1.Понятие атом (греч. «atomos» – неделимый) ввел Демокрит. У Демокрита атомы выступают в роли первоначала. Они неделимы, различаются по величине, весу, форме и находятся в вечном движении. После Демокрита учение об атомах было на много веков забыто. Возродил атомистическую теорию английский физик и химик Джон Дальтон. Он основывался на открытых в то время законах химии и экспериментальных данных о строении вещества. Таким образом, установил, что атомы одного элемента имеют одинаковые свойства, а разных элементов – различаются по свойствам. Дальтон ввел важную характеристику атома – атомную массу и для очень многих элементов были установлены ее относительные значения. В своем атомно-молекулярном учении Дальтон дает характеристику атому: «Атом неделим, вечен и неразрушим».  О сложности устройства атома свидетельствуют экспериментальные открытия, сделанные в науке на рубеже конца 19-начала 20 века.В 1879 году Крукс открыл катодные лучи, представляющие собой поток электронов в вакуумированной трубке, содержащей катод и анод. Английский физик Джозеф Томпсон назвал частицы катодных лучей электронами.Русский ученый Столетов открыл явление фотоэффекта – испускания металлом электронов под действием падающего на него света.Значимым стало открытие Рентгеном «Х»-лучей, позже названных рентгеновскими в честь ученого. Эти лучи представляют собой электромагнитное излучение подобное свету с гораздо более высокой частотой, испускаемой при действии на них катодных лучей.Большой вклад в развитие представлений об элементарных частицах внесли французский физик Антуан Анри Беккерель и супруги Кюри, открыв явление радиоактивности. Радиоактивность – это явление самопроизвольного превращения одного химического элемента в другой, сопровождаемое испусканием электронов или других частиц и рентгеновского излучения.Эти экспериментальные данные свидетельствуют о том, что атом – сложноустроенная система.

Радиоактивность – самопроизвольные превращения атомных ядер, сопровождающиеся испусканием элементарных частиц или более лёгких ядер. Ядра, подверженные таким превращениям, называют радиоактивными, а процесс превращения – радиоактивным распадом.  Радиоактивный распад возможен только тогда, когда он энергетически выгоден, т.е. сопровождается выделением энергии. Условием этого является превышение массы М исходного ядра суммы масс m_i продуктов распада, т.е. неравенствоM >∑m_i.

2. Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

1. Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

2. Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1(l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,  l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),  l = 2 – d-орбиталями (5 типов),  l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа  р-АО:  р_x,  р_y,  р_z.

4. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: и .

В разделе "Сведения о строении атома" вы познакомились с планетарной моделью атома, согласно которой вокруг положительного ядра движутся электроны, которые образуют электронные оболочки атома. Электроны различаются своей энергией, чем дальше от ядра расположены электроны тем большим запасом энергии они обладают. Всегда в атоме имеются электроны С близкими значениями энергии, которые и образуют электронные слои в оболочке атома.  Число электронных слоёв равно номеру периода в периодической системе. Максимальное число электронов на слое можно найти с помощью формулы N=2n²,где N-число электронов на слое, n-номер слоя. Произведя простые рассчёты, выясним что на первом электронном слое будет 2 электрона, на втором-8, третьем-18, четвёртом-32. Но на внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов, а для первого слоя не более 2. Это небходимо учитывать при распределении электронов по энергетическим слоям.

После заполнения второго слоя до восьми электронов появляется третий слой. После заполнения второго слоя до восьми электронов появляется третий слой. Внешний электронный слой заполняется у элементов главных подгрупп, причём число электронов соответствует номеру группы. У элементов побочных подгрупп заполняются предвнешние слои, а на внешнем слое остаётся чаще всего два электрона. У d-элементов заполняется предвнешний слой, а у f-элементов третий снаружи слой.

3. Периодический закон - закон, объясняющий закономерности изменения свойств элементов. Он был открыт в результате огромной исследовательской работы Д.И.Менделеева. Д.И.Менделеев пришел к открытию закона, сопоставляя свойства и относительные атомные массы элементов  различных естественных групп. В то время было известно 6 таких групп – щелочные металлы, щелочноземельные металлы, галогены, группа кислорода, группа азота, группа углерода. В своей черновой работе над классификацией элементов Д.И.Менделеев использовал карточки элементов, в которых были выписаны их основные характеристики, эти карточки он располагал в порядке увеличения атомных весов элементов. Благодаря глубокому анализу, сравнению и обобщению известных данных в 1869 г. Д.И.Менделеев сформулировал периодический закон: «Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомного веса».

На основе периодического закона Д.И.Менделеев исправил характеристики некоторых известных элементов (например, атомный вес и валентность Ве), а также предсказал новые элементы, которые ещё не были известны в то время (Д.И.Менделеев назвал их экаалюминием, экабором, экасилицием. Позднее эти элементы были открыты и получили название галлий, скандий, германий).

Следствием периодического закона и его графическим изображением стала периодическая система химических элементов. Периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп. Каждый элемент в периодической системе занимает в соответствии с порядковым номером определённое место в определённом её периоде и определённой группе.

4. Радиус - Во многих случаях кратчайшее расстояние между двумя атомами действительно примерно равно сумме соответствующих атомных радиусов. В зависимости от типа связи между атомами различают металлические, ионные, ковалентные и некоторые другие атомные радиусы. По группе увеличивается, по периоду уменьшается.

Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I₁), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность. По группе уменьшается, по периоду возрастает.

Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э⁻ (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона). По группе уменьшается, по периоду возрастает.

5.Передача электронов от атома к атому называется окислением-восстановлением. Окисляется тот атом, который отдает свои электроны, а принимающий электроны – восстанавливается.

Если в результате реакции получается ионное соединение, то положительно заряженный ион образовался из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион – из элемента, который электроны принял.

Например, натрий активно взаимодействует с хлором (внешне это напоминает горение с выделением белого дыма – очень мелких кристаллов NaCl). В образовавшейся соли Na⁺Cl^– натрий заряжен положительно, а хлор отрицательно. Следовательно, натрий окислился, а хлор - восстановился. Чуть позже мы объясним, как легче запомнить новые термины.

