52. 6.9. Равновесие в гетерогенных системах

Большинство веществ могут существовать в одном из трех агрегатных состояний: газообразном (парообразном), жидком и твердом. В определенных условиях эти фазы способны переходить друг в друга, то есть всякую жидкость путем испарения можно перевести в газ, а охлаждением – в твердое состояние. На рис. 6.9 показаны взаимные фазовые превращения вещества.

Рисунок 6.9Взаимное превращение трех агрегатных состояний друг в друга

Равновесия между различными фазами одной системы называют фазовыми, а описывают эти фазовые равновесия посредством фазовых диаграмм или диаграмм состояния. Фазовая диаграмма позволяет установить условия равновесия между числом фаз, числом компонентов и числом степеней свободы (вариантностью) системы.

Фаза (Ф) – гомогенная (однородная по химическому составу и термодинамическим свойствам) часть системы, отделенная от других частей поверхностью раздела. Так, два нерастворимых друг в друге твердых вещества, как и две несмешивающиеся жидкости, образуют две фазы.

Компоненты (К) – химически индивидуальные вещества, наименьшее число которых достаточно для образования фаз системы.

Число компонентов определяется количеством индивидуальных веществ в системе за вычетом числа возможных между ними обратимых взаимодействий. Например, система из трех индивидуальных веществ H2O, H2, O2 будет двухкомпонентной, поскольку для образования всех фаз достаточно любых двух веществ: = H2 + 1/2O2.

По числу компонентов системы делятся на одно-, двух-, трех- и многокомпонентные.

Степени свободы (С) – число параметров (температура, давление, состав системы), которые можно произвольно менять без изменения числа фаз в системе.

Правило фаз Гиббса: в изолированной равновесной системе число степеней свободы равно числу компонентов системы плюс два минус число фаз: С = К + 2 – Ф

В качестве примера однокомпонентной системы, для которой правило фаз С = 3 – Ф, на рис. 6.10 приведена фазовая диаграмма диоксида углерода.

Рисунок 6.10Фазовая диаграмма CO2

При P < 5,3 атм. CO2 в жидком состоянии не может находится. При атмосферном давлении твердый диоксид углерода сублимирует при 195 K.

Если один из параметров системы (температура или давление) имеет постоянное значение, то правило фаз принимает вид: C = K + 1 – Ф.

Это уравнение используется при изучении конденсированных систем, состоящих только из твердых и жидких фаз, поскольку состояния равновесия в таких системах малочувствительны к изменению давления.

Наибольшее практическое значение имеют только изобарные диаграммы двухкомпонентных систем, содержащие только конденсированные фазы. Рассмотрим некоторые из них.

Пове́рхностно-акти́вные вещества́ (ПАВ) — химические соединения, которые, концентрируясь на поверхности раздела фаз, вызывают снижение поверхностного натяжения.

Основной количественной характеристикой ПАВ является поверхностная активность — способность вещества снижать поверхностное натяжение на границе раздела фаз — это производная поверхностного натяжения по концентрации ПАВ при стремлении С к нулю. Однако, ПАВ имеет предел растворимости (так называемую критическую концентрацию мицеллообразования или ККМ), с достижением которого при добавлении ПАВ в раствор концентрация на границе раздела фаз остается постоянной, но в то же время происходит самоорганизация молекул ПАВ в объёмном растворе (мицеллообразование или агрегация). В результате такой агрегации образуются так называемые мицеллы. Отличительным признаком мицеллообразования служит помутнение раствора ПАВ. Водные растворы ПАВ, при мицеллообразовании также приобретают голубоватый оттенок (студенистый оттенок) за счёт преломления света мицеллами.

Методы определения ККМ:

Метод поверхностного натяжения

Метод измерения контактного угла с тв. или жидкой поверхностью (Contact angle)

Метод вращающейся капли (Spindrop/Spinning drop)

Строение ПАВ

Как правило, ПАВ — органические соединения, имеющие амфифильное строение, то есть их молекулы имеют в своём составе полярную часть, гидрофильный компонент(функциональные группы -ОН, -СООН, -SOOOH, -O- и т. п., или, чаще, их соли -ОNa, -СООNa, -SOOONa и т. п.) и неполярную (углеводородную) часть, гидрофобный компонент. Примером ПАВ могут служить обычное мыло (смесь натриевых солей жирных карбоновых кислот — олеата, стеарата натрия и т. п.) и СМС (синтетические моющие средства), а также спирты, карбоновые кислоты, амины и т. п.

Области применения

Моющие средства. Основное применение ПАВ — в качестве активного компонента моющих и чистящих средств (в том числе, применяемых для дезактивации), мыла, для ухода за помещениями, посудой, одеждой, вещами, автомобилями и пр. В 2007 году в России было произведено более 1 млн тонн синтетических моющих средств, главным образом — стиральных порошков.

Косметика. Основное использование ПАВ в косметике — шампуни, где содержание ПАВ может достигать десятков процентов от общего объёма. Также ПАВ используются в небольших количествах в зубной пасте, лосьонах, тониках и других продуктах.

Текстильная промышленность. ПАВ используются в основном для снятия статического электричества на волокнах синтетической ткани.

Кожевенная промышленность. Защита кожаных изделий от лёгких повреждений и слипания.

Лакокрасочная промышленность. ПАВ используются для снижения поверхностного натяжения, что обеспечивает лёгкое проникновение красочного материала в маленькие углубления на обрабатываемой поверхности и их заполнение с вытеснением при этом оттуда другого вещества (например, воды).

