гетерогенной реакции в выражение скорости включены только концентрации газов.

17. Влияние температуры на скорость химической реакции. Температурный коэффициент Энергия активации. Скорость химической реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела (для гетерогенной реакции). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), присутствие в системе катализаторов, площади поверхности раздела фаз и степени дисперсности реагирующих веществ для гетерогенных реакций Влияние температуры на скорость реакции опред-ся правилом Вант-Гоффа. При повышении темп-ры на каждые 10 градусов увелич скорость реакции в 2-4 раза. Vt2=vt1в степени (ta-t1)/10, где -температ коэф-т (число, показывающее, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10 градусов)Температурный коэффициент различных реакций различенПри обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4 Темпер коэффициент скорости реакции зависит от энергии активации реакции: большему значению энергии активации соответствует большее значение температурного коэффициентаИзбыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции Энергию активации выражают в кДж/моль Энергия активации различных реакций различнаЕе величина является тем фактором, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакцииДля некоторых реакций энергия активации мала, для других, наоборот, великаЕсли энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к реакцииСкорость такой реакции великаНапротив, если энергия активации реакции очень велика (больше 120 кДж/моль), то это означает, что лишь очень малая часть столкновений взаимодействующих частиц приводит к протеканию химической реакцииСкорость подобной реакции очень малаНаконец, если энергия активации реакции не очень мала и не очень велика (40-120 кДж/моль), то такая реакция будет протекать не очень быстро и не очень медленно Скорость такой реакции можно измерить Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергииЭто состояние называется активированным комплексом Именно для его образования и необходима энергия активации Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое времяОн распадается с образованием продуктов реакции; при этом энергия выделяетсяАктивированный комплекс возникает в качестве промежуточного состояния в ходе как прямой, так и обратной реакции Энергетически он отличается от исходных веществ на величину энергии активации прямой реакции, а от конечных- на энергию активации обратной реакции

18. Влияние катализаторов на скорость реакции. Теория гомогенного и гетерогенного катализа Один из самых распространенных методов ускорения реакции является катализ – явление измения скорости реакции под воздействием катализатором Катализаторами называют вещества, кот участвуя в процессе, изменяют скорость реакции, но сами при этом не расходуются. (Fe,Co,Ni,Cr2O3). В зависимости от определенного состава реагирующих веществ и катализ различают гомогенный и гетерогенный В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор) В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы механизм гомог катализа объяс теория промежут соединений – в присутствии катализатора процесс разбивается на стадии. Пусть реакция А+В=АВ=АВ идет медленно в силу высокой энергии активации Найдется третье вещество К-катализатор, который легко реагирует с веществом А (в силу другой природы реагирующих веществ, следовательно другой энергии активации) А+К=АК=АК Соединение АК в силу другой природы вещества легко реагирует с веществом В образуется продукт реакции и катализатор АК+В=АКВ=АВ+К А+В+К=АВ+К. Увеличение скорость реакции связано с уменьшением энергии активации по сравнению с некаталит реакцией. При гетероген катализе процессы протекают на пов-ти катализатора, на его активных центрах. Пов-ть кат-ра должна быть максим развитой или иметь пористую структуру. Механизм гетероген катализа объясн теория активной адсорбции. В рез-те адсорбции (поглощения) на активных центрах кат-ра увелич конц вещ-в, молекулы дифформ-ся, связи в них ослабл-ся и разруш-ся, образ-ся атомы, радикалы высокой реакционной способности. Возможно образование промеж-ых соед-ий – мультиплетов между кат-ом и одним из реагир вещ-в. различные кат-ры снижают энергию активации неодинаково и для каждой реакции кат-ор подбирают экспериментально. Для повышения активности кат-ра в его состав вводят промоторы. Катализ играет важную роль в промышленности, считается что 70% химического производства использует катализаторы Целиком построен на катализе процесс получения основных продуктов химии: аммиака, серной и азотной кислоты Большинство биологических реакций - это применение гомогенного катализа Катализаторами служат простые или сложные белкиВ слюне человека- птиалин (крахмал=сахар); в желудке - пепсин (белки расщепляются)

19. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие константа равновесия смещение равновесия Принцип Ле Шателье все химические реакции можно разбить на 2 типа – обратимые и необратимые. Необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении и до конца. Обратимые – реакции, кот протекают одновременно в двух напрвлениях и не идут до конца. При протекании обратной реакции конц-ии исходных вещ-в уменш, а продуктов реакции увелич. При этом уменьш скорость прямой и увелич скорость обратной реакций. Сост-ие системы, при кот скорость прям и обратной реакции равны - хим равновесие При хим равнов прям и обрат реакции не прекращ, поэтому равновесие явл подвижным (динамическим), а установ-ся концентрации компонентов системы - равновесными; они остаются постоянными до нарушения состояния хим равновесия Сост хим равновесия харак-ся константой хим равновесияДля гомоген системы mA+nB=qD Скорость прямой и обратной реакции согласно закона действия масс равна ₁=k₁с^m_Acⁿ_B ₂=k₂c^q_D С наступлением равновесия ₁=₂  тогда k₁с^m_Acⁿ_B=k₂c^q_D Перегрупировав члены равенства получим k₁/k₂=c^q_D/с^m_Acⁿ_B=К Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций называется константой химического равновесия К, которая равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации веществ, хар-ет глубину превращ-я исходных вещ-в в продукты реакции до наступления момента равновесия. В гетерогенной системе учит-ся только газы. Хим равнов любой системы устанав при опред значениях параметров, которые его характеризуют: концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (для газов) При изменении любого из этих параметров скорости прямой и обратной реакций изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается, вследствии чего меняются концентрации компонентов системы В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений со временем в системе устанавливается другое состояние равновесия, которое характеризуется новыми равновесными концентрациями Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия Рассмотрим влияние каждого из трех параметров на смещение химического равновесия1) Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону его образования (увеличения концентрации) Повышение концентрации одного из веществ смещается равновесие в сторону его расхода (уменьшения концентрации) Так, увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции, увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ 2) Влияние температуры на смещение равновесия определяется знаком и величиной энтальпии реакции Н: чем больше отличается Н от нуля, тем значительнее смещение равновесия при одном и том же изменении температуры При повышении температуры равновесие смещается в направлении протекания эндотермической реакции При понижении температуры равновесие смещается в направлении протекания экзотермической реакции 3) Изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество и число молей исходных газообразных веществ и газообразных продуктов реакции не одинаковоПри увеличении давления равновесие смещается в сторону образования веществ с меньшим объемом (меньшим числом молей газов) При понижении давления равновесие смещается в сторону образования веществ с большим объемом (большим числом молей газов) Если протекание реакции не сопровождается изменением объема, то изменение давления не влияет на состояние равновесия 4)катализатор не влияет на смещение равновесия. Одинаково ускоряет прямую и обратную реакции и позволяет достигать в более короткий срок.

20. Дисперсные системы, их классификация. Суспензии, эмульсии. Дисперсные системы – системы, в кот частицы одного мелко раздробленного вещ-ва (дисперсной фазы) равномерно распределены между частями другого вещ-ва (дисперсной среды). По агрегатному состоянию фазы и среды различают следующие системы: ГГ-(воздух), ГЖпена(пеногазиров вода), ГТтвпена(пенопласт,пемза,шлак), ТТтвзоль(сплавы, горные породы), ТГаэрозь, ТЖсуспензии, золь, гель (извест раст-ры, краски, пасты), ЖГаэрозоль (туман, облако)

Жжэмельсия(молоко,нефть),Жттвэмельсия(вода в сливочном масле, влажный грунт). В зав-ти от размеров частиц дисперсные фазы различают грубодисперсные системы – взвеси (более 100нм – почвы, эмульсии, порошки, пены); тонкодисперсные системы – коллоидные (1-100 нм – золь, гель кремн кислоты, р-р желатина, р-р серы); молекулярно и ионно-дисперсные – истинные растворы (менее 1 нм – р-ры H2SO4,NaOH,CuSO4).