Благодаря передаче электронов от атома к атому многие ионы, образующиеся в таких реакциях, имеют электронную конфигурацию инертных газов. Приобретение устойчивых “завершенных” оболочек дает большой выигрыш в энергии. Такие одинаковые электронные оболочки ионов называются изоэлектронными. В первой части таблицы 3-4 собраны ионы, изоэлектронные атому неона (он поставлен первым), в другой части таблицы – ионы, изоэлектронные атому аргона.

Ионы, находящиеся в каждой вертикальной колонке, имеют одинаковое электронное строение, совпадающее с электронной оболочкой одного из инертных газов.

В таблице рядом с каждой частицей указана ее степень окисления. Что это такое? Дело в том, что при образовании химических связей во многих случаях электроны могут частично передаваться от менее электроноакцепторных атомов к более электроноакцепторным атомам. Число переданных (или принятых) электронов и называется степенью окисления атома.

Количество отданных или принятых атомом электронов называется степенью окисления атома в молекуле.

Можно продолжить это определение:

При связывании разных атомов степень окисления равна заряду, который приобрел бы атом в этом соединении, если бы оно могло состоять из ионов.

Довольно просто определять степень окисления в ионных соединениях, где сразу видно, откуда и куда перешли электроны. Из табл. 3-4 видно, что знак и величина степени окисления всегда совпадают со знаком и зарядом одноатомных ионов.

Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется ионное соединение Mg²⁺O^2– (где 2+ и 2– заряды ионов магния и кислорода, табл. 3-4). Посмотрите видеоопыт из "Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов" – горение магния в кислороде.

Степень окисления магния составляет +2, а степень окисления кислорода составляет –2. Точно так же в соединении CaCl₂ степень окисления кальция +2, а степень окисления хлора –1.

Сложнее обстоит дело с полярными ковалентными соединениями. Здесь на помощь приходит знание относительной электроотрицательности элементов. Например, в молекуле воды Н₂О кислород более электроотрицателен, чем водород,

поэтому электроны связей смещены в сторону кислорода. Если бы вода была ионным соединением, то ее формулу можно было бы записать так.

Здесь степени окисления - это условные заряды атомов в молекуле, если считать, будто бы это ионная, а не полярная ковалентная молекула. Тогда степень окисления кислорода в воде составляет -2, а степень окисления водорода +1.

6. Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. На одной орбитали могут находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга спинами. Максимальная емкость энергетического подуровня – 2(2+l) электронов, а уровня – 2n². Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Правило Клечковского - Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

7. Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Валентность – свойство атома данного элемента присоединять элементы или замещать определённое число атомов другого элемента. Под валентностью химического элемента также понимают способность его атомов образовывать химические связи в соединениях. Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом.

8.Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.  Появление атомной модели Бора, впервые объяснившей строение электронной оболочки, способствовало созданию представления о химической связи и её электронной природе. В соответствии с моделью Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают определенные энергетические состояния, т. е. энергетические уровни. В 1915г. немецкий физик Коссель дал объяснение химической связи в солях, а в 1916 году американский учёный Льюис предложил трактовку химической связи в молекулах. Они исходили из представлений о том, что атомы элементов обладают тенденцией к достижению электронной конфигурации благородных газов (полного заполнения внешнего электронного слоя). Представления Косселя и Льюиса получили названия электронной теории валентности. Валентность элементов главных подгрупп Периодической системы зависит от числа электронов, находящихся на внешнем электронном слое. Поэтому эти внешние электроны принято называть валентными. Для элементов побочных подгрупп в качестве валентных электронов могут выступать как электроны внешнего слоя, так и электроны внутренних подуровней. Различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую.

Ковалентная связь существляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

 1)     Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

 2)     Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь; 

Два атома могут обобществлять неcколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:

 Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной.

Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной.

Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.

Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент - фтор, самый электроположительный - франций.

9. Характерные свойства ковалентной связи – направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость – определяют химические и физические свойства органических соединений.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяют реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

КРАТНОСТЬ СВЯЗИ - число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомамимолекулыв результате ковалентнойхимической связи. Так, в молекуле этана Н ₃ С-СН ₃ связь С-С одинарная, К. с. равна единице (одна общая пара электронов); в молекуле этилена Н ₂ С = СН ₂ связь С = С двойная, К. с. равна двум (две - пары обобществлённых электронов); в молекуле ацетилена НС СН тройная связь с тремя обобществлёнными парами электронов.

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.

В молекуле этилена С₂Н₄ имеется двойная связь СН₂=СН₂, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.

В линейной молекуле ацетилена

Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)

имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две -связи между этими же атомами углерода. Две -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.

Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С₆H₆ лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные -связи, а единая -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.

10. При определении геометрической формы химической частицы следует учитывать, что пары внешних электронов центрального атома, в том числе и не образующие химическую связь, располагаются в пространстве как можно дальше друг от друга.

При рассмотрении ковалентных химических связей нередко используют понятие о гибридизации орбиталей центрального атома - выравнивание их энергии и формы. Гибридизация является формальным приемом, применяемым для квантово-химического описания перестройки орбиталей в химических частицах по сравнению со свободными атомами. Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон вблизи ядра связанного атома характеризуется не отдельной атомной орбиталью, а комбинацией атомных орбиталей с одинаковым главным квантовым числом. Такая комбинация называется гибридной (гибридизованной) орбиталью. Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии атомные орбитали, занятые электронами.

В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали (рис.24), которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) оказались максимально удаленными друг от друга, что соответствует минимуму энергии межэлектронного отталкивания. Поэтому тип гибридизации определяет геометрию молекулы или иона.

Представление о гибридизации атомных орбиталей используется для изучения закономерностей изменения электронной плотности молекулы вблизи какого-либо атомного ядрав зависимости от его окружения, то есть позволяет установить связь между электронным строением молекулы и ее структурой. При этом возможны различные подходы к анализу этой связи. Если известно геометрическое расположение атомных ядер, расчет волновой функции молекулы можно свести к изучению парных взаимодействий соседних атомов.