Бумажная промышленность. ПАВ используются для разделения чернил и варёной целлюлозы при переработке использованной бумаги. Молекулы ПАВ адсорбируются на пигменте чернил. Пигмент становится гидрофобным. Далее воздух пропускается через раствор пигмента и целлюлозы. Пузырьки воздуха адсорбируются на гидрофобной части ПАВ и частички пигмента чернил всплывают на поверхность. См. флотация.

Металлургия. Эмульсии ПАВ используются для смазки прокатных станов. Снижают трение. Выдерживают высокие температуры, при которых сгорает масло.

Защита растений. ПАВ широко используются в агрономии и сельском хозяйстве для образования эмульсий. Используются для повышения эффективности транспортировки питательных компонентов к растениям через мембранные стенки.

Пищевая промышленность. ПАВ в виде эмульгаторов (например лецитина[источник не указан 260 дней]) добавляют для улучшения вкусовых качеств мороженого, шоколада, взбитых сливок, соусов для салатов и других блюд.

Нефтедобыча. ПАВ применяются для гидрофобизации призабойной зоны пласта (ПЗП) с целью увеличения нефтеотдачи.

Строительство. ПАВ[источник не указан 260 дней], называемые пластификаторами, добавляют к цементно-песчаным смесям и бетонам для уменьшения их водопотребности при сохранении подвижности. Это увеличивает конечную прочность (марку) затвердевшего материала, его плотность, морозостойкость, водонепроницаемость.

Медицина. Катионные и анионные ПАВ применяют в хирургии в качестве антисептиков. Например, четвертичные аммониевые соединения приблизительно в 300 раз эффективнее фенола по губительному действию в отношении микроорганизмов. Антимикробное действие ПАВ связывают с их влиянием на проницаемость клеточных мембран, а также ингибирующим действием на ферментативные системы микроорганизмов. Неионогенные ПАВ практически не обладают противомикробным действием.

Адсорбция (лат. ad — на, при; sorbeo — поглощаю) — это, в широком смысле, процесс изменения концентрации у поверхности раздела двух фаз, а в более узком и употребительном — это повышение концентрации одного вещества (газ, жидкость) у поверхности другого вещества (жидкость, твердое тело).

53. Дисперсные системы, гетерогенные системы из двух или большего числа фаз с сильно развитой поверхностъю раздела между ними. Обычно одна из фаз образует непрерывную дисперсионную среду, в объеме которой распределена дисперсная фаза (или несколько дисперсных фаз) в виде мелких кристаллов. твердых аморфных частиц, капель или пузырьков. Дисперсные системы могут иметь и более сложное строение, например, представлять собой двухфазное образование, каждая из фаз которого, будучи непрерывной, проникает в объем другой фазы. К таким системам относятся твердые тела. пронизанные разветвленной системой каналов-пор, заполненных газом или жидкостью. некоторые микрогетерогенные полимерные композиции и др. Нередки случаи, когда дисперсионная среда "вырождается" до тончайших слоев (пленок), разделяющих частицы дисперсной фазы.

Основные типы дисперсных систем. По дисперсности, то есть размеру частиц дисперсной фазы или отношению общей площади межфазной поверхности к объему (или массе) дисперсной фазы (удельной поверхности), Дисперсные системы условно делят на грубодисперсные и тонко(высоко)дисперсные. Последние, по традиции, называемые коллоидно-дисперсными или просто коллоидными системами. В грубодисперсных системах частицы имеют размеры от 1 мкм и выше (удельная поверхность не более 1 м2/г), в коллоидных - от 1 нм до 1 мкм (удельная поверхность достигает сотен м2/г). Дисперсность оценивают по усредненному показателю (среднему размеру частиц, удельной поверхности) или дисперсному составу (см. Дисперсионный анализ). Тонкопористые тела характеризуют пористостью -понятием, аналогичным дисперсности.В свободнодисперсных системах сцепление между частицами дисперсной фазы отсутствует, каждая частица кинетически независима и при достаточно малых размерах участвует в интенсивном броуновском движении. Для структурированных (связнодисперсных) систем характерно наличие неупорядоченной пространственной сетки (каркаса), образованной частицами дисперсной фазы (см. Структурообразование в дисперсных системах). Особую группу составляют высококонцентрированные дисперсные системы, в которых частицы находятся в "стесненных" условиях как, например, в периодических коллоидных структурах. Механические свойства свободнодисперсных систем определяются главным образом свойствами дисперсионной среды, а связнодисперсных систем - также свойствами и числом контактов между частицами дисперсной фазы.

По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы выделяют следующие основные виды дисперсных систем: 1) аэродисперсные (газодисперсные) системы с газовой дисперсионной средой: аэрозоли (дымы, пыли. туманы), порошки. волокнистые материалы типа войлока. 2) Системы с жидкой дисперсионной средой; дисперсная фаза может быть твердой (грубодисперсные суспензии и пасты, высокодисперсные золи и гели), жидкой (грубодисперсные эмульсии, высокодисперсные микроэмульсии и латексы) или газовой (грубодисперсные газовые эмульсии и пены). 3) Системы с твердой дисперсионной средой: стеклообразные или кристаллические тела с включениями мелких твердых частиц, капель жидкости или пузырьков газа, например, рубиновые стекла, минералы типа опала, разнообразные микропористые материалы. Отдельные группы дисперсных систем составляют многие металлические сплавы, горные породы, сложные композиционные и другие многофазные системы.