21.Растворы. Гидратная теория растворов ДИМенделеева сольваты и гидраты Тепловые явления при растворении Раствор – гомогенная однофазная систем переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Раствор состоит из растворителя и растворенного вещества.раствор вещ-во распределяется между молекулами растворителя в виде молекул или ионов. Растворы могут быть жидкими – морская вода, твердыми – сплавы, газообразными – воздух. Процесс растворения – физико-химический процесс, сопров выделением или поглощением тепла, а иногда и изменением объема. Химическую теорию растворов создал Менделеев Менделеев считал, что эти явления указывают на хим взаимод между растворяющимся веществом и растворителем, этот процесс называется сольватацией, а полученные вещества-сольваты С водой процесс называется – гидротацией, а получившиеся вещества- гидраты проиллюстрируем это на примере растворения NaCl в воде. Между ионами натрия и хлора в кристалле существует ионная связь При погружении кристалла NaCl в воду ионы поверзн слоя взаимод с полярными молекулами воды – диполями. Возникает иондипольное взаимодействие, которое сильнее чем ионная связь и разрывает связи в кристалле. Гидратированные ионы отрываются от кристалла, полностью окруж-ся диполями воды. Постепенно весь кристалл распадается на отдельные гидратные ионы, образую с водой гомогенную систему – истинный раствор. Число молекул воды, связанных с ионами раствор вещ-ва, зависит от его природы и размеров. Гидротир ионы и молекулы иногда настолько прочны, что при выделение раствор вещества из растворителя (выпариванием) выпадают кристаллы содержащие молекулы воды, эти вещества называют кристаллогидраты при растворении происходит 1)разрушение хим и межмолек связей в растворителях – эндотермич процесс 2)образование сольватов сопровожд выделением энергии – экзотерм процесс 3)распределение сольватов в растворителе, связанное с диффузией – эндотермич процесс – эндотермич процесс. Суммарный тепловой эффект процесс H может быть 0. При растворении газов и большенства жидкостей энергия, затраченная на разрыв межмолек связей невелика и процесс растворения экзотермический. При раствор уксусной кислоты теплота поглощается, т.к. между молекулами сущ-ет водородная связь. При раствор тв вещ-в с прочной кристал структурой разрушение решетки требует значительной затраты энергии и процесс эндотермический (NaNO3, NH4NO3), но теплота выделяется при растворении (NaOH, KOH).

22. Растворимость газов жидкостей, кристаллов в жидкостях Влияние температуры давления природы компонентов на растворимость Растворимость – способность вещ-ва растворяться в том или ином растворителе. Растворимость – процесс обратимый. В зависимости от условий происходит процесс растворения или веделения из раствора раствор вещ-ва (кристаллизация). Растворение кристалла в жидкости. Когда вносят кристалл в жидкость от его поверх-ти отрыв-ся отдел молекулы, кот благодаря диффузии распред по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности тв тела выз-ся их собствен колебат движением и притяжением со стороны молекул раств-ля. Но одновременно происходит и обратный процесс – кристаллизация. Наступает такой момент, когда скорость растворения равна скорости кристаллизации. Тогда устанав-ся динамич равновесие. Мера растворимости тв вещ-ва в жидкости – это концентрация насыщ раствора при данной темп-ре. Насыщ р-р находится в равновесии с твердой фазой раствор вещ-ва и содержит максим возможное при данных условиях кол-во этого вещ-ва. Неначыщенный раствор содержит меньше раств вещ-ва чем насыщ. Перенасыщ раствор содержит больше раств вещ-ва, чем насыщ раствор. Получают медленным охлаждением насыщ раствора при более высокой температуре. Неустойчивы и при встряхивании идет кристаллизация и ведеение из раствора избытка раств вещ-ва. Раствор большинства твердых тел сопров поглощением теплоты. При раствор тв тел в жидкостях объем системы обычно изменяется незначительно Жидкости также могут растворяться в жидкостях Некоторые из них неограниченно растворимы одна в другой, те смешиваются друг с другом в любых пропорциях Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс Однако растворение газов в органических жидкостях нередко сопровождается поглощением теплоты. Растворимость зависит от природы компонентов, температуры и давления. 1)природа – наиб раст-ть достигается, когда раств вещ-во имеет с раствор-ем подобное строение молекулю хорошо растворимы в воде спирт, NaOH, KOH, NH3, малорастворимы гипс, N2, O2. 2)температура – с повышением температуры чаще всего раств-ть тв и жидких вещ-в увеличивается (если процесс эндотермический), газообразных уменьшается, т. к. экзотермич. Раств-ть тв вещ-в с повышением тем-ры мен-ся различно. 3) давление – с ростом давления раст-ть газов в жидкостях увелич-ся, т.к. уменш объем. Закон Генри – при пост давлении раст-ть газа пропорц давлению над раствором. S=kp. Изменение давления не влияет на раств-ть жидкостей, тв вещ-в, т.к. при раств-ти не происходит заметного изменения объема.

23. Способы выражения концентрации растворов. Состав раствора может выражаться разными способами – как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. 1)массовая доля – отношение массы растворенного вещ-ва к массее раствора; процентная концентрация – показывает число гр раств вещ-ва в 100 гр раствора. 2)молярная доля – отношение кол-ва раствор вещ-ва (или растворителя) к сумме количеств всех вещ-в, составляющих раствор. 3)молярная концентрация или молярность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к объему раствора (См или М, моль/л), показывает число молей раствор вещ-ва в единице раствора. 4)моляльная концентрация или моляльность – отношение кол-ва раствор вещ-ва к массе растворителя (m, моль/кг), не измен при изменении температуры. 5)эквивалентная или нормальная концентрация – отношение числа эквивалентов раствор вещ-ва к объему раствора (Сн или н моль/л). объемы растворов реаг вещ-в обратно пропорциональны их нормальностям.

24. Растворы элэктролитов. Теория электролитической диссоциации Все растворы делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты – вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Сущ-ет теория э/д для водных раст-ов слабых электролитов, кот была сформулирована Арениусом в 1887г. Положения: 1)электролиты в растворе распадаются (диссоциируют) на полож (катионы) и отриц (анионы) заряженные ионы, 2)ионы обладают другим запасом энергии чем молекулы и имеют др сво-ва, 3)ионы в раст-ре наход-ся в хаотич движении, под действием эл поля полож ионы движ к катоду, а отриц к аноду, 4)диссоциация – обрат процесс, одноврем с ним идет соединение ионов в молекулы (молеризация). Механизм э/д При раствор вещ-ва диполи воды концентрируются около (+) и (-) ионов вещ-ва возникает иондипольное взаимодействие, ионы отрываются от кристалла и в гидратированном виде переходят в раствор, идет диссоциация. Процесс диссоциации полярных молекул осущ-ся с переходом полярной структуры в ионную и послед-им образованием гидратированных ионов. Кислоты – эл-ты, при дис-ии кот в качестве катионов образ-ся только ионы Н+. Бескислородные и кислородсодержашие. Многоосновные могут дис-ть ступенчато. Н+обуслав кислую среду. Основания – эл-ты, при дис-ии кот в кач-ве анионов образ-ся только гидроксид-ионы ОН-. Обуславл щелочную среду, изменение окраски индикаторов и мыльность наощупь. Может проходить ступенчатая дис-ия. Соли - средние, кислые, основные, двойные. Амфотерные электролиты – соединения двойст-ого хар-ра. В кислой среде проявл сво-ва основания и диссо-т с отщеплением ОН-. В щелочной среде проявл сво-ва кислот и дис-ют с отщепл катионов Н+. Амфотерность объясн малым различием прочности связей R-O и OН.

25. Сильные и слабые электролиты. Степень константа диссоциации слабых электролитов Закон разбавления Оствальда Электролитич диссоциация – процесс распада молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя. Но лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Сущ-ет понятие степени дис-ии .  - отношение числа молекул распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу молекул в растворе выражается в долях единиц или процентах. Если =1 – полная диссоц-я, сильный электролит, если =0 – нет дис-ии, неэлектролит.  повыш с ростом температуры и разбавлением раствора. По степени ди-ии растворы делятся на сильные и слабые электролиты. Сильные эл-ты – практически полностью дис-ют на ионы. К ним относятся неорганич кислоты HCl, HBr, H2SO4, HMnO4, основания щелочных и щелочнозем металлов, почти все соли. Вследствии полной дис-ии сильных эл-ов конц-я ионов в растворе высокая и возникает притяжение между ионами. Каждый ион окр-ся слоем противоположнозаряж ионов в виде ионного облака – ионной атмосферы, что уменьшает подвижность ионов. Эл-ты прояв себя как будто их конц-я меньше действительной. В рез-те при опред  меньше 100% и называется кажущейся степенью диссоциации. экспер30% - сильный эл-т (табличное значение). Для учета суммарных влияний межионных и межмолекулярных взаимод-ий в растворе сильного эл-та используют понятие, называемое активностью a=Cf. A – реальная конц-я ионов, C- истинная конц-я, f- эффект активности, кот учитывает все виды взаимод-я частей в растворе. Опред-ся опытным путем, f1. Слаб электролиты незначит дис-ют на ионы, 3%. К слабым электролитам относится большинство органических кислот а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат Н₂СО_3 Н₂S НС Н₂SiО₃ и Н₄ОН, основания нещелочных и нещелочноземельных металло Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, соли HgCl2, CoCl2, вода. Слабые электролиты хар-ся константой диссоциации, кот равна константе равновесия, установившегося в рез-те дис-ии слабого электролита. НС=Н⁺+С^- Кр=Н^+С^-/НС=Кд. Кд зависит от температуры и природы эл-та и не зависит от конц-ии. С повышением темп-ры Кд понижается. Многоосновные слабые кислоты и многокислотные основания дис-ют ступенчато. Причем Кд по каждой последней ступени на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. Между  и Кд сущ-ет зависимость, кот носит название закона разбавления Оствальда. Примем исход молярную конц-ю за С а степень диссоциации в данном растворе за . Тогда концентрация каждого из ионов будет С а концентрация недиссоциированных молекул С(1-)Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: К=(С)²/С(1-) или К=С² /(1-) Оно даёт возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита если известна его константа диссоциации Пользуясь этим уравнением можно также вычислить константу диссоциации электролита зная его степень диссоциации при той или иной концентрации для очень слабых эл-ов  гораздо меньше 1. След-но ее значением можно пренебречь. Кд=(C)² . Степень диссоциации увелич с разбавлением раствора, пониж конц-ии и увелич Кд.