Для такого расчета выбирают одну из возможных систем гибридных орбиталей и располагают ее в пространстве так, чтобы обеспечить макс. перекрывание отдельных пар гибридных орбиталей разных атомов. Другой подход применяется в неэмпирических методах квантовой химии, в которых все взаимодействия атомов в молекулеучитываются одновременно и волновая функция молекулы не зависит от того, атомные или гибридизированные орбитали используются для расчета. В этом случае гибридные орбитали строят после определения волновой функции молекулы таким образом, чтобы в отдельных областях пространства распределение электронной плотности можно было описать одной гибридной орбитали.

В обоих подходах тип гибридизации атомных орбиталей обусловлен геометрической конфигурацией молекулы и для большинства равновесных конфигураций оба подхода приводят к близким формам гибридной орбитали.

В теоретической химии для систематизации экспериментальных данных о равновесных конфигурациях молекул часто применяют феноменологический подход, в рамках которого атомы данного элемента склонны к гибридизации определенного типа, а тип гибридизации определяет взаимное расположение ядер ближайшего окружения.

Отклонение конфигурации молекулы от симметричной связывают с взаимодействием химических связей (напр., с отталкиванием пар электронов, образующих связь). В такой форме представления о гибридизации атомных орбиталей используются в стереохимии.

11. В результате гибридизации появляются новые гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы после их перекрывания с орбиталями других атомов образующиеся электронные пары оказались максимально удалёнными друг от друга. Это сводит к минимуму энергию отталкивания электронов в молекуле.

Гибридизация не является реальным процессом. Это понятие введено для описания геометрической структуры молекулы. Форма частиц, возникающих при образовании ковалентных связей, в которых участвуют гибридные атомные орбитали, зависит от числа и типа этих орбиталей. При этом σ – связи создают жёсткий «скелет» частицы:

Орбитали участвующие в гибридизации s, p. Тип гибридизации sp – гибридизация . Пространственная форма молекулы Линейная. ПримерыBeCl₂,CO_2, C₂H_2, ZnCl_2, BeH₂ .Две sp - орбитали могут образовывать две σ - связи (BeH₂, ZnCl₂). Еще две p- связи могут образоваться, если на двух p - орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (ацетилен C₂H₂).

Орбитали участвующие в гибридизации s, p, p. Тип гибридизации sp² – гибридизация. Пространственная форма молекулы Треугольная (плоская тригональная). ПримерыBH₃ , BF₃, C₂H₄, AlCl₃. Если связь образуется при перекрывании орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов, она называется σ - связью. Если орбитали перекрываются вне линии, соединяющей ядра, то образуется  π - связь. Три sp²- орбитали могут образовывать три σ - связи (BF₃, AlCl₃). Еще одна связь (π - связь) может образоваться, если на p- орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (этилен C₂H₄).

Орбитали участвующие в гибридизации s, p, p, p. Тип гибридизации sp³ – гибридизация. Пространственная форма молекулы Тетраэдрическая. Примеры СH₄ NH₄ PO₄^3- BF₄^-

12. Полярность химических связей — характеристика химической связи, показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

В качестве количественной меры полярности связи используются так называемые эффективные заряды на атомах.

Эффективный заряд определяется как разность между зарядом электронов, находящимся в некоторой области пространства вблизи ядра, и зарядом ядра. Однако эта мера имеет лишь условный и приблизительный смысл, поскольку невозможно однозначно выделить в молекуле область, относящуюся исключительно к отдельному атому, а при нескольких связях — к конкретной связи.

Наличие эффективного заряда может быть указано символами зарядов у атомов (например, Н^+δ — Cl^−δ, где δ — некоторая доля элементарного заряда).

Практически все химические связи, за исключениям связей в двухатомных гомоядерных молекулах — в той или иной степени полярны. Ковалентные связи обычно слабо полярны.Ионные связи — сильно полярны.

Полярность молекулы – Молекула составлена из одной или более химических связей (ковалентные связи) междумолекулярным orbitalsразличных атомов. Молекула может быть полярной или в результате полярных связей из-за различий вelectronegativeкак описано выше, или в результате асимметричного расположения неполярных ковалентных связей и несближающихся пар электронов, известных как полноемолекулярное орбитальное.

• Пример 1. Водородный фторид, ПОЛОВИНА, молекула является полярной на основании полярных ковалентных связей — в ковалентных электронах связи, перемещены к большему количеству electronegative атома фтора.

• Пример 2. В аммиаке, NH₃, молекуле у трех связей N–H есть только небольшая полярность (к большему количеству electronegative атома азота). Однако, у молекулы есть два одиноких электрона в орбитальном, которое указывает на четвертую вершину приблизительного четырёхгранника, (VSEPR). Это орбитальное не участвует в ковалентном соединении; это - электронные богатые, который приводит к мощному диполю через целую молекулу аммиака.

• Пример 2.5. В озоне, O₃, молекуле две связи O–O неполярны (нет никакого electronegativity различия между атомами того же самого элемента). Однако, распределение других электронов неравно — так как центральный атом должен разделить электроны с двумя другими атомами, но каждый из внешних атомов только должны разделить электроны с одним другим атомом, центральный атом более лишен электронов чем другие (у центрального атома есть формальное обвинение+1, в то время как внешние атомы у каждого есть формальное обвинение −1/2). Так как у молекулы есть геометрия склонности, это приводит к диполю через целую молекулу озона.

Подобным образом, молекула может быть неполярной или потому что нет (почти) никакой полярности в связях или из-за симметрического расположения полярных связей.

• Пример 3. В метанемолекула CH₄ четыре связи C–H устроены четырёхгранным образом вокруг углеродистого атома. У каждой связи есть полярность (хотя не очень сильный). Однако, связи устроены симметрично, таким образом, в молекуле нет никакого полного диполя.

• Пример 4. Бор trifluoride, BF₃, у молекулы есть треугольное плоское расположение трех полярных связей в 120^o, Это не приводит ни к какому полному диполю в молекуле.

• Пример 5. Кислород, O₂, у молекулы нет полярности в ковалентной связи из-за равного electronegativity, следовательно в молекуле нет никакой полярности.

13. Донорно-акцепторный механизм (иначе координационный механизм) — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора. Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H⁺, некоторые p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH₄^-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое.

Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общаяэлектронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %. Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Электронную конфигурацию атомов натрия и хлора можно представить: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5. Это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. — l е —> Na+ ион натрия, устойчивая восьми электронная 1s2 2s2 2p6 оболочка за счет второго энергетического уровня. :Cl + 1е --> .Cl - ион хлора, устойчивая восьми электронная оболочка. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение. Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, хим. связь, обусловленная взаимод. электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно заряженных ионов кристаллич. решетки. Идеальная модель металлической связи отвечает образованию частично заполненных валентнымиэлектронами металла зон энергетич. уровней (см. Твердое тело), наз. зонами проводимости. При сближении атомов, образующих металл, атомные орбитали валентных электронов переходят в орбитали, делокализованные по кристаллич. решетке аналогично делокализованным p-орбиталям сопряженных соединений. Количественно описать металлическая связь можно только в рамках квантовой механики, качественно образование металлической связи можно понять исходя из представлений о ковалентной связи.

14. ВАн Дер Ваальс изучал силы межмолекулярного взаимодействия.

Существование веществ в разных сосстояниях говорит о том, что между частицами возникает взаимодействие. Силы межмолекулярного взаимодействия, возникающие без передачи электронов, называют вандерваальсовские. Они универсальны, так как взаимодействуют между всеми молекулами и атомами без исключения.

3 типа: Ориентационное, Индуктивное,дисперсионное.

ОРИЕНТАЦИОННОЕ (между диполями (+ -)(+ -)).

ИНДУКЦИОННОЕ (происходит за счет индуцированных диполей -> при встрече неполярной молекулы и диполя, последний вызывает поляпризацию неполярной молекулы, то есть индуцирует диполь, который в свою очередь вызывает еще большую поляризацию диполя ( ( )(+ -) -> (+ -)(+ -) ).

ДИСПЕРСИОННОЕ (универсально, обусловлено действием молекул друг с другом за счет образования мгновенных микродиполей, возникают вследствие движения электронов в атоме, Таким образом молекулу можно рассматривать как совокупность очень быстро меняющихся мгновенных микродиполей (Cl:Cl) ).

Вандерваальсовские силы слабее ковалентной связи.

15. Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Оно характеризуется правильным расположением частиц в строго определенных точках пространства. При мысленном соединении этих точек пересекающимися прямыми линиями образуется пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой.

Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки. В узлах воображаемой решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы. Они совершают колебательные движения. С повышением температуры амплитуда колебаний возрастает, что проявляется в тепловом расширении тел.

В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.

Кристаллические решетки, состоящие из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Примером может служит кристалл хлорида натрия, в котором, как уже отмечалось, каждый ион натрия окружен шестью хлорид-ионами, а каждый хлорид-ион - шестью ионами натрия. Такому расположению соответствует наиболее плотная упаковка, если ионы представить в виде шаров, размещенных в кристалле . Очень часто кристаллические решетки изображают, как показано на рис , где указывается только взаимное расположение частиц, но не их размеры.

Число ближайших соседних частиц, вплотную примыкающих к данной частице в кристалле или в отдельной молекуле, называется координационным числом.

В решетке хлорида натрия координационные числа обоих ионов равны 6. Итак, в кристалле хлорида натрия нельзя выделить отдельные молекулы соли. Их нет. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую макромолекулу, состоящую из равного числа ионов Na⁺ и Cl^-, Na_nCl_n, где n - большое число . Связи между ионами в таком кристалле весьма прочны. Поэтому вещества с ионной решеткой обладают сравнительно высокой твердостью. Они тугоплавки и малолетучи.

Плавление ионных кристаллов приводит к нарушению геометрически правильной ориентации ионов относительно друг друга и уменьшению прочности связи между ними. Поэтому расплавы их проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих из полярных молекул, например в воде.

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз - одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. Координационное число углерода в алмазе 4 . В решетке алмаза, как и в решетке хлорида натрия, молекулы отсутствуют. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для твердого бора, кремния, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием.

Кристаллические решетки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными.

Молекулы в таких решетках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость и низкие температуры плавления, нерастворимы или малорастворимы в воде, их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной решеткой невелико.

Примерами их являются лед, твердый оксид углерода (IV) ("сухой лед"), твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (F₂, Сl₂, Br₂, I₂, Н₂, О₂, N₂), трех- (О₃), четырех- (Р₄), восьми- (S₈) атомными молекулами. Молекулярная кристаллическая решетка йода показана на рис . Большинство кристаллических органических соединений имеют молекулярную решетку.

16. Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. H = U + PV

Энтропи́я — в естественных науках мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. В частности, в статистической физике — мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации — мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит, и количество информации; в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса). ,

Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е.  коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.

Например:  Термохимическое уравнение разложения малахита (CuOH)₂ CO₃   =      2CuO + H ₂ O  + CO ₂ - 47 кДж 

Мы видим, что на разложение 1 моля малахита необходимо израсходовать 47 кДж, при этом образуется 2 моля оксида меди, 1 моль воды и 1 моль углекислого газа. Если мы затратим энергии в 2 раза больше, мы сумеем разложить 2 моля малахита, при этом получим 4 моля оксида меди, 2 моля воды и 2 моля углекислого газа.

Аналогично можно установить пропорциональные отношения,  используя коэффициенты и молярные массы участников реакции.  47 кДж энергии затратится на разложение 94 г малахита, при этом выделится 160 г оксида меди, 18 г воды и 44 г углекислого газа. Пропорция несложная, но,  используя массовые числа, учащиеся часто допускают расчетные ошибки, поэтому я рекомендую решать задачи с пропорциями через количество вещества.

17. Закон Гесса —Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Следствия из закона Гесса: 1.Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).

2.Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔH_f) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

3.Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔH_c) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

4.Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.

18. Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида: где  — внутренняя энергия,  — давление,  — объём,  — абсолютная температура,  — энтропия.