Лиофильные и лиофобные дисперсные системы с жидкой дисперсионной средой различаются в зависимости от того, насколько близки или различны по своим свойствам дисперсная фаза и дисперсионная среда. В лиофильных дисперсных системах межмолекулярные взаимодействия по обе стороны разделяющей фазы поверхности различаются незначительно, поэтому удельная свободная поверхностная энергия (для жидкости - поверхностное натяжение) чрезвычайно мала (обычно сотые доли мДж/м2), межфазная граница (поверхностный слой) может быть размыта и по толщине нередко соизмерима с размером частиц дисперсной фазы. Лиофильные дисперсные системы термодинамически равновесны, они всегда высокодисперсны, образуются самопроизвольно и при сохранении условий их возникновения могут существовать сколь угодно долго. Типичные лиофильные дисперсные системы - микроэмульсии. некоторые полимер-полимерные смеси, мицеллярные системы ПАВ, Дисперсные системы с жидкокристаллическими дисперсными фазами. К лиофильным дисперсным системам часто относят также набухающие и самопроизвольно диспергирующиеся в водной среде минералы группы монтмориллонита, например, бентонитовые глины.

Следует отметить, что в прошлом "лиофильными коллоидами" называли растворы полимеров. то есть принципиально гомогенные системы. Однако в современной терминологии понятие "коллоид" относится только к микрогетерогенным системам; по отношению к гомогенным (однофазным) системам его не употребляют.

В лиофобных дисперсных системах межмолекулярное взаимодействие в дисперсионной среде и в дисперсной фазе существенно различно; удельная свободная поверхностная энергия (поверхностное натяжение) велика - от нескольких единиц до нескольких сотен (и тысяч) мДж/м2; граница фаз выражена достаточно четко. Лиофобные дисперсные системы термодинамически неравновесны; большой избыток свободной поверхностной энергии обусловливает протекание в них процессов перехода в более энергетически выгодное состояние. В изотермических условиях возможна коагуляция -сближение и объединение частиц, сохраняющих первоначальные форму и размеры, в плотные агрегаты, а также укрупнение первичных частиц вследствие коалесценции -слияния капель или пузырьков газа, собирательной рекристаллизации (в случае кристаллич. дисперсной фазы) или изотермич. перегонки (молекулярного переноса) вещества дисперсной фазы от мелких частиц к крупным (в случае дисперсных систем с жидкой дисперсионной средой - последний процесс называемый переконденсацией). Нестабилизованные и, следовательно, неустойчивые лиофобные дисперсные системы непрерывно изменяют свой дисперсный состав в сторону укрупнения частиц вплоть до полного расслоения на макрофазы. Однако стабилизованные лиофобные дисперсные системы могут сохранять дисперсность в течение длительного времени.

Образование дисперсных систем. Возможно двумя путями: диспергационным и конденсационным. Диспергирование макрофаз с образованием лиофильных дисперсных систем происходит самопроизвольно - для этого достаточно энергии теплового движения. Такой процесс осуществляется при значениях поверхностного натяжения s ниже некоторого критического значения sкр = bkТ/d2, где d - размер частиц дисперсной фазы, Т - абсолютная температура, k - постоянная Больцмана. b - безразмерный коэффициент, принимающий значения примерно 10-30.

Образование лиофобных дисперсных систем путем диспергирования стабильной макрофазы требует значительных энергетических затрат, определяемых суммарной площадью поверхности частиц дисперсной фазы. В реальных условиях на образование поверхности при измельчении твердых тел или при распылении и эмульгировании жидкостей приходится лишь небольшая часть (доли процента) подводимой к системе энергии; остальное расходуется на побочные процессы и рассеивается в окружающем пространстве (см. Диспергирование).

Конденсационный путь образования дисперсных систем связан с зарождением новой фазы (или новых фаз) в пересыщенной метастабильной исходной фазе - будущей дисперсионной среде. Для возникновения высокодисперсной системы необходимо, чтобы число зародышей новой фазы было достаточно большим, а скорость их роста не слишком велика. Кроме того, требуется наличие факторов, ограничивающих возможности чрезмерного разрастания и сцепления частиц дисперсной фазы. Переход первоначально стабильной гомогенной системы в метастабильное состояние может произойти в результате изменения термодинамических параметров состояния (давления, температуры, состава). Так образуются, например, природные и искусственные аэрозоли (туман - из переохлажденных водяных паров, дымы - из парогазовых смесей, выделяемых при неполном сгорании топлива), некоторые полимерные системы - из растворов при ухудшении "термодинамического качества" растворителя, органические золи металлов путем конденсации паров металла совместно с парами органической жидкости или при пропускании первых через слой органической жидкости, коллоидно-дисперсные поликристаллические тела (металлические сплавы. некоторые виды горных пород и искусственных неорганических материалов).

Возможно также образование дисперсных систем в результате химической реакции в гомогенной среде, если продукт реакции при данных условиях находится в агрегатном состоянии, отличном от "материнской" фазы, или практически не растворяется в ней. Примерами подобных систем могут служить аэрозоли с твердыми частицами NH4Cl (образуются при взаимодействии газообразных NH3 и НСl), аэрозоли с капельно-жидкими частицами H2SO4 (при взаимодействии SO3 и водяного пара). В природе и технологических процессах часто образуются гидр.золи разного состава при гидролизе солей и др. соед., неустойчивых к действию воды. Окислительно-восстановительные реакции используют для получения золей Аu и Ag, разложение Na2S2O3 разбавленной серной или соляной кислотой - для получения гидрозоля элементарной серы. Хим. или термохим. разложения карбонатов, органических порофоров (порообразователей, вспенивающих агентов) и других соединений с выделением газообразных веществ в первоначально жидких средах лежит в основе промышленного производства многих пеноматериалов.

