Типы гетерогенных дисперсионных систем

(классификация по агрегатным состояниям)

Агрегатное состояние дисперсионной среды	Агрегатное состояние дисперсной фазы
	газообразное	жидкое	твердое
Газообразное	-	Г-Ж (туман)	Г-Т (дымы, пыли)
Жидкое	Ж-Г (пены)	Ж1-Ж2 (эмульсии)	Ж-Т (суспензии)
Твердое	Т-Г (твердые пены)	Т-Ж	Т1-Т2

Таким образом, дисперсные системы – гетерогенные системы. В системах Ж-Г, Ж-Т, Г-Т и других каждая фаза ограничена внешней поверхностью. Состояние вещества у поверхности раздела соприкасающихся фаз отличается от его состояния внутри этих фаз. Это различие вызывает особые поверхностные явления на границе раздела фаз.

Чем больше поверхность раздела между фазами (или поверхность единицы объема системы), тем больше ее избыточная свободная энергия, сконцентрированная на поверхности раздела фаз. Следовательно, все дисперсные и особенно коллоидные системы обладают большим запасом, или избытком, свободной энергии, сконцентрированным на поверхности дисперсной фазы, чем обычные массивные тела. Условием устойчивого равновесия системы является минимум свободной энергии. Системы с большим запасом свободной энергии неравновесны, термодинамически неустойчивы, в них будут самопроизвольно протекать процессы, сопровождающиеся уменьшением запаса свободной энергии, которая всегда стремится к минимальному значению.

Одним из таких самопроизвольных процессов, протекающих на границе раздела двух фаз и приводящих к снижению поверхностного натяжения, является адсорбция.

Изменение концентрации газообразного или растворенного вещества на границе раздела фаз – на поверхности твердого тела или жидкости – называется адсорбцией.

Повышение концентрации на границе раздела фаз есть положительная адсорбция. Растворенные вещества, понижающие поверхностное натяжение растворителя, называются поверхностно-активными (ПАВ), а повышающие – поверхностно-инактивными.

Одно и то же поверхностно-активное вещество может гидрофобную жидкость делать гидрофильной, а гидрофильную превращает в гидрофобную (рисунок).

.

а б

Ориентация молекул поверхностно-активных веществ на границе:

а – вода – масло; б – масло-вода

Вещество, поглощающее своей поверхностью молекулы или ионы других веществ, называется адсорбентом. Адсорбируемое вещество называется адсорбтивом:

адсорбция

адсорбент + адсорбтив адсорбат

десорбция

В некоторых случаях поглощение, начавшееся на поверхности, распространяется вглубь поглотителя. Такой процесс называется абсорбцией.

Общий термин для всех явлений, связанных с поглощением – сорбция. Следовательно, адсорбция и абсорбция представляют собой частные случаи сорбции. Абсорбция – явление объемное, а адсорбция – чисто поверхностное. Сорбция может ограничиваться либо только взаимодействием за счет физических (ван-дер-ваальсовых) сил, либо одновременно сопровождается образованием нового вещества за счет проявления валентных (химических) сил (хемосорбция).

Контрольные вопросы:

1. Что такое дисперсные системы?

2. Что является дисперсионной средой и дисперсной фазой в тумане?

3. Какой процесс называют адсорбцией?

4. Что такое ПАВ?

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 314 - 351.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 243 - 250.

Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева

Лекция 11. Растворы электролитов. Электролитическая

диссоциация

Ключевые слова: электролиты, сольватация, степень диссоциации, константа диссоциации, ионная сила раствора, активность ионов, коэффициент активности, закон разбавления Оствальда, факторы, влияющие на степень диссоциации.

По способности проводить электрический ток все вещества делятся на электролиты (проводящие электрический ток) и неэлектролиты (не проводящие электрический ток). Электролиты - вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода – прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. В среде высокой диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы. Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией: NaCl Na⁺ + Cl^. Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин «сольватация» заменяется термином «гидратация».

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень диссоциации (), которая показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N_ион), к общему числу растворенных молекул (N_общ):

= N_ион / N_общ. По степени диссоциации электролиты делятся:

1) на сильные, которые в 0,1 М растворе имеют>30%; к ним относятся: почти все соли (кромеHgCl₂, СdCl₂,Fe(SCN)₃,Pb(CH₃COO)₂и некоторые другие); сильные минеральные кислоты (HNO₃,HCl,H₂SO₄,HI,HBr,HСlO₄); основания щелочных (LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH,FrOH) и щелочно-земельных металлов(Ca(OH)₂,Sr(OH)₂,Ba(OH)₂);

2) средние(= 3 - 30 % в 0,1 М растворах); к ним относятся, например,H₃PO₄,H₂SO₃,HF,Mg(OH)₂;

3) слабые (< 3 % в 0,1 М растворах); слабыми электролитами являютсяH₂S,H₂CO₃,HNO₂, HCN,H₂SiO₃,H₃BO₃,HClOи др., а также большинство оснований многовалентных металлов,NH₄OHи вода.

Сильные электролиты практически нацело диссоциируют на ионы, и этот процесс можно изобразить следующим образом:

HCl H⁺ + Cl^ ; Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются активностью– условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность ионаа (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе (С_м) соотношением:а = f·С_м,где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина).

Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации раствора, заряда и природы иона и других условий. Значения коэффициентов активности по рассчитанной ионной силе раствора можно определить с использованием соответствующих таблиц. Ионная сила раствора (Ι) равна полусумме произведений молярных концентрации (С_м) каждого иона на квадрат его заряда (Z):

Ι = 0,5 (C₁Z₁² + C²Z₂² + … + C_nZ_n²) = 0,5 Σ C_i Z_i ²,(i= от 1 доn)

Слабые электролиты диссоциируют частично и обратимо. В их растворах преобладают не ионы, а молекулы. К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константу равновесия, которая называется константой диссоциации (К_Д) и приводится в таблицах. Константа диссоциации характеризует силу электролита: чем больше величина К_Д., тем сильнее электролит, и наоборот.

HNO₂ H⁺ + NO₂^–(уравнение электролитической диссоциации)

1, где [H⁺], [NO₂^-], [HNO₂] – молярные равновесные концентрации соответствующих частиц в растворе, К_Д – константа диссоциации азотистой кислоты HNO₂

Равновесия в слабых электролитах подчиняются закону разведения Оствальда.Если общая молярная концентрация слабого электролита, например, слабой кислотыHNO₂равна С (моль/л), тогда концентрация ионовH⁺иNO₂^-будет определяться выражением [H⁺] = [NO₂^-] = С·(моль/л), а концентрация недиссоциированного электролита [HNO₂] = (С-С·). Тогда

. При << 1 получим К_Д= С^.²и.

Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры. Для одного и того же электролита при данной температуре степень диссоциации () увеличивается с разбавлением раствора; при больших разбавлениях электролит полностью диссоциирует (1). С увеличением температурытакже увеличивается.

Контрольные вопросы:

1. Какие вещества называются электролитами и неэлектролитами?

2. Дайте определение кислотам, основаниям и солям с точки зрения теории электролитической диссоциации.

3. Что такое степень и константа диссоциации?

4. В каких случаях термин «концентрация» заменяется термином «активность»?

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 237 - 252.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 210 - 243.

С.Б. Денисова, О.Б.Чалова

Лекция 12. Диссоциация воды. Диссоциация кислот и оснований.

Водородный показатель

Ключевые слова: ионное произведение воды, водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН), кислота, основание, расчеты рН в растворах кислот и оснований.

Вода в очень малой степени находится в диссоциированном состоянии (очень слабый электролит): H₂OH⁺ + OH ^–

К её диссоциации можно применить закон действующих масс:

При столь малой константе диссоциации (К_Д) концентрация воды остается практически неизменной и равной [H₂O]=1000/18=55.6 моль/л. Произведение постоянных величин - также постоянная величина: K_д∙[H₂O] = [H⁺]∙[OH^–]. Таким образом, произведение молярных концентраций ионов водорода [H⁺] и гидроксильных групп [OH^–] в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды (К_В). Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому ионное произведение воды (К_В) зависит от температуры. С повышением температуры увеличиваются концентрации [H⁺] и [OH^–] ионов и величина ионного произведения: так, при 100^оС: К_В = [H⁺][OH^–] = 59∙10^-14 , при 0^оС: К_В = [H⁺][OH^–] = 0,139∙10^-14.

В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы H⁺ являются носителями кислотных свойств, а ионы OH^– - носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, при условии: [H⁺] = [OH^–] =

10^–7 моль/л; при [H⁺] > [OH^–] – кислым; при [H⁺] < [OH^–] – щелочным.

Концентрация катионов водорода [H⁺] обычно выражается очень малыми величинами. Для большего удобства принято пользоваться отрицательным значением десятичного логарифма молярной концентрации ионов [H⁺], который назван водородным показателем, и обозначается рН:

рН = –lg [H⁺], где [H⁺] - молярная концентрация ионов H⁺. Следовательно: [H⁺]= 10^–pH

Если реакция среды нейтральная, то [H⁺] = 10^–7 [моль/л], и рН=7. Если реакция среды кислая, то [H⁺]>10^–7 [моль/л], и рН<7. Если среда щелочная, то [H⁺]<10^–7 [моль/л], и рН>7. По аналогии рН введен гидроксильный показатель (рОН):

рОН = –lg [ОH^-], где [ОH^-] - молярная концентрация ионов ОH^-. А также показатель константы воды: рК_В = –lg К_В . Логарифмируя ионное произведение воды, получаем выражение: –lg [H⁺][OH^–] = –lg 10^–14 и далее: pH + pOH = 14.

Кислота (определение по Аррениусу) – это химическое соединение, которое в водном растворе полностью или частично диссоциирует на положительные ионы водорода и отрицательные ионы кислотного остатка.

Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот

1. Поскольку диссоциация сильной кислоты (HNO₃, HCl, H₂SO₄, HI, HBr, HСlO₄) протекает практически полностью, можно считать: [H⁺] = С_кисл., где С_кисл - молярная концентрация кислоты.