26. Реакции обмена в растворах электролитов и условия их протекания. Электролиты – вещ-ва, водные растворы и расплавы кот проводят эл ток. К ним относятся почти все соли, кислоты, основания – вещ-ва с ионной или сильно полярной ковалентной связью. В растворах электролитов могут протекать реакции обмена. Это реакции, вызванные взаимодействием между ионами растворенных вещ-в. протекают с высокими скоростями, т.к. реагенты находятся в антивирусном состоянии. Обязательным условием протекания реакции ионного обмена является смещение химического равновесия в сторону образования малорастворимых веществ (осадков), газов, слабых электролитов. При составлении ионно-молекулярных уравнений сильные эл-ты зап-ся в виде ионов, слабые – осадки, газы – в виде молекул. Для составления этих уравнений надо знать какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы.

27. Ионное произведение воды Водородный показатель рН-среды. чистая вода очень плохо проводит эл ток, т.е. вода – слабый электролит, незначительно дис-ет на ионы. Кд=Н^+ОН^-/Н₂О=1,8*10^-16 (при 22 градусах). Кд воды очень мала, т.к. доля молекул, участвующих в дис-ии очень маленькая, поэтому конц-я недис-их молекул воды практически равна молярной концентрации молекул в жидкой воде (1000/18=55,5 моль/л). Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная Эта постоянная величина называется ионным произведением водыЧисленное значение её нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов В чистой воде при 22⁰С Н^+*ОН^-=Кд*C=1.8*10^-16*55.5=10-¹⁴ КU=10^-14 – ионное произведение воды. Растворы в которых концентрации ионов водорода и гидроксид - ионов одинаковы называются нейтральными (10^-7моль/л). В кислых растворах больше концентрация ионов водорода в щелочных - концентрация гидроксид -ионовНо какова бы ни была реакция раствора произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов остаётся постоянным пользоваться значениями концентрации с отриц степенями неудобно, поэтому на практике для хар-ки среды применяют водородный показатель рН. Вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный логарифм взятый с обратным знаком рН= -lgН^+ В нейтральном растворе рН=7 В кислых растворах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах рН>7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода рН метр или универсальный индикатор. Лакмус: фиолет, красный, синий; метилорандж: оранж, красный, желтый; ф/ф: бесцветный, бесцветный, малыновый.

28. Гидролиз солей Различные случаи гидролиза Гидролиз (в переводе разложение водой) – процесс взаимод ионов соли с ионами воды, в рез-те кот образуется слабый электролит, что сопровождается связыванием одного из ионов воды, смещением равновесия диссоциации воды и изменением рН раствора. Различают зидролиз по катиону и аниону. 1)Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону c образованием ионов Н+. Если катион многозарядный, то гидролиз протекает по первой стадии с образованием соли. CuCl₂+HOHCuOHCl+HCl, CuOHCl+HOHCu(OH)2. Накопление ионов Н+ приводит к уменьшению ионов ОН-. Кислая реакция среды. 2) Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону, приводит к связыванию ионов Н+, накапление ОН-, среда реакции нщелочная. Если анион соли многозарядный, то гидролиз идет по первой стадии с образов кислой соли. Na₂CO₃+HOHNaHCO3+NaOH, NaHCO3+HOHH2CO3+NaOH. 3)Если соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, то гидролиз идет по катиону и аниону. Реакция среды зависит от относит силы образ-ся кислоты и основания. NH4CN+HOHNH4OH+HCN. 4)Если соль образована слабым многокислотным основанием и слабой многоосновной кислотой, то гидролиз идет до конца и практически необратим. В рез-те образуется осадок и выделяется газ. 5)Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролиз не идет.KCl+HOHгидролиз не идет. нейтрализация в этом случае сводится к процессу Н⁺+ОН^-= Н₂О а обратная реакция-диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени реакция среды нейтральная.

29. Вода. Строение молекулы. Физические и химические свойства. Диаграмма состояния воды. Вода – весьма распрост-ое на Земле вещ-во. Она покрывает почти 4/5 площади земной поверхности, входит в состав минералов, горных пород. В организме человека 65%, фруктах – 95%. Много воды в газообразном состоянии в виде паров в атмосфере. Природная вода не бывает совершенно чистой. Наиболее чистой явл-ся дождевая вода. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Во всяком организме вода представляет собой среду, в кот протекают хим процессы, обесп-ие ж/д организма, она сама принимает участие в целом ряде биохим реакций. Формула воды – Н2О. Молекула полярная, оттяжка эл плотности от Н к О. Наличие непод пары у О и смещение обобщ пар обусл-ет образ-ие водородных связей, наличие кот объясняет аналитические сво-ва воды. 1)в кристалле льда молекула воды образует 4 водород связи с соседними мол-ми воды и образ-ся рыхлая тетраедрич кристал-ая структура со свободными полостями. Плотность льда 0,92 г/кубсм. При плавлении рвется до 15% водородных связей, разруш-ся стр-ра льда, молекулы сближ-ся, запол-ся пустоты, плотность возрастает 1 г/кубсм(при 904гр). при пониж тем-ры усил-ся тепловое движ-ие молекул и плотность умен-ся до 0,998. Бесцветная прозрачная жид-ть 2)лед легче воды, поэтому водоемы не промерзают зимой до дна и в них сох-ся жизнь. При замерзании объем воды увелич на 10%, что разрывает трубы, дает трещины из всех вещ-в. 3)вода имеет наиб теплоемкость, медленно нагревается летом, медленно охл-ся зимой, регулирует темп-ру Земли. 4)вода обладает высокой полярностью. Хим сво-ва: большая уст-ть к нагреванию, реагир с основаниями, кислыми оксидами, щелочными и щелочнозем металлами, участвует в процессах раствор, дис-ии, гидролиза. Вода может нах-ся в трех фазах – лед, вода, пар. Диаграмма сост-я воды отраж условия равновесного сущ-я воды в различных фазах в зав-ти от темп-ры и давления. Область диаг-мы разделена на 3 зоны тремя кривыми, сходящ-ся в т.О. ОА –кривая кипения, равнов состояние вода-пар, при кот скорость испар жидк-ти=скор-ти конден-ии. Пар при таком сост-ии наз-ся насыщ-ым, а его давление – давлением насыщ пара. Вода закип, когда давл насыщ пара достиг вершины давления. Вода кипит при 100гр, если давление нас пара 700 мм рт. С пониж давления, темп-ра давл пониж. ОС – кривая крис-ии, соотв равновесию вода-лед. Вода замерзает, когда давление ее нас пара станов-ся равным дав-ю нас пара под тверд фазой, в кот она переходит. Вода замерз при 0гр, с повыш давл-я тем-ра незн-но умен-ся, что обусл-но разрывом водород связей. Крист-ия воды сопр-ся ростом объема. ОВ – кривая сублимацмм. Равновесие лед-пар, отражает процесс перехода из тв сост-я в парообразное. Все кривые пересек в т.О. ее координаты – условия сущ-я трехфазной системы.

30. Диффузия, осмос, осмотическое давление Закон Вант-Гоффа

Частицы раств вещ-ва и растворителя находятся в беспорядочном тепловом движении и равномерно распределяются по всему объёму раствора Диффузия - самопроизв процесс перемещения частиц вещ-ва, приводящий к вырав-ю концентрации раствора. Если растворы с различной конц-ией разделить полупроницаемой мембраной, пропускающей только молекулы раств-ля (бычий пузырь, цалафан) то диффузия может стать односторонней если в сосуд из полупрониц мембраны, переходящий в узкую трубку, поместить раст-р сахарозы и погрузить в чистую воду, то вырав-ие кон-ии будет происходить только за счет молекул воды, кот в большем кол-ве диф-ют в раст-р чем обратно. Такая одностор диффузия называется осмосом в сосуде с раствором созд-ся давление, под действ кот жидкость подним-ся в трубке пока не наступит равновесие между р-ом и раст-ем. Осмотическое давление - это то давление, которое необходимо приложить раствору, что прекратился осмос это то избыт давление, кот оказывает р-ор на полупрониц перегородку в момент его равновесия с раств-ем. При измерениях осмотического давления различных растворов было установлено, что величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя В 1886 Вант - Гофф показал, что для растворов не электролитов невысоких концентраций зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением: Р=СRТ Здесь Р-осмотическое давление раствора, Па; С - его мольно-объемная концентрация (молярность), моль/л; R- универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль*К); Т - абсолютная температура раствора Молярность раствора С представляет собой отношение числа молей растворенного вещества n к объему раствора V (л) С=n/V а число молей вещества равно его массе m делённой на мольную массу М Отсюда для молярности раствора получаем С=m/MV Представляя это значение С в уравнение Вант-Гоффа найдём pV=1000m/M*RT Это уравнение позволяет по величине осмотического давления раствора определять мольную массу стенки растит клеток, живых орг-ов пред-ют полупрон мембрану, через кот свободно проходят мол-лы воды, но зад-ся вещ-ва, раствор-ие в клеточном соке.