Устойчивость дисперсных систем характеризуется постоянством дисперсности (распределения частиц по размерам) и концентрации дисперсной фазы (числом частиц в единице объема). Наиболее сложна в теоретическом аспекте и важна в практическом отношении проблема устойчивости аэрозолей и жидких лиофобных дисперсных систем.

Различают седиментационную устойчивость и устойчивость к коагуляции (агрегативную устойчивость). Седиментационно устойчивы коллоидные системы с газовой и жидкой дисперсионной средой, в которых броуновское движение частиц препятствует оседанию; грубодисперсные системы с одинаковой плотностью составляющих их фаз; системы, скоростью седиментации в которых можно пренебречь из-за высокой вязкости среды.

В агрегативно устойчивых дисперсных системах непосредственно контакты между частицами не возникают, частицы сохраняют свою индивидуальность. При нарушении агрегативной устойчивости дисперсных систем частицы, сближаясь в процессе броуновского движения, соединяются необратимо или скорость агрегации становится значительно больше скорости дезагрегации. Между твердыми частицами возникают непосредственные точечные ("атомные") контакты, которые затем могут превратиться в фазовые (когезионные) контакты, а соприкосновение капель и пузырьков сопровождается их коалесценцией и быстрым сокращением суммарной площади межфазной поверхности. Для таких систем потеря агрегативной устойчивости означает также потерю седимeнтационной устойчивости.

В агрегативно устойчивых системах дисперсный состав может изменяться вследствие изотермич. перегонки - молекулярного переноса вещества дисперсной фазы от мелких частиц к более крупным. Этот процесс обусловлен зависимостью давления насыщенного пара (или концентрации насыщенного раствора) от кривизны поверхности раздела фаз.

Агрегативная устойчивость и длительное существование лиофобных дисперсных систем с сохранением их свойств обеспечивается стабилизацией. Для высокодисперсных систем с жидкой дисперсионной средой используют введение веществ - стабилизаторов (электролитов, ПАВ, полимеров. В теории устойчивости Дерягина-Ландау-Фервея-Овербека (теории ДЛФО) основная роль отводится ионно-электростатическому фактору стабилизации. Стабилизация обеспечивается электростатическим отталкиванием диффузных частей двойного электрического слоя, который образуется при адсорбции ионов электролита на поверхности частиц. При некотором расстоянии между частицами отталкивание диффузных слоев обусловливает наличие минимума на потенциальной кривой (дальний, или вторичный, минимум; смотри рисунок). Хотя этот минимум относительно неглубок, он может препятствовать дальнейшему сближению частиц, притягиваемых силами межмолекулярного взаимодействия. Ближний, или первичный, минимум соответствует прочному сцеплению частиц, при котором энергии теплового движения недостаточно для их разъединения. Сближаясь на расстояние, отвечающее этому минимуму, частицы объединяются в агрегаты, образование которых ведет к потере системой агрегативной устойчивости. При этом устойчивость системы к коагуляции определяется высотой энергетического барьера.

Зависимость энергии взаимодействия Е между частицами от расстояния R: 1 и 2 - ближний и дальний минимумы соответственно.

При введении в Дисперсные системы в качестве стабилизатора ПАВ фактором стабилизации может быть "термодинамическая упругость" пленок среды, разделяющей частицы. Стабилизация обеспечивается тем, что при сближении частиц, например, капель или газовых пузырей, происходит растяжение и утоньшение разделяющей их прослойки, содержащей ПАВ, и, как следствие, нарушение адсорбционного равновесия. Восстановление этого равновесия и приводит к повышению устойчивости прослойки среды, разделяющей частицы.

Гидродинамич. сопротивление вытеснению жидкой дисперсионной среды из прослойки между сближающимися частицами - один из кинетических факторов стабилизации дисперсных систем. Он особенно эффективен в системах с высоковязкой дисперсионной средой, а при застекловывании последней делает систему неограниченно устойчивой к агрегации частиц и коалесценции. Структурно-механический фактор стабилизации, по П. А. Ребиндеру, возникает при образовании на межфазной границе полимолекулярных защитных слоев из мицеллообразующих ПАВ, высокомолекулярных соединений, а иногда и тонких сплошных или дискретных фазовых пленок. Межфазный защитный слой должен обладать способностью сопротивляться деформациям и разрушению, достаточной подвижностью для "залечивания" возникших в нем дефектов и, что особенно важно, быть лиофилизованным с внешней стороны, обращенной в сторону дисперсионной среды. Если защитный слой недостаточно лиофилен, он, предохраняя частицы от коалесценции. не сможет предотвратить коагуляции. Структурно-механический барьер является, по существу, комплексным фактором стабилизации, который включает термодинамические, кинетические и структурные составляющие. Он универсален и способен обеспечить высокую агрегативную устойчивость любых дисперсных систем с жидкой дисперсионной средой, в том числе высококонцентрированных, наиболее важных в практическом отношении.

Основные свойства дисперсных систем определяются поверхностными явлениями: адсорбцией, образованием двойного электрического слоя и обусловленных им электрокинетических явлений, контактными взаимодействиями частиц дисперсной фазы. Размер частиц определяет оптические (светорассеяние и другие) и молекулярно-кинетические свойства (диффузия, термофорез, осмос и дрeubt).