HNO₃ H⁺ + NO₃^– (сильная кислота - сильный электролит)

Расчет рН сильной кислоты проводят по уравнению

рН = - lgа_Н+ = - lgf_Н+[H⁺], где а_Н+ - активная концентрация, моль/л.

2. При расчете рН слабых электролитов обычно принимают ионную силу раствора (I) равной нулю, коэффициент активности (f) равным 1 и рН = - lg[H⁺].

HNO₂ H⁺ + NO₂^– (слабая кислота - слабый электролит)

Концентрация ионов водорода в растворе слабых кислот определяют по закону разведения Оствальда:

,где α – степень диссоциации кислоты, С_кисл – молярная концентрация кислоты, К_кисл – константа диссоциации кислоты, характеризует силу кислоты: чем меньше константа диссоциации, тем слабее кислота.

Основание (определение по Аррениусу) - это химическое соединение, которое в водном растворе частично или полностью диссоциирует на положительно заряженные ионы (простые или сложные) и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.

Расчет рН в растворах сильных и слабых оснований

1. Диссоциация сильного основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂,Ba(OH)₂) протекает практически полностью:

NaOH Na⁺ + OH^– (сильное основание - сильный электролит)

Можно считать, что [ОH^-] = С_щел, где С_щел - молярная концентрация сильного основания (щелочи). Расчет рН раствора сильного основания проводят по схеме: рОН = - lgа_ОН- = - lgf_ОН-[ОH^-]; рН = 14 – рОН.

2. Диссоциация слабого основания протекает незначительно, частично:

NH₃∙H₂O NH₄⁺ + OH^– (слабое основание - слабый электролит)

Молярную концентрацию гидроксид – ионов [ОH^-] в растворе слабого основания рассчитывают по закону разведения Оствальда:

, где α – степень диссоциации основания, С_осн –

молярная концентрация основания, К_осн – константа диссоциации основания, характеризует силу основания: чем меньше константа диссоциации, тем слабее основание.

Контрольные вопросы:

1. Диссоциация воды, ионное произведение воды.

2. Водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН).

3. Расчет рН растворов сильных кислот и оснований.

4. Расчет рН растворов слабых кислот и оснований.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 258.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 215-218, 224 – 231.

С.Б. Денисова, Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева

Лекция 13. Произведение растворимости. Ионно-обменные реакции

Ключевые слова: малорастворимые сильные электролиты, произведение растворимости, растворимость, ионно-обменные реакции, реакция нейтрализации.

Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадокнасыщенный раствор» характеризует константа равновесия. Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению A_mB_n mAⁿ⁺ + nB^m-,

то выражение для константы равновесия – произведения растворимости () – будет иметь вид:К_р = = [Aⁿ⁺]^m·[B^m-]ⁿ, где [Aⁿ⁺], [B^m-] – молярные концентрации ионов Aⁿ⁺ и B^m- соответственно, в насыщенном растворе. Например, для равновесия: СaSO₄ Ca²⁺ + SO₄^2–

= 3,72∙10^-5 [моль²/л²] (при 25^оС)

Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре, и называемая произведением растворимости. Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить растворимость вещества (S) при данных условиях, т.е. концентрацию насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л]. Например, для бинарных электролитов (ВaSO₄, СaСO₃, AgI и др.) растворимость [моль/л] численно равна: .

В ненасыщенном растворе возможно растворение дополнительного количества вещества, так как концентрация меньше, чем в насыщенном. Из перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация больше, чем в насыщенном.

Отсюда вытекают условия образования и растворения осадка:

1) если [Aⁿ⁺]^m·[B^m-]ⁿ = ПР_AmBn, то осадок находится в равновесии с раствором (насыщенный раствор);

2) если [Aⁿ⁺]^m·[B^m-]ⁿ > ПР_AmBn, то осадок выпадает (перенасыщенный раствор);

3) если [Aⁿ⁺]^m·[B^m-]ⁿ < ПР_AmBn, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).

Важным следствием является правило, используемое для более полного удаления из раствора какого-либо иона: растворимость малорастворимого электролита уменьшается при введении хорошо растворимого электролита, имеющего одноименный (общий) ион с малорастворимым электролитом.

В водных растворах электролитов химические реакции протекают с участием ионов, такие реакции называются ионно-обменными, а уравнения этих реакций – ионными уравнениями.

В ионных уравнениях реакций формулы сильных электролитов записываются в виде ионов, формулы слабых электролитов, осадков и газов – в виде молекул.

Направление ионно-обменной реакции между двумя электролитами в растворе определяется возможностью образования их ионами осадка, газа или слабого электролита.

1. Образование малорастворимого соединения, выпадающего в виде осадка: AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaNO₃ (молекулярное уравнение)

Ag⁺ + NO₃ ^– + Na⁺ + Cl ^– = AgCl↓ + Na⁺ + NO₃ ^– (полное ионное уравнение)

Ag⁺ + Cl ^– = AgCl↓ (сокращенное ионное уравнение ).