31. Давление пара над растворами Кипение и кристаллизация водных растворов. Закон Рауля Равнов состояние вода-пар, при кот скорость испар жидк-ти=скор-ти конден-ии. Пар при таком сост-ии наз-ся насыщ-ым, а его давление – давлением насыщ пара. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью- величина постояннаяОпыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается, т.к. часть поверхности раствора занята мол-ми нелетучего раств вещ-ва, кот сниж скорость испарения молекул раств-ля. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре В 1887 французский физик Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и веществ в твердом состоянии, установил следующие законы: 1) в разбавленных р-ах неэл-ов при пост темп с пониж давления нас пара над раст-ом пропорц-но молярной доле раств вещ-ва. р₀-р/р₀=m/M, где р₀-давление нас пара над чистым раст-ем, р-давление нас пара над раст-ом, m-число молей раств вещ-ва, M-число молей раств-ля. Следствием снижения давления нас пара над раст-ом явл-ся повыш темп кипения и пониж темп замер-я по сравнению с чистым раст-ем. 2)повышение темп кип-я и пониж темп зам-я раст-ов неэл-ов пропорц-но молярной конц-ии р-ра tкип=кэб*С, tзам=ккр*С, где кэб-эбуллиоскопическая константа, ккр-криоскопичекая константа. Кэб и ккр равны изм-ю темп кип и замер одномолярных раст-ов. На понижении темп зам растворов основано действие антифризовых жидкостей с низ темп зам, применяемых для охлаждения двигателей автомобилей. Действие противоморозных добавок поз-ет произ-ть бетонирование при низких темп-ах – метод холодного бетона. Раствор кипит и крист-ся в некот интервале темп-р. Темп-ра крист-ии и темп кипения.

32. Природные воды, их состав, жесткость воды, методы ее устранения. Применение воды в строительстве. Природная вода нах-ся в непрер взаимод-ии с окр средой и растворяет орган и неорган соед-я. Органич примеси имеют сложный состав и наход-ся в основном в коллоидном состоянии (кремн кислота и ее сод-я). Неорганич примеси в виде катионов Na+, Ca+, Mg2+, K+, Fe2+, Fe3+, Al3+, анионов HCO3-, OH-, CO32-,NO3-, F-,SO42-,Cl-. В состав природных вод входят газы CO2, O2, N2, H2S, бактерии, микроорганизмы и продукты их ж/д, микроэлементы, взвеси. Состав прир вод хар-ся солесодерж-ием, щелочностью, жесткостью. Жесткость обусловлена содер-ем раствор солей Ca и Mg, присут-ем их гидрокарбонатов (временная), их сульфатов и хлоридов (пост-ая). Врем +пост=общая. Жесткость выр-ся суммой эквивалентов ионов Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л). по величине жесткости различают 1)очень мягкая (до 1) – дождевая и снеговая, нет накипи 2)мягкая(1-2) и средняя(2-10) – речная и озерная, образует накипь 3)жесткая(10-12) и очень жесткая(12) – грунтовая, родниковая, колодезная, много накипи, без умягчения не прим 4)вода морей и океанов(80-100). Отриц действие жесткости: 1)образ накипь в системах охлажд двиг, на стенках паровых котлов, что приводит к перегреву и коррозии 2)соли MgCl2, MgSO4 в р-ре гидролизуются, образую кисл среду, что ускор коррозию констр-ий 3)эти соли вызыв магнез и сульф коррозии цемент камня. Методы устранения сводятся к сниж конц-ии ионов Ca и Mg путем осажд-ия их в виде нераств солей или методом ионного обмена: 1)термич устр-ся только врем ж-ть Ca(HCO3)2=CaCO3+CO2+H2O, 2)реагентирование – не дает дост степени умяг-я, требует большого расхода реактивов, сложность по технолог осущ-ю. Известк метод +Ca(OH)2, содовый +Na2CO3, натронный +NaOH, фосфорный+Na3PO4. 3)в пром услов ж-ть уст методом ионного обмена, кот основан на спос-ти высокомолек соед-ий обменивать вход в их состав подвиж ионы на ионы, наход в воде. Иониты-тв зернистые, нераств в воде вещ-ва. По хар-ру обмен ионов различ катиониты и аниониты. Катиониты NaR,HR – обмен ионы Na+ и H+ на катионы Ca2+ и Mg2+ из воды. Аниониты ROH – обмен анионы OH- на анионы солей из воды. Происход хим обессолев воды. Со врем иониты утрач спос-ть умягчать воду и их подверг регенерации. Воду широко примен в строит-ве. В технол бетон работ воду испол для пригот бетон и раств смесей, поливки констр-ий в процессе тверд бетона, промывки заполнителей.

33. Коллоидные растворы. Методы получения, свойства. Коллоидные растворы - высокодисперсные гетероген системы с размером частиц дисперсной фазы 1-100 нм. Для получ и длит сущ-я кол р-ов необх 1)взаимная нераств-ть дисп фазы и диспер среды 2)достиж коллоидной степени диспер-ти частиц дисп фазы 3)наличие стабил-ра, прида-го системе уст-ть(избыток одного из реагентов) или поверх-актив вещ-ва(мыло, белки, желатин). Методы получения: 1)дисперсионный – основан на измел частиц дисп фазы до коллоид сост-я (мехки в шаровых и коллоид мельницах, с пом ультразвука, распыл в электр дуге) 2)конденсационный – основан на объедин молекул, атомов, ионов с образ-ем частиц коллоид размеров (путем замены растворителя, путем хим реакций, проводимых в опред усл-ях, в рез кот образ труднораств соед-я – реакции гидролиза, ОВР, реакции обмена). Золи – кол р-ры с жидкой подвижной дисп средой. Свойства: 1)молек-хим сво-ва проявл в тепловом движ частиц, диффузии, седиментацион(кинет) устойчивости. Частицы дисп фазы золя перем-ся в процессе теплового движ-я, выз-ого беспоряд ударами со стороны мол-л среды, и распред по всему объему системы. Диф-ют не охлаждаясь под действ силы тяжести. 2)оптич – мелкие частицы кол рас-ов нельзя увидеть в обычн микроскоп, только в ультрамик-п. частицы дисп фазы золей меньше длин волн лучей видимого света, поэтому они рассеив свет, но не отраж его. При боков освещ-ии бесц золи имеют голубов окраску. На темном фоне набл-ся свят конус. Золи имеют различн окраску, что опред-ся природой, строением, конц-ей р-ра и услов набляд золя. 3)электрич – при пропуск пост эл тока в силу электростат притяж кол частиц противоионы диф слоя взаимод др с др. при этом наблюд электрофарез (передвиж частиц дисп фазы к электроду), электроосмос(перемещ дисп среды через порист перегородку), агрегат уст-ть(спос-ть сохран опред размеры частиц дисп фазы). Наличие эл заряда у кол гранул приводит к их значит гидратации. Полярные молекулы воды ориент-ся около заряж частиц, образуя гидрат оболочки, что умен стремл частиц к укрупл. По хар-ру взаимод диспер фазы с диспер средой различ лиофоб и лиофил системы. У лиофил кол-ов (золи желатина, крахмала, белков, глин вещ-в) прояв значит взаимод диспер фазы и диспер среды. За счет адсорбции на пов-ти кол частиц образ сольватные (гидратные) оболочки из мол-л дисп среды. Лиофил агрегатно очень устойч за счет защитн дейст-я гидрат оболочек, коаг-ют при большом избытке эл-та, обратимы. При коаг-ии образ гель. Лиофоб кол-ды (золи Au,Cu,S, мульфидов, солей). Слабо взаимод с дисп средой. Неуст. Коаг при небол кол-ве эл-та, осаждаясь в виде хлопьев или порошка. Необратимы. Даже при длит хранении не застуднев. Повысить уст-ть можно добавлением лиофил. Кол защита. Уст-ть золей можно нарушить, устранив заряд коллоид частиц и электрозащит гидратную оболочку. При этом частицы слип-ся под дейст-ем межмолек сил, укрупняясь в размерах. Процесс объедин кол частиц в более крупные агрегаты – коаг-я. Процесс осажд укруп частиц под действ силы тяжести – седиментация. Пептизация – процесс перехода получ при коаг осадка в золь. Строение кол систем. Na2SiO3+2HCl=H2SiO3+2NaCl, FeCl3+H2O=Fe(OH)3+3HCl, H2S+CuSO4=CuS+H2SO4. При столк-ии слип-ся, образуя более крупные частицы, на опред этапе обр-ся агрегат кол частицы, состоящие из молекул m. На пов-ти агрегата адсорб потенциал опред ионы nFe3+. Они опред заряд кол частицы. Агрегат и потен-опред ионы притяг из р-ра противоионы Cl-. Причем их большая часть 3(n-x)Cl- нах-ся ближе к ядру кол частицы с потен образ адсорб слой. Меньшая часть 3xCl-распр-ся в диф подвиж слое. Агрегат+адсорб слой=гранула, гранула+противоионы=мицелла.