Дисперсные системы повсеместно распространены в природе. Это - горные породы, грунты, почвы, атмосферные и гидросферные осадки, растительные и животные ткани. Дисперсные системы широко используют в технологических процессах; в виде дисперсных систем выпускается большинство промышленных продуктов и предметов бытового потребления. Высокодисперсные технические материалы (наполненные пластики, дисперсноупрочненные композиционные материалы) отличаются чрезвычайно большой прочностью. На высокоразвитых поверхностях интенсивно протекают гетерогенные и гетерогенно-каталитические химические процессы.

Учение о дисперсных систем и поверхностных явлениях в них составляет сущность коллоидной химии. Самостоятельный раздел коллоидной химии - физико-химическая механика - изучаeт закономерности структурообразования и механические свойства структурированных дисперсных систем и материалов в их связи с физико-химическими явлениями на межфазных границах.

54. Золь иначе лиозоль; коллоидный раствор (англ. sol от лат. solutio — раствор) — высокодисперсная коллоидная система (коллоидный раствор) с жидкой (лиозоль) или газообразной (аэрозоль) дисперсионной средой, в объеме которой распределена другая (дисперсная) фаза в виде капелек жидкости, пузырьков газа или мелких твердых частиц, размер которых лежит в пределе от 1 до 100 нм (10−9—10−7м)[1].

Строение мицеллы

Мицеллой лиофобной системы называется гетерогенная микросистема, которая состоит из микрокристалла дисперсной фазы, окруженного сольватированными ионами стабилизатора.

Потенциалопределяющими называются ионы, адсорбирующиеся на поверхности частички твердой фазы (агрегата) и придающие ей заряд. Агрегат вместе с потенциалопределяющими ионами составляет ядро мицеллы.

Противоионы – ионы, группирующиеся вблизи ядра мицеллы.

Расположение противоионов в дисперсионной среде определяется двумя противоположными факторами: тепловым движением (диффузией) и электростатическим притяжением.

Противоионы, входящие в состав плотного адсорбционного слоя, называются «связанными» и вместе с ядром составляют коллоидную частицу, или гранулу. Коллоидная частица (гранула) имеет заряд, знак которого обусловлен знаком заряда потенциалопределяющих ионов.

Противоионы, образущие диффузный слой, – «подвижные», или «свободные».

Коллоидная частица с окружающим ее диффузным слоем сольватированных про-тивоионов составляют мицеллу. В отличие от коллоидной частицы мицелла электронейтральна и не имеет строго определенных размеров.

В мицелле с ионным стабилизатором на границе раздела фаз имеется ДЭС, возникает разность потенциалов между дисперсной фазой и дисперсионной средой – термодинамический потенциал ф (межфазный), который определяется свойствами данной дисперсной системы, а также зарядом и концентрацией потенциалопределяющих ионов, адсорбированных на твердой фазе.

Перемещение заряженных коллоидных частиц в неподвижной жидкости к одному из электродов под действием внешнего электрического поля называется электрофорезом.

Поверхность, по которой происходит перемещение, называется поверхностью скольжения. Величина скачка потенциала на границе фаз, находящихся в движении относительно друг друга при электрофорезе и в броуновском движении, т. е. на поверхности скольжения, называется электрокинетическим или ζ-потенциалом (дзета-потенциал).

Золь +соль = ..." - так мы описали воздействие электролита на дисперсную систему (ДС). Многоточие - это вопрос об устойчивости золя к этому воздействию.

Устойчивость дисперсных систем (ДС) — это способность сохранять постоянство своих свойств во времени или при достаточно сильном изменении условий. Всеобъемлющим свойством является равномерность распределения частиц дисперсной фазы по всему объему системы. Различают два вида устойчивости ДС: агрегативную и седиментационную. Понятие об агрегативной (как устойчивости к коагуляции, т.е. к слипанию частиц) и седиментационной устойчивости (как устойчивости к оседанию частиц) дисперсных систем впервые было введено Н.П. Песковым.

В литературе понятие устойчивости часто используется в узком смысле — как способность ДС противостоять коагуляции при введении в нее электролита. Это объясняется тем, что длительное время введение электролитов оставалось единственным способом дозированного воздействия на состояние системы, результаты которого можно было увидеть, зарегистрировать и принять в качестве характеристики устойчивости. ( Вот откуда название «золь + соль =…»).

Естественно, что низкая агрегативная устойчивость приводит к укрупнению частиц, а крупные частицы могут оседать, поэтому существует глубокая связь между агрегативной и седиментационной устойчивостью.

Теория устойчивости ДС получила общее признание под названием «теория ДЛФО» — по именам авторов Дерягин Б.В., Ландау Л.Д., Фервей (Vervey) и Овербек (Overbek). В ней рассматривается совместное действие сил притяжения и отталкивания между частицами. Чтобы поддерживать стабильность коллоидной системы, силы отталкивания должны быть доминирующими. Все проблемы устойчивости ДС упираются в строение ДЭС (двойного электрического слоя). Важнейшей характеристикой устойчивости ДЭС является ζ -потенциал. На его величину оказывают влияние: температура, pH, концентрация золя, диэлектрическая проницаемость, вязкость дисперсионной среды и т.д. Наиболее сильное влияние на стпроение ДЭС оказывает добавление электролитов, приводящее к коагуляции золей. Для начала коагуляции золя необходима некоторая минимальная концентрация электролита, называемая порогом коагуляции.