Итак имеем два критерия возможности самопроизвольного протекания химического процесса - изменение энтальпии DН, которое отражает взаимодействие атомов, образование химических связей, т.е. определенное упорядочение системы и изменение энтропии DS, которое отражает противоположную тенденцию к беспорядочному расположению частиц. Если DS=0, то движущей силой процесса будет стремление системы к минимуму внутренней энергии, т.е. критерий процесса - уменьшение энтальпии или DН<0.Если DН=0, то критерий самопроизвольного протекания процесса DS>0.Чтобы иметь возможность количественно сопоставить эти два критерия, нужно, чтобы они выражались в одинаковых единицах. (DН- кДж, DS- Дж/K). Очевидно, чтобы выразить энтропийный фактор в единицах энергии, его нужно домножить на температуру. Это тем более логично, что повышение Т способствует увеличению беспорядка в системе. Тогда ТDS - энтропийный фактор процесса, DН - энтальпийный. В состоянии равновесия оба эти фактора должны быть равны

DН = ТDS (1)

19. Скорость химических реакций - это число элементарных актов химических превращений, приводящих к образованию продуктов реакции, в единицу времени в единице объема или на единице поверхности.

В любой реакции реагенты расходуются, она замедляется. Поэтому можно говорить только о скорости в данный момент времени. Очевидно, что скорость зависит от концентрации реагирующих веществ.

Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В ® продукты реакции этот закон выражается уравнением:v = k c_A c_B,где v - скорость реакции; c_A и c_B - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л.Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

20. Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило следующее: где  — скорость реакции при температуре ,  — скорость реакции при температуре ,  — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

21. Энергия активации — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоуляхна моль), чтобы произошла реакция. 

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

k — константа скорости реакции,  — фактор частоты для реакции,  — универсальная газовая постоянная,  — температура в кельвинах.

С повышением температуры растёт вероятность преодоления энергетического барьера.

Гомогенный катализ Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии: H₂О₂ + I → H₂О + IO H₂О₂ + IO → H₂О + О₂ + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

Гетерогенный катализ При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества

2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их

3. Химическая реакция между реагирующими молекулами

4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора

5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток

Примером гетерогенного катализа является окисление SO₂ в SO₃ на катализаторе V₂O₅ при производстве серной кислоты (контактный метод).

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

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO₃=CaO+CO₂ -Q t↑ →, t↓ ← N₂+3H₂↔2NH₃ +Q t↑ ←, t↓ →

2) При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO₃=CaO+CO₂ P↑ ←, P↓ → 1моль=1моль+1моль

3) При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ. S₂+2O₂=2SO₂ [S],[O]↑ →, [SO₂]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Стандартная константа равновесия реакции в смеси идеальных газов (когда начальные парциальные давления участников реакции равны их значениям в стандартном состоянии = 0,1013 МПа или 1 атм) может быть рассчитана по выражению:где— относительные парциальные давления компонентов,

Для обратимой химической реакции константа равновесия может быть выражена через константы скорости прямых и обратных реакций, исходя из того факта, что в состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций равны. Например, для элементарной обратимой химической реакции первого порядка легко показать^[2], что: где k₁ — константа скорости прямой реакции, а k₂ — обратной. 

23. Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

24. Растворами называют гомогенные однородные системы, состоящие из двух и более компонентов, состав которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. Различают растворы истинные и коллоидные . При образовании истинных растворов соединения распадаются на частицы размером см, т. е. растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Коллоидные растворы относятся к дисперсным системам - гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества равномерно распределены в другом. Размер частиц в дисперсных системах лежит в пределах отсм досм.

Растворы бывают газообразными (газовые смеси), жидкими и твердыми. Газообразным раствором является, например, воздух. Морская вода - наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам относятся многие металлические сплавы. Наибольшее практическое значение имеют жидкие растворы. В этих растворах обычно протекает большинство реакций, так как в них создаются весьма благоприятные условия для перемещения молекул и тесного их сближения, необходимого для химического взаимодействия.

Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими - газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше

Способы выражения концентрации растворов

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:w(B)= m(B) / m. Обычно выражают в долях единицы или в процентах

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),где М(B)  - молярная масса растворенного вещества г/моль.Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". 

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора. Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода. Э_{основания} = М_{основания} / число замещаемых в реакции гидроксильных групп Э_{кислоты} = М_{кислоты} / число замещаемых в реакции атомов водорода Э_соли = М_соли / произведение числа катионов на его заряд

25. Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

 1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя. , гдеР – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;Р₀ – давления насыщенного пара над растворителем, Па;c(р-ля) – мольная доля растворителя;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;n(р-ля) – количество вещества растворителя, моль. 

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества: где Dt_кип – повышение температуры кипения раствора, °С;Dt_зам – понижение температуры замерзания раствора, °С;К_э – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;К_к – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;b – моляльная концентрация, моль/кг;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;m(р-ля) – масса растворителя, кг;m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Dt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов: t_кип.(р-ра) = t_кип.(р-ля) + Dt_кип.  t_зам.(р-ра) = t_зам.(р-ля) – Dt_зам.

Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора. гдеР_осм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);Т – абсолютная температура, К;V(р-ра) – объем раствора, л.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы: ,где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, T_bp — температура кипения, а T_mp — температура плавления (замерзания).

26.  Давление пара над растворами. В результате естественного процесса испарения над жидкостью образуется пар, давление которого можно измерить с помощью манометра. Эндотермический процесс испарения обратим: одновременно протекает экзотермический процесс конденсации. При определенных условиях устанавливается равновесие (∆G = 0). Равновесное состояние системы жидкость - пар при данной температуре характеризуется давлением насыщенного пара.

1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя. , гдеР – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;Р₀ – давления насыщенного пара над растворителем, Па;c(р-ля) – мольная доля растворителя;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;n(р-ля) – количество вещества растворителя, моль. 

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества: где Dt_кип – повышение температуры кипения раствора, °С;Dt_зам – понижение температуры замерзания раствора, °С;К_э – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;К_к – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;b – моляльная концентрация, моль/кг;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;m(р-ля) – масса растворителя, кг;m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Dt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов: t_кип.(р-ра) = t_кип.(р-ля) + Dt_кип.  t_зам.(р-ра) = t_зам.(р-ля) – Dt_зам.

27. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы.