mFe(OH)_3*nFe³⁺*3(n-x)Cl^-3x+*3xCl-

34. Образование и свойства гелей. Структурообразование в кол системах. Гель – дисперсная система с жидкой дисп средой, в кот частицы диспер фазы связ-ся друг с другом, образуя простую структуру – сетку, внутри которой находится диспер среда. Имеет студнеобразное состояние. Гели получают из истин расв-ов опред конц-ии, из золей при нагревании, самопроизвольно с теч времени, при набухании тв кол-да (желатин в воде), при охлаждении распл р-ра. Со временем гели стареют – выделяется жидкость, гель уменьшается в объеме, идет синерезис. Дисперсные системы раздел на 2 большие группы: свободнодисперсные(неструктур-ые) и связнодисперсные(структури-ые). Свободнодисп – отсут взаимод между частицами диспер фазы (гидрозоли, аэрозоли, порошки, разбавл суспензии и эмельсии), текучие. Связнодисп – возник при контакте частиц дисп фазы, привод-м к образ-ю структуры. Нетекучие, твердообразные (гели, конц эмельсии и суспензии, пасты). Различают коагуляционные и конденсационные структуры, кот возникают при процессах твердения неорган вяжущих вещ-в. коагул стр-ры образ-ся из свободнодисп систем за счет немолек притяжений частиц (гель). Контак между частицами дисп фазы осущ-ся через тонкие прослойки дисп среды и точечный контакт. Имеют небольш проч-ть, пласт-ть, эласт-ть. Для них хар-но явл-ие тиксотропия – структуры, разрушаясь при механ воздействии), вновь восст-ся со временем. Тиксотропны глины, масл краски. Конденс стр-ры – возник из перенасыщ р-ов в рез-те склеив-я, сраст-я, переплетения частиц дисп фазы. Если частицы дисп фазы кристаллы, то структура наз-ся конденсационно-кристализ-ой. Прочнее коаг-ых, не тиксотропны, разрушаются необратимо.

37. Химические свойства металлов. Металлы вступая в реакции отдают валентные электроны, проявляя восстанов сво-ва. 1)Чем более отриц значение имеет потенц мет, тем выше восстанов спос-ть мет, тем они активнее. 2)каждый предыд мет ряда потенциалов восстанавл все послед за ним мет из раств их солей. 3)Мет с отриц значением потенциала (до Н) вос-ют Н2 из разбавл HCl и H2SO4. 4)С водой при обычных условиях реаг только щелочные и щелочнозем мет. 5)Концентрированная H2SO4 и HNO3 любой конц-ии прояв окисл сво-ва за счет аниона кислотного остатка. Взаимод почти со всеми мет. Образ-ся соли кислот, вода и продукты восстан-я, хар-р кот зависит от актив мет и конц-ии кислоты. Me+H2SO4(HNO3)=соль+H2O+продукт восстановления. H2SO4: акт мет – S,H2S; неакт мет – SO2. HNO3(к): акт мет – NO2,N2O; неакт – NO2. HNO3(р):акт – N2O,N2,NH3; неакт – NO. Конц H2SO4 и HNO3 в обычных услов не реаг с Al,Co,Ni,Ag,Fe. 6)В конц щелочах раст-ся ме, оксиды и гидроксиды кот амфотерны. 7)Мет взаимод с водой с выдел-ем Н2 и образ-ся гидроксид. 8)Мет взаимод с немет (O,S,CO2,N2). ! С Н2 реаг только щелочные и щелочнзем мет.

35. Металлы. Нахождение в природе, получение. Физические свойства. Металлическая связь. Металлы – большинство элементов период системы. Малоактивные (Cu,Hg,Ag) встреч-ся в самородном состоянии, активные в виде руд (Fe3O4, Fe2S, CaCO3,Al2O3). Содержание в земной коре Al 7.5%, Fe 4.2%, Сa 3,25%, Na 2.4%. методы получения включ обогащение руд (отделение от пустой породы) и извлечение металлов из обогащ руд. Методы обогащения: 1)локтан-ый – основан на различ смягчении компонентов руды водой или лотаторами, 2)гравит-ый – основан на различ плотности пустой породы и руды, 3)магнитная сепарация – основан на различ св-ах компонентов руды. Методы получения основаны на протекании ОВ процессов: 1)пирометаллургический – восстановление мет из руд при повыш темпр-ре коксом (C,CO,H2), 2)гидрометаллургический – основан на переводе соед-ий мет в раст-р спец реагентами (H2SO4, KCN), с послед выделением мет из раствора более актив мет. CuO+H2SO4=CuSO4+H2O, CuSO4+Fe=Cu+FeSO4, 3)электролиз – вос-е активн мет (Na, K, Mg, Al) из расплавов, оксидов, гидроксидов, солей с помощью эл тока. Полученные металлы подверг дополнит очистке: перегонка и переплавка в вакууме, электрорафинирование. Все мет за искл ртути тв крист в-ва. Причиной общности сво-в мет явл-ся сходство в строении их атомов и природа хим связи. В узлах крист решетки мет наход нейтр атомы и полож ионы. Между ними свободно передвиг электроны. Электроныый газ обуславл метал связь. Небольшое число валентных эл-ов однов-но связ-ет большое число атомов. Поэтому в отличие от ковалент, метал связь делокализована и многоцентр-ая, не обладает направл-ю и насыщ-ю вследствии сферич симметрии атомов мет. Энергия метал связи растет с ростом числа валент эл-ов и заряда ядра, что отраж-ся на темп кип и плавл. Al и мет побочных подгрупп имеют более высокие темп кип и плавл, чем щелочн и щелочнозем мет. Свобод эл-ны обусл-ют все общие св-ва тет – непроз-ть, цветность, блеск, большинстов мет серебристо-белого цвета, золотого, желто-красного. Перем-ся эл-ны обусл-ют теплопров-ть и электропровод-ть мет-ов. Отсут-ие направ-ти связи позвол смещать атомные слои крист решетки без разрыва связи, что придает пласт-ть. Поэтому мет легко диф-ся в проволку, поддаются ковке, штамповке. Мет имеют высок механ проч-ть, твердость, что обусл их применение в кач-ве конструк матер-ов. Мет делятся по цвету – черные и цветные, по плотности - легкие5г/кубсм (щелоч и щелочнозем) и тяжелые(Fe, Pb, Sn) по темп плавления – лекгоплавкие(Pb, Sn, K, Cs) и тугоплавкие(Fe, Cr, W).

36.Механизм возникновения двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы. Между атомами, ионами и электронами в кристал решетке существует равновесие Me(атомы)Meⁿ⁺(ионы)+ne(электроны в металле). Если погрузить пластину активного металла в раствор его соли, ионы с поверх-о слоя мет под действ полярной молекулы воды начинают отрываться и в гидратир-ом виде переходят в раствор. В рез-те пов-ть мет заряжается отриц из-за избытков электронов. Ионы мет в раст-ре конц-ся у поверх-ти пластины вследствии электростатич притяжения. С повышением кон-ии ионов мет у пов-ти пластины выход из мет их ослаб-ся и усил-ся переход ионов из р-ра в решетку мет. Со временем между поверх-ю мет и раст-ом устан-ся подвижное равновесие. Ме(атомы)+mН₂О=Меⁿ⁺+mH2O(гидратир ионы)+nе. Металл становится заряженным отрицательно, а раствор -положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе мет-раствор образ двойной эл слой и возникает разность потенциала (скачок), называемый равновесным электродным потенциалом . Состояние равнов-я зависит от актив-ти мет и концентрации его ионов в растворе. По мере перехода ионов в раствор растёт отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Для некот мет преоблад процесс перехода ионов мет из р-ра на пов-ть мет, пластина заряж +, р-р из-за избытка анионов соли -. На границе мет-раствор также образуется двойной эл слой и возникает . Абсолютное значение  экспер-но опред невозм. Опред относит электродный потенциал как разность потенциала, измеряемого электрода и стандартного водородного электрода, потенциал кот равен 0. Станд водор электрод представл пластину, покрытую рыхлым слоем платины. Через р-р кислоты подается газообразный Н2 под р=101325Па и Т=298К, кот адсорбир на пластине. Между ионами Н в р-ре кислоты и Н на пластине возник равновесие 2Н⁺ +2е=Н₂ ⁰=2Н⁺/Н₂=0. Водородный электрод присоед к мет электроду, потенциал кот необход опред. Электродный потенциал, возн-ий при погруж мет в р-р его соли с активностью ионов мет 8моль*ион, измеряемый по отнош к станд водород электроду при t=298, называется стандартным электрод пот-ом мет ⁰ Меⁿ⁺/Ме⁰ Располагая мет в порядке их станд электрод потенциалов получают ряд стандарт электрод пот-ов.  зав-т от природы мет, конц-ии(активности) его ионов в р-ре и тем-ры. Уравнение Нернста: =⁰+0,059/n*lga, где n-заряд ионов тем, а-активность ионов мет. Стандартный электродный потенциал металлов указывают на меру восстановительной способности атомов металла и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает. При протек ОВР конц-ии исход вещ-в падают, а продуктов реакции – возрастают. Это приводит к измен величин пот-ов обеих полуреакций:  ок-ля падает,  вос-ля возраст. Когда пот-лы обоих процессов становятся равными, реакция заканчивается – наступает состояние хим равновесия.