2. Образование газообразного вещества, удаляемого из раствора:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

2Na⁺ + CO₃^{2 –} + 2H⁺ + SO₄^{2 –} = 2Na⁺ + SO₄^{2 –} + H₂O + CO₂↑

CO₃^{2 –} + 2H⁺ = H₂O + CO₂↑

3. Образование растворимого, но мало диссоциированного вещества, например, воды, слабой кислоты или слабого основания:

CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CH₃COOH

CH₃COO ^–+ Na⁺ = 2Na⁺ +SO₄^{2 –}+ CH₃COOH

CH₃COO ^– + H⁺ = CH₃COOH;

4. Образование устойчивой комплексной частицы – молекулы или иона:

HgI₂ + 2KI = K₂[HgI₄]

Hg²⁺ + 2I ^– + 2K⁺ + 2I ^– = 2K⁺ + [HgI₄]^{2 –}

Hg²⁺ + 4I ^– = [HgI₄]^{2 –}

Реакциями нейтрализации называются обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются соль и вода, например: NaOH + HCl = NaCl + H₂O или OH ^– + H⁺ = H₂O.

При нейтрализации сильного основания сильной кислотой равновесие практически полностью смещено в сторону образования воды. Реакции нейтрализации при взаимодействии кислот и оснований, различающихся по силе, не доходят до конца вследствие протекания обратной реакции гидролиза соли, например: СН₃СООН + NaOH CH₃COONa + Н₂О

СН₃СООН + ОН^- СН₃СОО^- + Н₂О.

Реакции нейтрализации экзотермические и протекают с выделением тепла.

Контрольные вопросы:

1. Произведение растворимости.

2. Растворимость и ее связь с произведением растворимости.

3. Условия образования и растворения осадков.

4. Ионно-обменные реакции.

5. Направление протекания ионно-обменных реакций.

6. Реакции нейтрализации.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 252 - 258.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 232 - 234.

А.Т. Чанышева

Лекция 14. Гидролиз солей. Буферные растворы

Ключевые слова: гидролиз, гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, гидролиз по катиону и аниону, константа гидролиза(Кг),степень гидролиза(h),рH растворов солей, буферные растворы, буферная емкость, расчет рH буферных смесей.

Гидролиз солей - это ионно-обменное взаимодействие соли с водой. Реакция протекает, если в продуктах образуется слабая кислота и/или слабое основание. Она основана на поляризующем действии ионов соли на молекулы воды, в результате которого нарушается равновесие диссоциации воды: Н₂О Н⁺ + ОН^-_. Гидролиз - это реакция обратная нейтрализации, и идёт, следовательно, с поглощением тепла, то есть гидролиз эндотермический процесс.

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (NаСl, КNO₃, Rb₂SO₄), не содержат ионов, способных к взаимодействию с водой, поэтому гидролизу не подвергаются. Реакция среды в растворе таких солей нейтральная (рH=7).

Гидролиз по катиону характеризует соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Cl, ZnSO₄, Al(NO₃)₃). В результате катион соли связывает ионы ОН^- из воды. В растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺ и реакция среды становится кислой (рH<7).Например:

NH₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺ (уравнение в краткой ионной форме)

NH₄Cl + HOH NH₄OH + HCl (полное молекулярное уравнение)

Количественно гидролиз характеризуется константой гидролиза (К_г) и степенью гидролиза (h). Константа гидролиза соли сильной кислоты и слабого основания рассчитывается по формуле

К_г = [К_в ∕ К_осн], где К_в – ионное произведение воды, К_осн – константа диссоциации слабого основания.

Расчет рН в растворе соли слабого основания и сильной кислоты осуществляют по формуле

рН = 7 + ½ lgK_осн - ½ lgС_соли, где С_соли – молярная концентрация соли.

Гидролиз по аниону характеризует соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием (NаF, Na₂CO₃, Rb₃PO₄). Анион соли связывает катион Н⁺ воды и в растворе накапливаются ионы ОН^-, среда щелочная (рH > 7).

F^- + H₂O H⁺ + OH^-(уравнение в краткой ионной форме)

NaF + HOH HF + NaOH (полное молекулярное уравнение)

Константа гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты рассчитывается по формуле К_г=[К_в ∕ К_кисл], где К_кисл – константа диссоциации слабой кислоты.

Расчет рН в растворе соли сильного основания и слабой кислоты осуществляют по формуле рН = 7 - ½ lgK_кисл + ½ lgС_соли.

Гидролиз по катиону и аниону протекает в растворах солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (NH₄CN, NH₄СH₃COO). Реакция среды в растворах таких солей близка к нейтральной. Может быть слабокислой или слабощелочной и определяется способностью к диссоциации продуктов гидролиза: слабой кислоты и слабого основания.

NH₄F + HOH NH₄OH + HF (полное молекулярное уравнение)

Константа гидролиза соли слабого однокислотного основания и слабой одноосновной кислоты: К_г = [К_в /(К_кисл∙К_осн)].

Расчет рН в растворе соли слабого основания и слабой кислоты:

рН=7 - ½ lgK_кисл + ½ lgК_осн.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (Al₂S₃, Cr₂S₃, Al₂(СО₃)₃), могут подвергаться необратимому разложению водой, если в продуктах образуются осадки или выделяется газ.Водные растворы таких солей не существуют. Например: Al₂S₃ + 6 HOH 2Al(ОН)₃ + 3H₂S↑

Степень гидролиза соли (h) - это отношение количества вещества соли, подвергшегося гидролизу, к общему количеству вещества соли. Константа гидролиза (К_г) и степень гидролиза (h) связаны соотношением

К_г=С_соли^.h²/(1-h), где С_соли - молярная концентрация соли в растворе.