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО₃, НсlO₄, Н₂SO₄₍разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Sr(OH)₂,Ва(ОН)₂). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

28. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенствагде α — степень диссоциации.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

"Степень диссоциации это есть отношения числа продиссоциируемых молекул к общему числу молекул и умноженному на 100%":числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации равна отношению числа диссоциированных молекул к сумме , где — число недиссоциированных молекул. Часто выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когдакомплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. В общей реакциигде комплекс разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так: где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

29.   Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении образования слабого или более слабого электролита. Количественной оценкой «слабости» электролита  являются константа диссоциации - К_дис,  растворимость (Р) или произведение растворимости (ПР) труднорастворимых электролитов, константа нестойкости (диссоциации) комплексного иона и др константы, о которых еще будет сказано ниже. Необратимые реакции обмена в растворах электролитов можно разделить на  три типа:

 1.    сильный электролит   +   сильный электролит   =   сильный электролит   +   слабый электролит,

ионная форма                      ионная форма                   ионная форма                      молекулярная форма

 2.    сильный электролит   +   слабый электролит   =   сильный электролит   +   слабый электролит,

  ионная форма              молекулярная форма             ионная форма              молекулярная форма

3.    слабый электролит   +   слабый электролит   =   сильный электролит   +   слабый электролит.

молекулярная форма           молекулярная форма             ионная форма             молекулярная форма

Приведем пример составления уравнений реакций обмена (1 тип):

NaC1(соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе)   +   АgNО₃ (соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе)   ↔  АgСl¯ (соль (Н),слабый электролит, молекулярное состояние в растворе)  +   NаNО₃ (соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе)  -        молекулярное уравнение

 Na⁺ + C1^-   +   Аg⁺   +  NО₃^-    ↔  АgСl¯   +   Nа⁺    NО₃^-      полное ионно - молекулярное

Аg⁺ + С1‾ ↔   АgСl¯        сокращенное ионное

Сокращенное  ионное уравнение отражает суть химических превращений в растворе. Для приведенного примера, сокращенное уравнение показывает, что в реакции только ионы Аg⁺ и С1‾ изменили свое состояние – из ионного состояния в исходном растворе (АgNО₃, NaC1) перешли в молекулярное (АgСl¯). Кроме того, сокращенное уравнение говорит, что при взаимодействии любого сильного электролита, содержащего катион Аg⁺  с сильным электролитом, содержащим анион CI^- (КCI, CaCI₂,  AICI₃ и др.) обязательно выпадет белый творожистый осадок труднорастворимой соли АgCI↓.

30. Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде:

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению:

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения:

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, рассчитывается по уравнению: где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

При проведении в растворе таких реакций, которые могут привести к выделению осадка, существует определенное требование к значению аналитических концентраций реагентов − условие выпадения осадка.

Образование осадка малорастворимого сильного электролита МxАy произойдет только тогда, когда после смешивания растворов реагентов в конечном объеме смеси будет соблюдаться соотношение

(с_M^y+)^x · (с_А^x−)^y > ПР(M_xA_y)

где в круглых скобках стоят выбранные (по условию проведения опыта) молярные концентрации катионов и анионов в конечном растворе (после смешивания растворов реагентов).

Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е. (с_M^y+)^x · (с_А^x−)^y < ПР(M_xA_y ), то образование осадка происходить не будет.

Рассмотрим насыщенный раствор труднорастворимого сильного электролита, где содержится наряду с жидкой фазой и кристаллический осадок. Если удастся осуществить некоторые операции, в результате которых произведение концентраций ионов в растворе над осадком станет меньше произведения растворимости: (с_M^y+)^x · (с_А^x−)^y < ПР(M_xA_y ), то произойдет растворение осадка.

31. Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации  воды можно вычислить по формуле: где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как:

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ, «пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

32. Раствор слабой кислоты pН = ½рК_А – ½lgС (кислоты) где, К_А константа кислотности, C _- исходная концентрации этой кислоты.

Раствор слабого основания pН = 14 – ½рК_В + ½lgС(основания) где , К_В константа основности, С- исходная концентрации этого основания

Индика́тор — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения.

Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свою окраску при изменении водородного показателя (pH) среды. Метилоранж, фенофталеин и тд.

Окислительно-восстановительные индикаторы — вещества, способные окисляться или восстанавливаться в определённых интервалах значений окислительного потенциала и изменять при этом свою окраску. Метиленовый синий, дифениламин, крахмал.

Комплексонометрические индикаторы — вещества, образующие с определяемыми ионами окрашенные Комплексные соединения. Эриохром чёрный Т, ксиленоловый оранжевый, кислотный хром тёмно-синий.

Адсорбционные индикаторы — вещества, в присутствии которых в точке эквивалентности, устанавливаемой методом осаждения, изменяется цвет осадка. Эозин, флуоресцеин.

Хемилюминесцентные индикаторы — вещества, способные в точке эквивалентности светиться видимым светом и используемые при титровании сильно окрашенных растворов. Люминол, силоксен.

33. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

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

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

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

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl  Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

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

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

K₂SiO₃ + НОH =>KHSiO₃ + KОН  2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

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

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

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

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S  2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2-  рН =7

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

1-ая ступень FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl  Fe₂⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(OH)⁺ + 2Cl^- + H⁺ 

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)₂ + HCl  Fe(OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень Nа₂СО₃ + HOH =>NаНСО₃ + NаОН  СО₃^2- + 2Na⁺ + H⁺ + OH^- =>НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

2-ая ступень NаНСО₃ + Н₂О =>NаОН + Н₂СО₃  НСО₃^- + Na⁺ + H⁺ + OH^- =>Н₂СО₃ + ОН^- + Na⁺

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

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

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃ + 3H₂S

34. Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции, ОВР, редокс (от англ. redox ← reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окисле́нии вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомыокислителя — акцепторами электронов.

В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле.

Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель:

окислитель + e⁻ ↔ сопряжённый восстановитель.

Восстановле́нием называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др.

Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель:

восстановитель — e⁻ ↔ сопряжённый окислитель.

Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями.

В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Важнейшие восстановаители: Металлы,Водород,Уголь,Окись углерода (II) (CO)Сероводород (H₂S),Оксид серы (IV) (SO₂),Cернистая кислота H₂SO₃ и ее соли,Галогеноводородные кислоты и их соли,Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)₃,Азотистая кислота HNO₂,Аммиак NH₃.

Важнейшие окислители: Галогены,Перманганат калия(KMnO₄),манганат калия (K₂MnO₄),оксид марганца (IV) (MnO₂),Дихромат калия (K₂Cr₂O₇),хромат калия (K₂CrO₄),Азотная кислота (HNO₃),Серная кислота (H₂SO₄) концентрированная,Оксид меди(II) (CuO)

35. 1. Реакции межмолеулярного окисления/восстановления. Такие реации могут протекать в кислой, щелочной или нейтральной среде.