38. Химические источники тока: гальванические элементы, аккумуляторы, топливный элемент. Устр-ва, кот примен для непосредс преобр энергии хим ОВ процесса в электр энергию, назыв гальваническими элементами. Их называют также хим источ электр энергии (ХИЭЭ) или хим источн тока. Действие любого гальван элемента основ на протек в нем ОВР. В простейшем случае гальв эл состоит из 2 пластин или стержней, изготовл из различ металлов и погружённых в раствор электролита. Такая система делает возможным пространств разделение ОВР: окисление протекает на одном металле, а восстановление – на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Рассмотрим в качестве примера гальванич эл-т Даниэля-Якоби. Он состоит из Zn и Cu электродов, погр-ых в раст-ры их солей ZnSO4, CuSO4. Они разделены пористой перегородкой. При погруж мет в р-ры солей у каждого из них возник электродный пот-л Zn+2/Zn0=-0.76В, Cu+2/Cu0=+0.34В. Zn более электроопред-ен. При соединении электродов проводником, электроны с Zn электрода переходят на медный и во внеш цепи возник ток, на Zn электроде(аноде) идет окисление – ионы Zn2+ переходят в р-р, анод постеп раств-ся. На медном электроде(катоде) идет восс-ие катионов меди из р-ра CuSO4, мет-ая медь осажд-ся на электроде. Одновр-но часть ионов SO42- переходит из р-ра CuSO4 в р-р ZnSO4. Анодом в гальван элементе явл более активный мет, с более эо потенциалом. Схема (-)А Zn/ZnSO4//CuSO4/CuK(+).A:Zn0-2e=Zn+2(окисление), K:Cu+2+2e=Cu0(Вос-ие). Максим разность потенциалов, кот может быть получена при работе гальван элемента наз-ся электродвиж силой электролита. Она равна разности пот-ов катода и анода. Гальванич элемент Вольта(Zn/H2SO4/Cu). В целом сущ-ет до 600 схем таких эл-ов, они могут быть разнообразного размера и формы. Применение - источники автономного питания радио, фото и электро аппаратуры. Г/э – источники тока одноразового действия, в рез-те их работы анод раз-ся. Этого недостатка лишены ак-ры – хим источники тока многократного исп-я (изобретены в 1860г). в них под действ внеш источ тока накапл хим энергия(зарядка), кот затем переходит в электрич энерг(разрядка). Свинцовый кислотный ак-р. состоит из 2 решетчатых свинцовых пластин, заполн перед зарядкой пастой из оксида свинца, и опущ-ых в 25-30% р-р H2SO4. При этом протек хим реакция и образ труднораств PbSO4. PbO+H2SO4=PbSO4+H2O. В ак-ре исп-ся обратность токообраз-ий ОВР. PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4. Зарядка – Pb+2+2e=Pb0, Pb+2-2e=Pb+4. Для накопл хим энергии ак-р заряжают, подключив пластины к ист тока. В рез-те протек процессов одна пластина пок-ся Pb, другая PbO2 и электроды станов различн по ОВ способностям с различн . 1=-0,36В, 2=+1,68В. Разрядка ак-ра – работа ак-ря подобна г/э. Pb0-2e=Pb+2, Pb+4+2e=Pb+2. Если соед пластины заряж ак-ра проводником по внеш цепи от Pb к PbO2, происх перенасыщ електронами – возник эл ток. Со врем степ ок-я на электродах выравн, ак-р разряж-ся. Кол-во циклов в ак-ре 250-300. Для получ источ тока с большим напр-ем ак-р соедин с батареей. Применение: старторные ист тока для двиг внутр сгор автомобилей, ист питания для рельс и безрельс транстпорта, энергоснаб систем освещения, средств сигнал-ии, связи, в космич и воен технике.

39. Коррозия металлов. Виды коррозии и формы разрушений. Защита металлов от коррозии. Коррозия – самопроизв процесс разрушения мет-ов под действием агрес окр среды (от лат corrodere -разъедать) по механ протеканию различ хим, электрохим и биолог коррозии. Хим – разр-ие мет без возникн тока в системе. Делится на 1)газовую (под действ сухих газов O2, Cl2, H2S, SO2) при высок темп-ахх, подверг детали двигателей внутр сгорания 2)неэлектролитах (под действ агрессивн органич жидкостей нефть, бензин, масла), подверг двигатели внутр сгорания. Электрохим – разруш мет с возникн тока в систнме, протекает при контакте 2 разных мет или мет и немет. Делится на 1)атмосферную 2)грунтовую(почвенную) 3)электролитах – в водн р-ах кислот, щелочей, мор воды 4)электрокоррозия – возник под действ блуждающих токов от метро, трамваев, ж/д. При электрохим коррозии происх образ местных гальван пар. Участки с более отриц пот-ом явл анодом, и на них происх окис-е мет. Мет разр-ся. Участки с более полож пот-ом явл катодом и на них происх восст-е ок-ля. В кислой среде К:2Н++2е=Н2. Во влажной атмосфере, грунте, воде, электролите К:О2+2Н2О+4е=4ОН-. В нейтр среде К:О2+4Н++4е=2Н2О. В условиях атмосф или почвен кор экспл-ся до 80% строит мет. В дождлив время атмосфера загр-ся промыш отходами SO2, CO2, H2S. Короз-ая акт-ть грунта опр-ся пористостью, влажн-ю, солевым составом, присут-ем микроорг-ов. Наиб скорость коррозии при влажн-ти 25-30% и рН3 – торфян и болотистые грунты. Почвен коррозии подверг трубопроводы, подзем сооруж, сваи. Биолог – вызыв-ся ж/д микроорганизмов, исп-их мет как питат среду или выде-их продукты ж/д, разр-ие мет. SSO2SO3H2SO4. По хар-ру разр-я пов-ти мет различ след формы корроз разр-ий: 1)сплошная (равномер и неравномер) 2)местная (в виде точек, пятен и пигментов, привод к сквозн отверст) 3)подповерх-ая (вспучив и расслоение) 4)межкристал-ая (по границам зерен кристаллов, ухудш мех сво-ва, потеря прочности и пластичности) 5)транскрист-ая (растрескив-ие, в издел на изгиб) 6)селективная (избират, отдел компоненты более актив мет в сплаве). Методы защиты предусм в ходе проектир, изготовл и эксплу-ии конструкций. 1)применение химически стойких сплавов с антикор сво-ми (нержав сталь до 12% Cr, до 10% Ni; легирован сталь с добавл Ni, Co, V, Cr, Cu, Mn) 2)защита поверхности металла покрытиями. Мет покрыт делятся на анодные (издел покрыв более акт мет, при нарушении целостн пок-я образ-ся гальванопара, в кот анод кор-ет, а изделие-катод нет) и катодные (издел покрыв менее актив мет, при наруш целост пок-я кор-ет изд-ие, катодное пок-ие защ-ет мет при отсут пор и поврежд). Немет покрытия - лаки, эмали, крастки, смолы, пленки. 3)измен сво-в корроз среды (достиг-ся умен конц-ии окисл-ей, созд-ие защитн атмосфер, с помощтю ингибиторов – вещ-в, замедл скорость коррозии, образуя защит пленки, каталит снижение скорости коррозии) 4)электрохим методы (основаны но создании микрогальвано пары, у кот катодом явл защитн конструкц, анодом – жертвен анод) при катод защите конст-я просоед к отриц полюсу внешн ист тока, к полож – жертв анод и он разр-ся. Радиус действия 2км, для защиты подземн сооруж и трубопроводов. При протект защите к констр присое-ся мет с более отриц пот-ом – протектор. Образ-ся гальванопара, в кот протектор раз-ся. Радиус действия 50м. Примен для защиты конст-ий в мор воде, влажных грунтах.