Если h<<1, то К_г = С_соли^.h²; .

Степень гидролиза соли определяется следующими факторами:

1.Так как гидролиз - процесс эндотермический, то повышение температуры усиливает гидролиз.

2. Чем слабее кислота и/или основание, образующиеся при гидролизе, тем выше степень гидролиза их солей.

3. Чем меньше молярная концентрация соли, тем степень гидролиза выше, т.е. с разбавлением гидролиз усиливается.

4. По принципу Ле-Шателье, добавление продуктов гидролиза его подавляет.

Буферный раствор - это раствор, содержащий равновесную систему, способную поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Буферные растворы обладают амфотерными свойствами, взаимодействуют с сильными кислотами и основаниями. Их характеризуют рабочей областью рH и буферной емкостью.

Контрольные вопросы:

1. Гидролиз: определения, основные понятия.

2. Типы гидролиза солей, примеры, реакции.

3. Константа гидролиза. Степень гидролиза.

4. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

5. Расчет рН растворов солей.

6. Буферные растворы.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 264 - 270.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 234 – 238.

О.Б. Чалова

Лекция 15. Окислительно-восстановительные реакции

Ключевые слова: окислительно-восстановительные реакции (ОВР), степень окисления, окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, метод электронного баланса, метод ионно-электронного баланса, направление протекания ОВР, электродвижущая сила (ЭДС).

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов. Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи в соединении были ионными. Характерные степени окисления элемента определяются конфигурацией валентного электронного слоя.

Окислитель – акцептор электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.

Окисление – процесс, в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов. Восстановление – процесс, в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на межмолекулярные,внутримолекулярные, диспропорционирования (или самоокисления-самовосстановления), конпропорционирования.

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс. Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем. Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакций ОВР любого типа. Он включает определение степеней окисления элементов, наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Сr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ 1

I^– – 1e → I^o 3

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах с учетом диссоциации сильных хорошо растворимых электролитов на ионы. Он включает составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H₂O и H⁺ - для реакций в кислой среде и частиц H₂O и OH^– - для реакций в щелочной среде.

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O 2 (процесс восстановления)

SO₃^2– + H₂O – 2e → SO₄^2– + 2H⁺ 5 (процесс окисления)

Далее определяют заряд каждой из систем до и после превращения; рассчитывают число «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов и определяют коэффициенты электронного баланса; проводят сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на соответствующие коэффициенты электронного баланса и «приведение подобных членов». В итоге получают краткое ионное уравнение:

2MnO₄^– + 6H⁺ + 5SO₃^2– →2Mn²⁺ + 5SO₄^2– + 3H₂O (краткое ионное уравнение)

Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное уравнение (с учетом состава соединений):

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

Определяют коэффициенты перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

Свойства сопряженной окислительно-восстановительной пары характеризует окислительно-восстановительный потенциал (φ_{ок./вос.}, В).

Окислительно-восстановительная реакция протекает самопроизвольно, если изменение свободной энергии Гиббса (∆G) отрицательно: ∆G < 0. Для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водной среде, изменение свободной энергии Гиббса связано со значениями окислительно-восстановительных потенциалов соотношением

∆G = -nF (φ_ок - φ_вос) < 0, где n - число электронов, F - постоянная Фарадея [Кул/моль], φ_ок и φ_вос – окислительно-восстановительные потенциалы (В) системы окислителя и восстановителя соответственно. Разность окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителя называют электродвижущей силой реакции (ЭДС) и измеряют в вольтах (В). Таким образом, ОВР между данным окислителем и данным восстановителем протекает самопроизвольно в прямом направлении, если ЭДС положительна: ЭДС = [φ_ок – φ_вос ] > 0 или φ_ок > φ_вос.

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия: ОВР, степень окисления, окислитель, восстановитель; процесс окисления; процесс восстановления.

2. Типы окислительно-восстановительных реакций.

3. Составление уравнений ОВР методом электронного баланса.

4. Составление уравнений ОВР методом ионно-электронного баланса.

5. Направление протекания ОВР.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 271 - 280.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 251 – 259.

Ю.Н. Биглова, Л.З. Рольник, О.И. Михайленко

Лекция 16. Понятие «Электродный потенциал». Электрохимические процессы

Ключевые слова: электродный потенциал, гальванический элемент, электрохимические цепи, стандартный водородный электрод, стандартный электродный потенциал металла, ряд стандартных электродных потенциалов.

Если металлическую пластинку (электрод) опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, остающиеся в металле, заряжают его поверхность отрицательно. В итоге установится равновесие между катионами и поверхностью металла:

Ме⁰ – n ē + m H₂O Меⁿ⁺ m H₂O, (1)

где n — число отдаваемых электронов. На границе «металл – жидкость» возникает двойной электрический слой, характеризующийся определенным скачком потенциала – электродным потенциалом. Каждый металл обладает при равновесии определенным электродным потенциалом.