Коагулирующим действием обладает тот из ионов электролита, заряд которого противоположен заряду коллоидных частиц. При увеличении концентрации электролита в растворе происходит перераспределение противоионов между адсорбционным и диффузными слоями ДЭС. ζ –потенциал (и заряд частицы) уменьшается, уменьшается отталкивание между частицами, происходит коагуляция.

В рядах неорганических ионов с одинаковыми зарядами коагулирующее действие возрастает с уменьшением их размера. Ионы одинаковой валентности располагаются в так называемые лиотропные ряды (ряды Гофмейстера): Li+— Na+— K+— Rb+— Cs+.

Коагулирующее действие иона обратно пропорционально его заряду в шестой степени (привило Щульце-Гарди). Внедрение многозарядного иона в плотный слой ДЭС приводит к резкому падению ζ –потенциала (и заряда частицы) вплоть до ноля, наступает изоэлектрическое состояние. А при сверхэквивалентном содержании такого иона в плотном слое произойдет перезарядка поверхности. При добавлении к отрицательному золю электролитов с многозарядными катионами–коагулянтами наблюдается явление «неправильных рядов коагуляции». Также возможна взаимная коагуляция золей.

На практике необходимо учитывать, что для протекания коагуляции необходимо время, т.е. кинетику коагуляции золей.

55

Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Окислы).

Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями; содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О−2) и

озонидами (содержат группу О−3). Они не относятся к категории оксидов.

Классификация

В зависимости от химических свойств различают:

Солеобразующие оксиды:

основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;

кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;

амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.

Номенклатура

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe2О3 — оксид железа(III), Cl2O7 — оксид хлора(VII).

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или моноокисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.

В начале XIX века и ранее тугоплавкие, практически не растворимые в воде оксиды химики называли «землями».

Оксиды с низшими степенями окисления (субоксиды) иногда по старой русской номенклатуре называют[1] закись (англ. аналог — protoxide) и недокись (например, оксид углерода(II), CO — закись углерода; диоксид триуглерода, C3O2 — недокись углерода[2]; оксид азота(I), N2O — закись азота; оксид меди(I), Cu2O — закись меди). Высшие степени окисления (оксид железа(III), Fe2O3) называют в соответствии с этой номенклатурой окись, а сложные оксиды — закись-окись (Fe3O4 = FeO·Fe2O3 — закись-окись железа, оксид урана(VI)-диурана(V), U3O8 — закись-окись урана). Эта номенклатура, однако, не отличается последовательностью, поэтому такие названия следует рассматривать скорее как традиционные.

Химические свойства основных оксидов

1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Реагируют с амфотерными оксидами:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4.

Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2 и др.).

2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH)2 и H2ZnO2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2[Zn(OH)4].

Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле. Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

получение

Окисление кислородом простых веществ 2Mg +O2=2MgO

сложных веществ 2H2S+3O2=2H2O+2SO2

Разложение нагреванием солей СaCO3=CaO+CO2

нагреванием оснований Cu (OH)2=CuO+H20

нагреванием кислородсодержащих кислот H2SO3=H2O+SO2

нагреванием высших оксидов 4CrO3=Cr2O3+3O2

Окисление низших оксидов 4FeO+O2=2Fe2O3

Вытеснение летучего оксида менее летучим Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2

Основания. Свойства и классификация оснований.

Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Существует много оснований, которые состоят из атома какого-либо металла и присоединенных к нему гидрокси-групп. Например:

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH)2 – гидроксид кальция,

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH)2 – гидроксид бария.

Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания легко составить по валентности металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения.

Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидрокси-группами.

Существует также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH4+ (катиону аммония). Это основание называется гидроксидом аммония и имеет формулу NH4OH. Гидроксид аммония образуется в рекции присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:

NH3 + H2O = NH4OH (гидроксид аммония).

Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами. Растворы щелочей скользкие на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они разъедают кожу, ткани, бумагу, очень опасны (как и кислоты) при попадании в глаза. Поэтому при работе со щелочами и кислотами необходимо пользоваться защитными очками.

Если раствор щелочи все-таки попал в лицо, необходимо промыть глаза большим количеством воды, а затем разбавленным раствором слабой кислоты (например, уксусной). Этот способ медицинской помощи основан на уже известной нам реакции нейтрализации.

NaOH + уксусная кислота (разб.) = соль + вода

Лишь небольшую часть всех оснований называют щелочами. Это, например, KOH – гидроксид калия (едкое кали), NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), LiOH – гидроксид лития, Ca(OH)2 – гидроксид кальция (его раствор называется известковой водой), Ba(OH)2 – гидроксид бария. Большинство других оснований в воде нерастворимы и щелочами их не называют.

Такая схема наглядно показывает различие между кислотами и основаниями: кислоты склонны отщеплять атомы водорода, а основания – гидрокси-группы. В реакцию нейтрализации с кислотами вступают любые основания, а не обязательно только щелочи.

Разные основания имеют разную способность отщеплять гидрокси-группы, поэтому их, подобно кислотам, подразделяют на сильные и слабые основания (таблица 8-5). Сильные основания в водных растворах склонны легко отдавать свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Таблица 8-5. Классификация оснований по силе.

Сильные основания	Слабые основания
NaOH гидроксид натрия (едкий натр) KOH гидроксид калия (едкое кали) LiOH гидроксид лития Ba(OH)2 гидроксид бария Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)	Mg(OH)2 гидроксид магния Fe(OH)2 гидроксид железа (II) Zn(OH)2 гидроксид цинка NH4OH гидроксид аммония Fe(OH)3 гидроксид железа (III) и т.д. (большинство гидроксидов металлов)

** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) мы называем ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.