40. Электролиз расплавов и растворов электролитов. ОВ процессы при электролизе. Применение. Электролиз – ОВ процесс, протек на электродах при прохожд эл тока через раствор или расплав электролита. На электроде, подключ к отриц полюсу внеш ист тока (катоде) идет процесс вос-я, на электроде, подключ-ом к положит полюсу источ тока (аноде) идет процесс окис-я. Различ электролиз расплавов и растворов. Примером электролиза расплава NaCl. Если в расплав NaCl погрузить электроды и пропустить эл ток, то катионы Na движ-ся к катоду, приним от него электроны из внеш цепи и вос-ся на катоде до мет. Na⁺+1е=Na. Анионы Cl движ к аноду и, отдают избыт электроны, окисляются до газообраз Cl. 2Сl^—2е=2Сl=Сl2. Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение ОВР, происходящей при электролизе расплава NaСl: 2Na⁺+2Сl^-=Na+Сl₂. Электролизом расплава получ Na из NaOH и NaCl, Mg из MgCl2, Al из Al2O3. При электролизе водных раств электролитов в процессе ок-я и вос-я могут участв и молекулы воды. Какие электрохим процессы протек у электродов при электролизе зависит от отностит значен электродных потенц электрохис систем. Катодный процесс зависит от актив мет. 1)Li…Al идет вос-ие воды. В кислой среде 2Н++2е=2Н=Н2. В нейтр и щелочной среде 2Н2О+2е=Н2+2ОН-. 2)Ti…Pb идет вост-е мет Меn++nе=Ме и вос-е воды. В кислой среде 2Н++2е=2Н=Н2. В нейтр или щелочной среде 2Н2О+2е=Н2+2ОН-. 3)Sb, Cu…идет вос-е мет. Анодный процесс зависит от кислоты, образ соль. 1)соли кислородсодерж и HF. В щелочн среде 4ОН- -4е=О2+2Н2О. В кислой и нейтр среде 2Н2О-4е=О2+4Н+. 2)соли бескислород кислот. Идет окисл анионов кислотного остатка. Применение электролиза – получен акт мет из расплав, оксидов, гидроксид, солей. Для получ мет из растворов солей. Очистка мет от примесей – рафинирование. Нанесение тонких мет покрытий на мет и немет. Получ мет копий рельефного изоб-я – гальванопластика. Получение отдел продуктов.

41. Алюминий в природе. Получение. Свойства алюминия и его сплавов, применение в строительстве. Al – самый распростр в земной коре мет. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и многих др мет. Общее содерж в земной коре 8%. Основ сырьем для получ служат бокситы, содержащие 32-60% глинозема Al₂O₃. К важнейшим алюминиевым рудам относятся алунит K₂SO₄*Al₂(SO₄)₃*2Al₂O₃*6H₂O и нефелин Na₂O*Al₂O₃*2SiO₂. Впервые Al был получен Велером в 1827г действием метал К на хлорид Al. В наст время Al в громадных кол-ах получают из Al₂O₃ электролитич методом. Очищенный Al₂O₃ получают переработкой природного боксита. Получение Al – сложный процесс. Основное исходное вещ-во Al₂O₃ не проводит эл ток и имеет очень высок темп плавл. Поэтому электролизу подверг расплавл смесь криолита Na₃(AlF₆) и Al₂O_3. смесь плавится при 960гр и обладает элекрич провод-ю, плотностью и вязкостью, наиб благопр-ми провед процесса. При электролизе на катоде выдел Al, кот собирается на дне электролизера. Для Al характ только степень окис-я +3. Al – сереб-белый легкий мет. Он легко вытяг в проволку и прокат-ся в тонкие листы. При комн темп-ре пов-ть Al покрыта тонкой пленкой оксида, облад-ей сильным защитным действием. Стандарт электрод потенциал –1,663 В, но из-за оксидной пленки не вытесн водород из воды. Разбавл солян и серная кислоты легко раствор Al, особенно при нагрев. Сильно разбавл и холодная конц азотная кислота Al не раств. При действии щелочей образ-ся алюминаты – соли, содержащие Al в составе аниона Al₂O₃+2NaOH+3H₂O=2NaAl(OH)_4 (тетрагидроксоалюминат натрия). Al без защит пленки взаимод с водой, вытесняя водород. Образ-ся Al(OH)₃ реагир с избытком щелочи, образуя. Al заметно раствор в раст-ах солей. Если порошок Al сильно нагреть, то он восплам-ся и сгорает, образуя Al₂O_3. Онвное примен-ие Al – произ-во сплавов на его основе. Легирующие добавки вводят в Al для повыш его прочности. Широкое расп-ие имеют дуралюмины (Cu, Mg), силумины (Si), магналий (Mg). Основ достоинства всех сплавов Al – это их малая плотность, высокая прочность, удов стойкость против атмосф коррозии, сравнит дешевизна и простота получ и обработки. Сплавы Al примен в ракетной технике, в авиа, авто, судо и приборостроении, в произ-ве посуды и др. Al – одна из наиб распростр добавок в сплавах на основе Cu, Mg, Ti, Ni, Zn, Fe. В виде чистоко мет Al исп для изготовл хим аппаратуры, электрич проводов, конденсаторов.

42. Железо в природе. Свойства железа. Чугун и сталь, получение, свойства. Применение в строительстве. Fe заним второе место по распрост на земном шаре, 4% земной коры. Встреч-ся в виде различн соед-й: оксидов, сульфитов, силикатов. В свобод сост-ии Fe находят только в метеоритах. К важнейшим рудам Fe относятся магнитный железняк Fe₃O₄, красный железняк Fe₂O₃, бурый железняк 2Fe₂O₃*3H₂O и шпатовый железняк FeCO₃, пирит или железный колчедан FeS₂ . Темп плавления 1539гр. Fe-серебрист пластичный мет. Хорошо поддает ковке, прокатке и др видам мех обработки. Тв Fe облад спос-ю раств-ть в себе многие элементы. Сплавы Fe – сталь и чугун. Выплавка чугуна произв в огромных доменных печах из огнеупорных кирпичей. Домен пучь загруж коксом, а затем послойно агломератом и коксом. Агломерат – подготовл руда, спеченная с флюсом. Кокс сгорает, образуя CO2, кот взаимод-я с накален коксов образует СО. СО восстанавл руду. Fe₂O₃+3СО=2Fe+3CO2. При вос-ии руды Fe получ в тв состоянии. Оно опускается в более горячую часть печи и раствор в себе углерод, образуется чугун. Сущ-ет неск-ко способов переработки чугуна в сталь. Они основаны на окисл-ии содер-ся в чугуне углерода и примесей и отделении образ-ся оксидов в газовую фазу или в шлак. Наиб соверш пром способ – плавка в электрич печах. Стали делятся на углеродистые, легированные. Чугун в малой степени способен к пластич деформации, но обладает хорошими литейными св-ми. Чугун дешевле стали. Во влажном воздухе Fe быстро ржавеет, в воде интенсивно корродирует. Fe раствор в соляной кислоте любой кон-ии, в разбавл серной кислоте. В концентр рас-ах серной кислоты Fe окисляется до железа (3). 2Fe+6H2SO4=Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O. В разбавл и умер конц-ых р-ах азотной кислоты Fe раст-ся Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 +NO +2H2O. Исп-ся при изгот газовых турбин, конструкции и оборудование.

43. Соединения кремния. Нахождение в природе. Оксид кремния, свойства. Песок. Кремниевые кислоты. Силикаты. Применение в сторительстве. Si по расп-ю на Земле занимает 2-ое место после кислорода. Составляет 27% земной коры. Встреч-ся только в соед-ях, яв-ся основным элементом минералов (полевой шпатель) и горных пород (гранит). Земная кора на 97% состоит из соединений Si: K2O3*Al2O3*6SiO2 – ортоклаз, Na2O*Al2O3*6SiO2 – альбит, CaO*Al2O3*2SiO2 – анортит (полевые шпаты), Al2O3*2SiO2*2H2O – каолин, K2O*3Al2O3*6SiO2*2H2O – слюда (алюмосиликаты). SiO₂ - кремнозем – природный полимер, сущ-ет в кристал состоянии. Плав-ся при темп 1555гр и при охлажд затвер-ет в стекловидную массу – кварцевое стекло. Исп-ся для произ-ва кварц ламп, хим посуды. Частицы кварца размером 0,01-2 мм – обычный песок (белый или светло желтый). Полевошпатные пески обр-ся при выветр-ии полевого шпата (разрушение под действ Н2О, СО2 и воздуха). K2O*Al2O3*6SiO2 + CO2 + 2H2Oвыветр K2CO3 + Al2O3*2SiO2*2H2O + 4SiO2(песок). Песок содержит примеси полев шпата, гипса, слюды и имеет окраску от св-желтого до тем-корич. По кач-ву хуже кварц песка. Песок исп-ся в кач-ве запол-ля в цементах, известковых строит р-ах, в произ-е керамики, известково-пескового кирпича, стекла, для уст-ва дорожных насыпей. SiO₂ кислотный оксид, не раств в воде при ну. Взаимод с HF(SiF4), щелочами при сплавлении(Na2SiO3), карбонатами. Аморфный кремнозем реаг с Ca(OH)2 при ну, связывая раств гидроксид в нераств сое-е, исп-ся как гидравлич добавка. Оксиду кремния соотв-ют кислоты x SiO₂*yH2O. SiO₂ *H₂O=H2SiO3 – метакр, SiO₂*2H₂O=H4SiO4 – ортокр, 2SiO₂*H2O=H2Si2O3 – поликр. Соли кр кислот – силикаты, в основном нераств в воде, кроме Na и K. Силикаты чрезвычайно распр в природе.