При погружении металлов в раствор их солей знак заряда металлической пластинки зависит от природы металла. Если металл является активным (например, Zn в растворе ZnSO₄), то равновесие обратимой реакции смещено в прямом направлении, т.е. в сторону окисления. Возникающий электродный потенциал имеет знак «минус». Для малоактивного металла (например, Cu в растворе CuSO₄) равновесие реакции смещено в обратном направлении, т.е. в сторону восстановления. Возникающий потенциал имеет знак «плюс». Если удалять из металла избыточные электроны, то равновесие (1) будет смещено вправо. Такие условия создаются в гальванических элементах. Гальванический элемент (ГЭ) - это прибор, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в электрическую. Возьмем два сосуда. В один из них, содержащий раствор ZnSO₄, опустим цинковый электрод, в другой, содержащий раствор CuSO₄, - медный электрод. Состояние равновесия для обоих электродов выражается уравнениями:

Zn Zn²⁺ + 2 ē; (2)

Cu Cu²⁺ + 2 ē. (3)

Способность отдавать ионы в раствор у Zn больше, чем у Cu, поэтому концентрация электронов на цинковом электроде больше. Если соединить электроды внешним проводником, а растворы солей электролитическим мостиком, то электроны с цинка будут переходить на медь. Этот переход нарушит равновесие (2) и (3). Происходящие процессы выражаются уравнениями:

Zn⁰ – 2 ē → Zn²⁺ - процесс окисления (протекает на аноде);

Cu²⁺ + 2 ē → Cu⁰ - процесс восстановления (протекает на катоде).

Анодом является металл с более низким значением электродного потенциала. Суммарно: Zn⁰ + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu⁰.

Электродвижущая сила (ЭДС) ГЭ равна разности электродных потенциалов между катодом и анодом.

Электрохимическая цепь для медно-цинкового элемента имеет вид:

(–) Zn│Zn²⁺║Cu²⁺│Cu (+)

анод катод

Так как методов прямого измерения электродных потенциалов не существует, то возможно только измерение ЭДС ГЭ и вычисление неизвестного потенциала по известному. Поэтому определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях – стандартные электродные потенциалы (φ⁰). За нулевой потенциал принят потенциал стандартного водородного электрода, представляющего собой платиновую пластину, опущенную в раствор с [H⁺] = 1 моль/л при T = 298 K (25 ^oC) и стандартном давлении H₂ (P = 1,01·10⁵ Па (1атм)). Процессы, происходящие на водородном и металлическом электродах описываются уравнениями:

H⁺_aq + ē ½(H₂) (φ^o_H⁺_/H2 = 0 В); Меⁿ⁺_aq + n ē Ме⁰ (φ^o_Меn+/Me, В).

Определяемая в вольтах разность потенциалов и есть относительный электродный потенциал металла.

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией 1 [моль/л] и при T = 298 K (t = 25 ^oC), измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (φ^o_Меn+/Me), получаем так называемый ряд стандартных электродных потенциалов. Положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах. Чем меньше значение φ^o_Меn+/Me, тем больше восстановительная способность металла и тем меньше окислительная способность его ионов.

Выводы по ряду стандартных электродных потенциалов:

1. Каждый металл способен вытеснить из растворов солей те металлы, которые стоят после него в ряду стандартных электродных потенциалов, т.е. имеют большую алгебраическую величину стандартного потенциала.

2. Водород может быть вытеснен из разбавленного раствора H₂SO₄ и HCl теми металлами, которые имеют стандартные потенциалы со знаком «минус».

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия: электродный потенциал, стандартный водородный электрод, стандартный электродный потенциал металла.

2. Гальванический элемент, анод и катод, процессы на электродах.

3. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов, выводы из него.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 280 - 302.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 260 - 274.

Ю.Н. Биглова

Лекция 17. Электролиз расплавов и растворов солей

Ключевые слова: электролиз расплавов и растворов солей, катод, инертный и активный анод, потенциал разложения.

Электролиз - окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Химические реакции, протекающие при электролизе, осуществляются при помощи энергии электрического тока, подведённого извне. Следовательно, при электролизе происходит преобразование электрической энергии в химическую. Процессы окисления и восстановления в этом случае протекают раздельно, т.е. на различных электродах. Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, а электрод, на котором происходит окисление, - анодом. Катод подключён к отрицательному полюсу, и поэтому к нему движутся катионы, анод – к положительному полюсу, к нему движутся анионы. Минимальный потенциал (В), при котором процесс электролиза становится возможным, называется потенциалом (напряжением) разложения. Его находят вычитанием электродного потенциала катиона из соответствующего значения электродного потенциала аниона, единица измерения вольт (В).

Электролиз расплава. Рассмотрим электролиз расплава СuCl₂, который диссоциирует на ионы Сu²⁺ и Cl⁻. При подключении напряжения к электродам через расплав начинает протекать электрический ток. Так, при электролизе расплава хлорида меди(II)электродные процессымогут быть выражены полуреакциями:

на катоде (–): Сu²⁺ + 2e → Cu⁰ – катодное восстановление

на аноде (+): 2 Cl^– – 2e → Cl₂ – анодное окисление

Общая реакция электрохимического разложения вещества представляет собой сумму двух электродных полуреакций, и для хлорида меди она выразится уравнением

Cu²⁺ + 2 Cl^– → Cu + Cl₂

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе не зависят от материала катода, а только от природы катиона (табл. 1).