2. Реакции внутримолекулярного окисл/восстановления. Реакции, когда в одной молекуле сложного вещества один элемент проявляет свойства окислителя, а другой - восстановителя. К таким реакциям относится разложения: 2KClO3 -> 2KCl + 3O2.

3. Реакции самоокисления/самоввтановления (диспропорционирования): атомы одного и того же элемента одновременно проявляют как окислительные так и восстановительные свойства. Они протекают для элементов, имеющих промежуточную степень окисления (Cl2 + H2O -> HCl(-1) + HCl(+1)O.

К аким соединениям, проявляющим как окислительные, так и восстановытельнве, относится перекись водорода: 5Н2О2+"КMnO4+3H2SO4 -> 3MnSO4+K2SO4+O2+ H2O/восстановитель, 2MnO4+16H+5H2O2 -> 2Mn(2+)+8H2O+5O2+10H/окислитель.

СОСТАВЛЕНИЕ двумя методами:

1. Метод электронного балланса.

Mg+H2SO4->MgSO4+H2 (Mg-2e->Mg(+2) - восстановитель, 2H+2e->H2(0) - окислитель.

2. Метод полуреакций (ионно-электронный):

К2Сr2O7+3K2SO4+4H2SO4->Cr2(SO4)3+4K2SO4+4H2o (окислитель Сr2O7(2-)+14H(+)->2Cr(3+)+7H2O? восстановитель SO3(2-)+H2O->SO3(2-)+2H).

36. Качественное определение направления протекания окислительно-восстановительных процессов заключается в сравнении значений стандартных окислительно-восстановительных потенциалов различных редокс-пар. При этом исходят из следующих положений:

1. стандартные окислительно-восстановительные потенциалы являются количественной характеристикой как процесса восстановления, так и обратного ему процесса – окисления;

2. окисленная форма редокс-пары с большим значением играет роль окислителя по отношению к восстановленной форме пары с меньшим значением;

3. чем больше , тем более четко выражена окислительная способность системы и тем меньше – ее восстановительная способность;

4. окислительно-восстановительная реакция будет протекать в прямом направлении только в том случае, если электродвижущая сила реакции (ЭДС), вычисляемая как , имеет положительное значение, причем чем больше ЭДС, тем интенсивнее протекает реакция;

5. окислительно-восстановительные процессы идут в направлении образования более слабых окислителей и восстановителей.

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, E_h или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться^[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) вокислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (A_red), так и окисленное соединение (A_ox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением: A_ox + n·e⁻ → A_red,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.

37. Если пластинку металла погруженную в раствор его соли с концентрацией металла 1 моль/л соединить со стандартным водным электродом,то получим гальванический элемент. Гальванический элемент-устройство,которым энергия самопроизвольно протекающей ОВР превращается в электрическую энергию,такие устройства также называют химическими источниками тока,при работе гальванического элемента возникает разность потенциалов названная ЭДС ЭДС=ФИк-ФИа, Гальванический элемент Даниэля Якоби. Zn=Zn+2e. Cu=Cu+2e. после замыкания цепи,равновесие нарушается и избыток электронов с цинковой пластинки будет переходить на медную. Электрон будет переходить с цинковой пластинки на медную и тогда в реакции (1) равновесие сместится вправо, а в реакции (2) влево. Zn-окисляется, Cu-восстанавливается Zn(0)-2e=Zn(2+), Cu(2+)+2e=Cu(0) Zn+Cu(2+)=Cu+Zn(2+), Zn+CuSo4=Cu+ZnSo4. Между растворами электролитов также возникает разность потенциалов. В цинковом полуэлементе в результате растворения цинка образуется избыток ионов Zn(+2) а в медном полуэлементе в результате осаждения меди концентрация Cu(+2) уменьшается и создается избыток анионов. В результате перемещения ионов по солевому мостику создаетя направленное движение заряженных частиц,возникает эл.ток. В таком неравновесном режиме элемент Даниэля Якоби будет работать до тех пор,пока полностью не растворится цинковая пластинка или полностью не восстановятся ионы меди из раствора. Краткая схема записи: Zn/ZnSo4//CuSo4/Cu поскольку концентрация ионов меди постоянно изменяется то в соответсвии с уравнением Нернста будет уменьшаться потенциал катода,таким образом по мере работы гальванического элемента происходит выравнивание потенциалов. Система приходит в равновесие и гальванический элемент прекращает работу ФИк=ФИа,Эдс=0. При работе гальванического элемента совершается Aп=nFдФИ, дG=-A=-nFдФИ, дФИ=ФИк-ФИа

38. Стандартный водородный электрод — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:2Н+ + 2e? = H2 то есть, происходит либо восстановление водорода, либо его окисление — это зависит от потенциала реакции, протекающей на определяемом электроде. Измеряя ЭДС гальванического электрода при стандартных условиях (см. выше) определяют стандартный электродный потенциал определяемой химической реакции.ВЭ применяют для измерения стандартного электродного потенциала электрохимической реакции, для измерения концентрации (активности) водородных ионов, а также любых других ионов. Применяют ВЭ так же для определения произведения растворимости, для определения констант скорости некоторых электрохимических реакций.

39.Возможность и направление протекания ОВР.Формула Нерста

Направление ОВР такого, что из более сильных окислителя и восстановителя всегда получаются более слабые связи между фи0 и ФИ. ФИox/Red=фи0+RT/nF*Lg(a^aоx/a^bred - уравнение Нерста. F-число Фарадея, n число электронов принятых или отданных, aox- активная концентрация окислителя ared-активная концентрация восстановителя. а и в коэффициенты перед формулами в-в. Фиox/red=фи0+0,059/nLg[ox]^a/[Red]^в, если участвует водород, то он влияет на величину ФИ ..... Lg[ox]^a[H]/[Red]^в чем меньше величина ОВП(ФИ) тем более сильными восстановительными свойствами характеризуются окислительная форма. 1)Чем более отрицателен потенциал металла тем больше его восстановительная способность. 2)Каждый металл способен вытеснять восстанавливать из растворов солей те же металлы которые стоят в ряду напряжения после него. Все маталлы имеющие отрицательные значения потенциала и стоящие в ряду напряжений до водорода способны вытеснять его из растворов кислот. Чтобы предвидеть направление ОВР нужно найти дФИ реакции дФИ=ФИокисл-Фивосст, дФИ>0 то реакция протекает слева направо.