Сила основания важна в реакциях со слабыми кислотами. Слабое основание и слабая кислота реагируют лишь в незначительной степени. Напротив, сильное основание легче реагирует с любой кислотой независимо от её силы.

2 NH4OH +H2S= (NH4)2S+2 H2O

слабое основание слабая кислота реакция протекает лишь в незначительной степени (мало продуктов реакции)

2 NaOH +H2S= Na2S+2 H2O

сильное основание слабая кислота продуктов реакции больше

Еще одно важное химическое свойство оснований – способность разлагаться при нагревании на воду и основной оксид.

Cu(OH)2 = CuO + H2O (при нагревании)

2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O (при нагревании)

Растворы щелочей окрашивают индикаторы: лакмус – в синий цвет, фенолфталеин – в малиновый цвет. Индикатор метиловый оранжевый (или метилоранж) в растворах щелочей имеет желтый цвет. Подробнее об индикаторах можно прочитать в следующем параграфе.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ.

Растворимые основания (щелочи) в лаборатории получают:

1. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой

При этом атом металла замещает в молекуле воды H—OH атом водорода и соединяется с гидроксид-ионом, а два атома водорода, соединяясь, образуют молекулу H2.

Например: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

2(H—OH)

2. Взаимодействием оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

Например CaO + H2O = Ca(OH)2

Нерастворимые основания получают действием раствора щелочи на соль того металла, гидроксид которого нужно получить.

Например: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ.

Общие химические свойства оснований обусловлены наличием в их растворах анионов OH –, которые образуются при диссоциации оснований.

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

2. Основания (как растворимые, так и нерастворимые) взаимодействуют с кислотами.

3. Основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Это свойство наиболее характерно для растворимых оснований – щелочей.

Например:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

Кислотный оксид

2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O

Амфотерный оксид

4. Растворимые основания (щелочи) реагируют с растворами солей, если образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль.

Например: 2NaOH + MgSO4 = Mg(OH)2↓ + Na2SO4

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaOH

5. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Mg(OH)2 = MgO + H2O

Щелочи в отличие от нерастворимых оснований при нагревании обычно не разлагаются.

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств.

Определение кислоты

Основная статья: Теории кислот и оснований

Определения кислот и оснований претерпели значительную эволюцию по мере расширения теоретических представлений о природе химической связи и механизмах химических реакций.

В 1778 французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в молекуле атомов кислорода. Эта гипотеза быстро доказала свою несостоятельность, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу.

В 1839 немецкий химик Юстус Либих дал такое определение кислотам: кислота — это водородосодержащее соединение, водород которого может быть замещён на металл с образованием соли.

Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. Согласно его теории, сформулированной в 1887, кислота — это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протонов (ионов водорода H+). Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность, она не могла объяснить многих экспериментальных фактов. В наше время она имеет главным образом историческое и педагогическое значение.

В настоящее время наиболее распространены три теории кислоты и оснований. Они не противоречат друг другу, а дополняют.

По теории сольвосистем, начало которой положили работы американских химиков Кэди и Франклина, опубликованные в 1896—1905 гг., кислота — такое соединение, которое даёт в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя (Н3О+, NH4+). Это определение хорошо тем, что не привязано к водным растворам.

По протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо датским учёным Йоханнесом Брёнстедом и английским учёным Томасом Лоури, кислоты — водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны. Слабость этой теории в том, что она не включает в себя не содержащие водорода вещества, проявляющие кислотные свойства, так называемые апротонные кислоты.

По электронной теории, предложенной в 1923 г. американским физикохимиком Гилбертом Льюисом, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар. Таким образом, в теории Льюиса кислотой могут быть как молекула, так и катион, обладающие низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью.

Пирсон модифицировал теорию Льюиса с учётом характеристик орбиталей-акцепторов, введя понятие жёстких и мягких кислот и оснований (принцип Пирсона или принцип ЖМКО). Жёсткие кислоты характеризуются высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь, мягкие кислоты, соответственно, характеризуются низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь.

Следует также отметить, что многие вещества проявляют амфотерные свойства, то есть ведут себя как кислоты в реакциях с основаниями и как основания — в реакциях с более сильной кислотой.

Классификация кислот

По содержанию кислорода

бескислородные (HCl, H2S);

кислородосодержащие (HNO3,H2SO4).

По основности — количество кислых атомов водорода

Одноосновные (HNO3);

Двухосновные (H2SeO4, двухосновные предельные карбоновые кислоты);

Трёхосновные (H3PO4, H3BO3).

Полиосновные (практически не встречаются).

По силе

Сильные — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1·10−3 (HNO3);

Слабые — константа диссоциации меньше 1·10−3 (уксусная кислота Kд= 1,7·10−5).

По устойчивости

Устойчивые (H2SO4);

Неустойчивые (H2CO3).

По принадлежности к классам химических соединений

Неорганические (HBr);

Органические (HCOOH,CH3COOH);

По летучести

Летучие (H2S, HCl);

Нелетучие (H2SO4) ;

По растворимости в воде

Растворимые (H2SO4);

Нерастворимые (H2SiO3);

Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства.