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона. При рассмотрении анодных процессов следует иметь в виду, что материал анода в ходе электролиза может окисляться.

В связи с этим различают электролиз с инертным анодом и электролиз с активным анодом (растворимым). Инертным называется анод, материал которого не претерпевает окисления в ходе электролиза.

Таблица 1

Процессы, происходящие на катоде

Электрохимический ряд напряжений металлов
Li, K, Ca, Na, Mg, Al	Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb	H	Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Меn⁺не восстанавливается (остаётся в растворе) 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻	Меn⁺ + nē = Me° 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻		Men⁺ + nē = Me°

Активным называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза. В качестве материалов для инертных анодов чаще применяют графит, уголь, платину; для активных – медь, цинк, алюминий и т.д. (табл. 2).

Таблица 2

Процессы, происходящие на аноде

Анод	Кислотный остаток Аm⁻
	бескислородный	кислородсодержащий
Нерастворимый (инертный) уголь, графит, платина, золото	J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻) Аm⁻ – m ē = A°	OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻ В щелочной среде: 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О в кислой и нейтральной среде: 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺
Растворимый (металлы средней активности)	Окисление металла - анода (анод): Ме° – nē = Men⁺ (раствор)

В случае электролиза растворов возможны конкурирующие реакции. Критерием, определяющим преимущество того или иного электродного процесса, служит величина его электродного потенциала. Чем выше потенциал, тем легче происходит восстановление на катоде и труднее осуществляется окисление на аноде.

Контрольные вопросы:

1. Основные понятия: электролиз, катод, инертный и активный анод, потенциал разложения.

2. Написать электролизы расплавов солей: K₂S, LiBr, AlCl₃, CaF₂.

3. Написать электролизы растворов солей с активным и инертным анодом: ZnF₂, AgNO₃, H₃PO₄, NaOH, BaS.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 302 - 313.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 284 - 300.

Ф.Б. Шевляков

Лекция 18. Общие свойства металлов

Ключевые слова: Металлическая связь, электронный газ, ряд активности металлов, активные металлы, металлы средней активности, благородные металлы, тугоплавкие металлы, «амфотерные» металлы.

Из 110 известных к настоящему времени элементов только 22 относятся к неметаллам, большинство же элементов – металлы. К металлам относят все s-, d-, f-элементы, а также p-элементы, условно располагающиеся в нижней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату.

Металлы – это элементы, между атомами которых осуществляется металлическая связь. Это сильно нелокализованная связь, когда свободные электроны (электронный газ) связывают положительные ионы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки. Для осуществления металлической связи необходимо, чтобы атомы имели свободные орбитали на валентном уровне. Металлическая связь не насыщена и не направлена: она объединяет очень большое число атомов, и при дальнейшем их увеличении делокализация электронов усиливается. Перекрывание s-орбиталей зависит только от расстояния между ними и не зависит от направлений, по которым они сближаются.

Металлам присущи характерные признаки, проявляющиеся, как правило, одновременно:

1. Твердость – сопротивление к царапанью, вдавливанию.

2. Пластичность – способность необратимо деформироваться под действием механических нагрузок.

3. Блеск – способность компактного куска металла отражать свет.

4. Большая электро- и теплопроводность. Все эти физические свойства можно объяснить наличием электронного газа в компактном куске металла.

5. Тугоплавкость – если Т_пл>1359 ⁰C – тугоплавкие (Ti, Zr, V, Cr, Mo, W) – это связано с прочностью кристаллических решеток этих металлов.

Химические свойства металлов

Главным признаком металлов как химических веществ является их способность терять электроны при взаимодействии с другими атомами, проявляя восстановительные свойства. В соответствии с восстановительной способностью получен ряд химической активности металлов: от Li до Al – активные, от Al до H⁺ – средней активности. Металлы, расположенные в ряду активности справа от водорода, называют малоактивными, или благородными.

1. Металлы реагируют с простыми веществами - неметаллами: со фтором – почти все металлы, продукты реакции называют фториды; хлором – почти все, продукты реакции называют хлориды; кислородом – многие металлы, продукты реакции называют оксиды; серой – многие при нагревании, продукты называют сульфидами; водородом, азотом – щелочные и щелочно - земельные металлы, продукты реакции гидриды и нитриды соответственно.

2. С водой взаимодействуют, вытесняя водород из воды, только те металлы, значение электродных потенциалов которых значительно меньше, чем у воды (–0,41 В).

2Li + 2H₂O  2LiOH + H₂

Металлы, расположенные между магнием и свинцом, пассивируют протекание реакции с образованием защитной оксидной пленки.

3. Металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов левее водорода, взаимодействуют с хлороводородной кислотой. Окислителем в хлороводородной кислоте является ион водорода H⁺:

Fe + 2HCl  FeCl₂ + H₂

4. Металлы взаимодействуют с серной кислотой. В разбавленной, так же как в хлороводородной кислоте, окислителем является ион водорода:

Ме + Н₂SO_{4 (разб.)}  MeSO₄ + H₂

В концентрированной серной кислоте в роли окислителя выступает атом серы . В этом случае становится возможным окисление некоторых благородных металлов.

3Cu + 4H₂SO₄  3CuSO₄ + S + 4H₂O

4. Более сильным окислителем, чем серная кислота, является азотная. В разбавленной азотной кислоте окислителем выступает атом азота . Продуктами восстановления азота могут являтьсяNH₄NO₃, N₂, N₂O, NO. Концентрированная азотная кислота обычно восстанавливается до NO₂.

5. Действие растворов щелочей возможно только на «амфотерные» металлы Be, Al, Zn, Sn, Pb. Причем реакция протекает в две стадии: реакция металла с водой с образованием гидроксида и водорода, реакция гидроксида металла со щелочью.

Контрольные вопросы:

1. Дайте определение металлической связи.

2. Перечислите общие свойства металлов, которые могут проявляться одновременно.

3. Какие группы выделяют в ряду активности металлов?

4. Какие металлы проявляют «амфотерные» свойства?

5. В чем отличие действия концентрированной и разбавленной серной кислоты на металлы?

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 545 - 568.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 341 - 348.

Ю.Н. Биглова, М.А.Молявко

Лекция 19. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии

Ключевые слова: электрохимическая и химическая коррозия металлов, способы защиты от коррозии.

Коррозия – самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс разрушения металла при взаимодействии с окружающей средой. Среда, в которой происходит разрушение металла, называется коррозионной, а образующиеся в результате коррозии химические соединения – продуктами коррозии. Продукты – оксиды, сульфиды, карбонаты, сульфаты и т.д. – представляют собой прочные соединения, содержащие металлы в ионном виде, которые обладают существенно иными физическими свойствами. По механизму протекания различают два основных вида коррозии: химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия подчиняется основным законам химической кинетики гетерогенных реакций. Химическая коррозия подразделяется на газовую – окисление металла кислородом или другими газами (SO₂, CO₂, H₂ и пр.) при высокой температуре и полном отсутствии влаги на поверхности металлического изделия и коррозию в неэлектролитах – разрушение металла в жидких или газообразных агрессивных средах, обладающих малой электропроводностью.

Электрохимическая коррозия - это окисление металлов в электропроводных средах, сопровождающееся образованием и протеканием электрического тока. С электрохимическим механизмом протекают следующие виды процесса коррозии: 1) коррозия в электролитах; 2) почвенная коррозия; 3) электрокоррозия – разрушение подземного металлического сооружения, вызванное блуждающими токами; 4) атмосферная коррозия – разрушение металлов в атмосфере воздуха или среде любого влажного газа; 5) контактная коррозия – коррозия, вызванная электрическими контактами двух металлов, имеющих различный электрохимический потенциал.

При электрохимической коррозии на металле протекают две реакции:

анодная - ионизация атомов металла с переходом ионов металла в раствор электролита: Me → Meⁿ⁺ + nē (окисление 1);

катодная: Ох + nē → Red (восстановление 2).

Механизм электрохимической коррозии связан с возникновением и работой на поверхности металла во влажной среде микрогальваноэлементов. По характеру катодного процесса различают коррозию с водородной и кислородной деполяризацией. В водной среде окислителем являются катионы водорода (Н⁺) и растворённый в электролите кислород. Катодный процесс с водородной деполяризацией осуществляется в соответствии с уравнениями:

а) 2H⁺ + 2ē H₂ (pH < 7); б) 2H₂O + 2ē H₂ + 2OH^- (pH ≥ 7);

катодный процесс с кислородной деполяризацией протекает в соответствии: в)O₂+4H⁺+4ē2H₂O (pH < 7); г) O₂ + 2H₂O + 4ē 4OH^- (pH ≥ 7).

Суммарные уравнения: 1. 2Me + 2nH₂O → 2Meⁿ⁺ + nH₂ + 2nOH^- (pH ≥ 7)

2. 4Me + nO₂ + 2nH₂O → 4Meⁿ⁺ + 4nOH^- (pH ≥ 7)

К основным методам защиты от коррозии относятся:

1. Защитные покрытия металлов. Покрытия подразделяются на металлические, неметаллические и образованные в результате химической или электрохимической обработки поверхности металла. Основная цель защитных покрытий – изолировать металл от воздействия агрессивной среды. Для металлических покрытий обычно применяют металлы, которые образуют на своей поверхности защитные пленки (Al, Cr, Zn, Cd, Ni и др.). Металлические покрытия подразделяют на катодные (металл покрытия менее активный) и анодные (металл покрытия более активный). К неметаллическим покрытиям относятся покрытия красками, лаками, эмалями, минеральными маслами, битумом; металлокерамические и резиновые покрытия. К химическим покрытиям относятся искусственно создаваемые защитные пленки различного состава (оксидные, фосфатные, хроматные, сульфидные и пр.), вызывающие пассивирование поверхности металлов.