44. Глины. Образование, химический состав, свойства, применение. Глина – осадочные горные породы, образованные в результате выветривания горных пород. Разрушение под действием физич, хим и биолог процессов. Состоит из глинистых минералов и примисей. mAl2O3*nSiO2*pH2O – глинистые минералы, Al2O3*2SiO2*2H2O – каолин, Al2O3(MgO, Fe2O3)*4SiO2*nH2O + nH2O – монтмефеллонит. Примеси придают глинам желтый (полевые шпаты), бурый (FeO, Fe2O3), коричневый, синев-зеленый, розово-красный, черный цвет. Каолин – продукт разрушения полевых шпатов. K2O*Al2O3*6SiO2 +CO2 +2H2O= K2CO3 +4SiO2 +Al2O3*2SiO2*2H2O. Хим состав глин: SiO2 45-80%, Al2O3 8-28%, Fe2O3 2-15%, CaO 0.5-12%, MgO 0-4%. Свойства глин: 1)размер частиц 0,001-0,005 мм. Вследствии высокой дисперсности глины приб-ся к коллоидным системам, обладают св-ми гидрофил коллоидов с отриц зарядом частиц. 2)частицы глин имеют пластинчатое строение, плотно соприкас др сдр, что обусл водонепрон-ть, пластич связ-ую способность. 3)гидрофильность, набухание в воде, усадка при высуш-ии, высокая поглотит спос-ть, обменная спос-ть (обмен ионов). 4)вследствии неоднородности состава не имеют опред темп плавления. 5)огнеупор-ть, тугоплавкость. 6)тиксотропны. Глины, замешанные с водой, образуют пластичное тесто, способное форм-ся и при высых сох-ть придан форму, а после обжига приобретать твердость и прочность камня, что усп-ся в строительной керамики, дорожного облицовачного кирпича, черепицы, труб. Глина – основное сырье в производстве цемента. Белая глина – каолин исп-ся для произв тонкой керамики различной степени спекания и пористости.

49. Получение, свойства, применение растворимого стекла. Процессы его затвердевания. Растворимые соли кремниевых кислот – силикаты Na и K благодаря внешнему сходству со стеклом и растворимости в воде получили название растворимого стекла. Na₂O*nSiO₂(Na₂SiO₃), K₂O*nSiO₂(K₂SiO₃). Т – модуль стекла, n=2,5-4. Чем выше n, тем труднее раст-ся стекло. Получают сплавлением кварц песка с содой или поташом. Na2CO3 + nSiO₂ = Na₂O*nSiO₂ + CO2, K2CO3 + nSiO₂ = K₂O*nSiO₂ + CO2. При охлаждении образ-ся тв расплав – глыба. Растворение расплава производят водным паром под давлением в автоклаве. В результате протек полный гидролиз силиката Na и K с обр-ем геля кремн кислоты, обладающей вяжущими сво-ми. Na2SiO3 + 2H2O= H2SiO3 + 2NaOН. Раствор стекло твердее медленно на воздухе. По мере испарения жидкой фазы конц кр кислоты увел-ся, происходит коагуляция и уплотнение масс. В твердении поверх-ого слоя участв углек газ, воздух, кот нейтрализ NaOH, спос-ют коаг-ии и более быстрому затв-ю раствор стекла. CO2 +NaOH= Na2CO3 +H2O. Твердение ускоряется при повыш тем-ры и в присут кремнефторита натрия. Клеящая спос-ть стекла в 3-5 раз выше, чем у цемента и др минеральных вяжущих. Строит материалы пропит раствор стеклом имеют большую прочность, уст-ть к дейс-ю микроорганизмов, огнестойкость. Na жидкое стекло исп для изгот огнеупор цемента, для затворения. Для укреп грунта под фунд-т. Для пропитки покрытий дорог с целью увелич сопр-я ист-ти. Для пропитки изделий из дерева и тканей для придания водонепрон-ти и огнестой-ти. Для склеивания картона, бумаги, дерев изделий, селикатный клей. K жидкое стекло дороже Na. Примен реже для изгот красок, бетонов.

48. Стекло, получение, состав, свойства, применение в строительстве. Стекло- амфотерный материал. Вещ-ва в амфотерной состоянии не имеют упоряд-ой структуры, медленно текут, изотропны, плавятся при строго опред темп-ах. Сущ-ют сотни видов стекол разл составов. Пром стекла содержат не менее 5 компонентов, спец технические – более 10. Стекло получают сплавлением смеси песка, известника, соды с добавлением кремнозема и магнезита при 1400-1500гр. Na2CO3+ CaCO3+ 6SiO2= Na2O*CaO*6SiO2 +2CO2, Al2O3 - кремнозем, MgCO3=MgO+ CO2 (магнезит). Расплав охлаждается до получения стекломассы опред вязкости и напр-ся на изготовление листового стекла, стеклопакетов, стеклоблоков, труб, посуды. Хим состав стекла SiO2 71-72% - созд простр каркас стекла, опред его важнейшие св-ва. Na2O 14-15% - ускор процесс стеклообраз-я, пониж темп плавл массы, умен хим стойкость стекла. CaO 6-7% - повыш хим стойкость стекла. MgO 4% - повыш мех прочность, сниж склонность к крист-ии. Al2O3 2% - повыш прочность и однородность. Красители Cr2O3 – зеленый, CoO – синий, Fe3O4 – коричн, CuO – голубой, CdS – желтый, Au – красный. Свойства 1)прозрачность, 2)хрупкость, 3)малая термостойкость, 4)высокая звукоизол-ая спос-ть, 5)высок хим стойкоймть. При длит соприкосн с водой происходит вымыв с пов-ти ионав натрия – выщелачивание. Щелочи разъедают стекло при длит воздействии. Стеклянное волокно, стеклопластики.

53. Полимеры. Полимеры – высокомолекулярные соед-я с молярной массой от сотни до миллиона а.е.м., макромолекулы кот состоят из многократно пов-ся элем-ых звеней (мономеров). По способу пол-я дел-ся на 1)природные (крахмал, белки, каучук), 2)модифицированные (нитроцел-за, ацетилцел-за), 3)сиснтетические (получ процессами полимер-ии и поликонд-ии из низкомолек вещ-в). Полимеризация – процесс многократного просод-я молекул мономера за счет разрыва двойных или тройных связей, или размывание цикла без выделения побочных прод-ов (полиэтилен, поливинилхлорид), степень полим-ии. Поликонд-я – реакция синтеза полимера из сод-ий, имеющих 2 или более функ-ых групп, сопровж-ся выдел за счет этих групп таких соед как H2O, NH3, HCl (полифенолформальдегид). По составу цепи делятся на 1)корбоцепные (полиэтилен, полистирол), 2)гетероцепные (полиэфиры, капрон), 3)элементоорган-ие (содерж в основ цепи атомы Si, Al, Ti). Большрй интерес пред-ют кремнеорган соед-я. При небол степени кон-ии получ-ся жидкости, примен в кач-ве смазочных масел. К их ценным сво-ам относ-ся незначит изменение вязкости в широком интервале тем-р и хим стойкость. При более высокой степ конд-ии получ смолобразные вещ-ва. Весьма стойки к нагрев-ю, хорош электроизол-ые сво-ва. На основе этих смол получ каучукподобные материалы. Кремнеорган-ие соед-я примен для придания несмачи-ти стеклу, бумаге, ткани, строит материалам. По строения цепи полимера разл-ют 1)линейные (полиэтилен, полистирол) – эластичны, способ расв-ся в орган раст-ах, 2)развл-ые (полиэфиры), 3)сетчатые (прочные связи между отд цепями, прочность, плохораств, термореактивны – резины). По отношения к нагреву 1)термопластичные (полиэтилен) 2)термореактивные (разруш необратимо – сетчатые полимеры). Свойства полимеров 1)низкая плотность, в 5-8 раз ниже стали, 2)высок мех прочность, 3)высокие гидро, термо, звукоизол св-ва, 4)в воде не раств, 5)высок стойкость к агрес средам, 6)хор сварив-ть, спос-ть к окраш-ю. Недостатки 1)старение под действ света, окисление 2)полимер теряет эластичность, гибкость, ухудш мех св-ва 3)невысок теплоустой-ь 4)низкая поверх-ая прочность. Исп-ие в строительстве – для покрыт полов, отделки стен, потолков, тепло и звукоизол материалы, кровельное, гирметики, санитарно-техн оборуд-ие, трубопроводы, арматура, клей, мастики, лакокрас материалы. Пластмассы – материалы, содержащие полимер, кот при формировании изделий наход-ся в вязкотенучем состоянии, при его эксп-ии – в стеклообразном. Состав – полимер 30-60%, наполнитель 40-80% (сажа, гранит, известняк), классификатор 1-2%, стабилизатор 1-2%, растворители, пигменты.