Слова "кислота" и "кислый" не зря имеют общий корень. Растворы всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой кислоты можно пробовать на язык – среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. Но такие кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная, аскорбиновая (витамин С), щавелевая и некоторые другие (эти кислоты содержатся в растениях) знакомы вам именно своим кислым вкусом.

В этом параграфе мы рассмотрим только важнейшие неорганические кислоты, то есть такие, которые не синтезируются живыми организмами, но играют большую роль в химии и химической промышленности.

Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение:

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток

Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:

H2SO4+ Mg= MgSO4+ H2

серная кислота металл соль водород

Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.

По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные

Классификация кислот по составу.

Кислородсодержащие кислоты	Бескислородные кислоты
H2SO4 серная кислота H2SO3 сернистая кислота HNO3 азотная кислота H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота H2SiO3 кремниевая кислота	HF фтороводородная кислота HCl хлороводородная кислота (соляная кислота) HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S сероводородная кислота

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н), как показано в табл. 8-2:

Таблица 8-2. Классификация кислот по числу атомов водорода.

Одноосновные	Двухосновные	Трехосновные
HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная	H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая	H3PO4 фосфорная

** Термин "одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется "одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

HCl + KOH = KCl + H2O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже "два основания", а трехосновная – "три основания":

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O

Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.

1. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями.

2. Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

Кислота основание соль вода

H2SO4+ Ca(OH)2= CaSO4+ 2 H2

H3PO4 +Fe(OH)3= FePO4 + 3 H2O

2 H3PO4+ 3 Ca(OH)2= Ca3(PO4)2 +6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

4. Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов (табл. 8-3). Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Табл. 8-3. Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот

Металлы, которые не вытесняют водород из кислот

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H)

¬ самые активные металлы

Cu Hg Ag Pt Au

самые неактивные металлы ®

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части табл. 8-3. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл. 8-3.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты	Слабые кислоты
HI иодоводородная HBr бромоводородная HCl хлороводородная H2SO4 серная HNO3 азотная	HF фтороводородная H3PO4 фосфорная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая

** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

Соли

В состав солей входят катионы Mn+ и кислотные остатки.

Если кислотный остаток не содержит водорода, соли называют средними, например:

CaSO4 - сульфат кальция

Pb(NO3)2 - нитрат свинца(II)

Ca3(PO4)2 - ортофосфат кальция

CuCO3 - карбонат меди(II)

La(NO3)3 - нитрат лантана(III)

Средние соли - продукты полной нейтрализации кислот основаниями:

3Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2↓ + 6H2O

Средние соли вступают в реакцию двойного обмена с кислотными и основными гидроксидами и с другими солями:

Ag2CO3 + 2HNO3 = 2AgNO3 + CO2↑ + H2O

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaNO3

Реакции, приведенные выше, являются распространенными способами получения солей. Кроме того, средние соли образуются при взаимодействии металлов с кислотами:

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

Cu + 4HNO3(конц.) = Сu(NO3)2 + 2NO2↑ + H2O

Соли, содержащие кислотные остатки с незамещенными атомами водорода, называются кислыми, например:

Ca(HSO4)2 - гидросульфат кальция

Fe(HCO3)2 - гидрокарбонат железа(II)

Ba(H2PO4)2 - дигидроортофосфат бария

BaHPO4 - гидроортофосфат бария

Кислые соли - продукты неполной нейтрализации:

Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba(H2PO4)2 + 2H2O

Ba(OH)2 + H3PO4 = BaHPO4↓ + 2H2O

Возможна и дальнейшая нейтрализация кислых солей избытком оснóвного гидроксида:

Ba(H2PO4)2 + Ba(OH)2 = 2BaHPO4↓ + 2H2O

BaHPO4 + Ba(OH)2 = Ba3(PO4)2↓ + 2H2O

Соли, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называются оснóвными, например:

Ca2SO4(OH)2 - дигидроксид-сульфат кальция

Cu2CO3(OH)2 - дигидроксид-карбонат димеди

Ti(NO3)2O - оксид-динитрат титана

Почти все оснóвные соли малорастворимы в воде.

Оснóвные соли - продукты неполной нейтрализации:

Co(OH)2 + HNO3 = CoNO3(OH) + H2O

Возможна и дальнейшая нейтрализация основных солей избытком кислотного гидроксида, например:

CoNO3(OH) + HNO3 = Co (NO3)2 + H2O

Двойные и смешанные соли

Известны также соли, содержащие два химически разных катиона (двойные соли) или аниона (смешанные соли). Примеры:

KAl(SO4)2 - сульфат алюминия-калия

Fe(NH4)2(SO4)2 - сульфат диаммония-железа(II)

LiAl(SiO3)2 - метасиликат алюминия-лития

Ca(ClO)Cl - хлорид-гипохлорит кальция

Na3CO3(HCO3) - гидрокарбонат-карбонат натрия

Na2IO3(NO3) - нитрат-иодат натрия

Часто двойные и смешанные соли малорастворимы в воде. Многие двойные и смешанные соли могут быть получены путем совместной кристаллизации при охлаждении из растворе смеси солей. Например:

K2SO4 + MgSO4 + 6H2O = K2Mg(SO4)2 · 6H2O

Химические свойства СОЛЕЙ

Определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl↑

NaHCO3 + HCl(разб.) = NaCl + CO2↑ + H2O

Na2SiO3 + 2HCl(разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

Cu+HgCl2=CuCl2+Hg

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

NaCl(разб.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓

3Na2SO3 + 4H2SO4(разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CuCO3=CuO+CO2↑

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O