40. Электролиз - совокупность окислительно-восстановительных процессов, которые происходят на электродах в растворах или расплавах электролитов (разложение электролитов эл. током). Процесс электролиза происходит в электролитических ячейках (электролицерах). Потенциал разложения - минимальное напряжение, которое необходимо установить, чтобы электролиз шел с заметной скоростью (0,5-7В). U(разл) = [ϕ(ок)-ϕ(восст)]+U(перенапр). Потенциал перенапряжения находится экспериментально.

Закон электролиза Фарадея: зависимость количества вещества (m), образовавшееся припри электролизе, от силы тока, времени, природы электролита. m=Э*t*I/F, Э= M/n, m=kIt, Э - эквивалентная масса вещества, n- количество электронов, M-молекулрная масса, I-сила тока, t- время, F=96500 (постоянная Фарадея).

41. Для электролиза расплавов, в отличие от электролиза растворов, характерно протекание процесса при высоких температурах в специально подготовленных для этого электролизерах с инертными электродами. Например, как при электролизе расплава хлорида натрия. 2NaCl= Na(+) + Cl2(-), на катоде Na(+)+ē→Na(0)-восстановление, на аноде 2Cl(-)–2ē→Сl2- окисление).

Ячейка представляет сосбой 2 электрода, погруженных в раствор или в расплав соли и подключенных к источнику тока. Источник тока выполняет роль электронного насоса, нагнетающего электроны на 1 электрод (катод) и удаляющего электроны с анода.

42. Инертный (нерастворимый) анод - материал которого не участвует в электродном процессе (графит, уголь, платина)

Если анион расположен в ряду от I– до ОН–, при электролизе будут окисляться сами анионы.

Если анион стоит в ряду после ОН–, происходит электрохимическое окисление воды с выделением кислорода:

А (+): 2Н2О – 4e —> O2 + 4H(+).

В щелочной среде окисляются гидроксиданионы: 4ОН(–) – 4e —> 2Н2О + О2.

При электролизе водных растворов различают: первичные продукты электролиза (на катоде и на аноде);

вторичные продукты электролиза (продукты, которые образуются в катодном или анодном пространстве раствора).

43. Электрод (анод), материал которого может окисляться в процессе электролиза, называется активным (растворимым) электродом.

Na2SO4→2Na(+)+SO42(-), на катоде 2Н2О+2ē→Н2+2ОН(-); φ°=-0,414 В, на аноде 2Н2О–4ē→О2+4Н(+); φ°=0,815 В.

44. При выборе наиболее вероятного процесса на катоде и на аноде следует исходить из положения, что будет идти та реакция, для которй требуется наименьшая затрата энергии.

По характеру КАТОДНЫХ процессов при электролизе водных растворов солей все катионы металлов делятся на 3 группы:

1. Катионы активных металлов (Li(+)...Mn(2+)): не проявляют окислительных свойств и на катоде не восстанавливаются (ϕ(Ме)<<ϕ(Н2), К: 2Н2О+2е->Н2+2ОН(-).

2. Катионы Ме средней активности (Zn(2+)...H): проявляют окислительные свойства, сравнимые со свойствами катионов водорода (ϕ(Ме)=ϕ(H), при электролизе протекают 2 реакции К: 4Н2О+2е->Н2+2ОН(-), К: Ме(n+)+ne->Me(0).

3. Катионы неактивных металлов (Н...Аu(3+)): проявляют более сильные окислительные свойства, чем ион водорода и К: Ме(n+)+ne->Me(0).

АНИОНЫ на аноде: -> F(-), NO3(-), SO4(2-), PO4(3-)...OH(-), Cl(-), Br(-), I(-), S(2-)..

2 группы:

1. F(-) и анионы кислородсодержащих кислот - на аноде на разряжаются, А: Н2о-4е-> О2 +4Н(+).

2. Галогенид ионы разряжаются на аноде до галогенов легче, чем вода до кислорода, поэтому А: 2Cl-2e->Cl2 или 2I-2e->I2...

ОТМЕТИМ, что окисление Сl(-) противоречит взаимному расположению систем, то есть ϕ(Н2О)<ϕ(Сl) -исключение изза перенапряжения анода (материал анода оказывает тормозящее действие на процесс выделения кислорода).

45.Электролиз промышленный - процесс электролиза, применяемый для получения различных металлов, газов и т.п. в промышленных масштабах

Технологии промышленного электролиза подразделяются на несколько типов:

PFPB - технология электролиза с использованием обожженных анодов и точечных питателей

CWPB - электролиз с использованием обожженных анодов и балки продавливания по центру

SWPB - периферийная обработка электролизеров с обожженными анодами

VSS - технология Содерберга с верхним токоподводом

HSS - технология Содерберга с боковым токоподводо

Промышленный электролиз водных растворов характеризуется выходом по току порядка 80 - 90 % и коэффициентом использования электроэнергии не более 50 - 60 %, т.е. для современных электрохимических процессов характерно низкое использование электроэнергии, что повышает стоимость продуктов электролиза.

Растворимость хлора в воде и растворах хлористого натрия в зависимости от температуры при концентрации NaCl, вес. %. 1 0. 2 - 10. 3 - 20. 4 - 25. 5 - 26 4.

Промышленный электролиз водных растворов хлористого натрия осуществляют в ваннах с твердым ( железо) или с жидким ( ртуть) катодом. В обоих случаях анодом служит графит.

Применяя анодные материалы с относительно высоким перенапряжением выделения кислорода и поддерживая высокую концентрацию хлоридов и низкую концентрацию гидроксильных ионов в условиях промышленного электролиза водных растворов хлоридов щелочных металлов, направляют анодный процесс в сторону преимущественного выделения хлора на аноде. [11]

При использовании графитовых анодов происходит окисление материала анода выделяющимся кислородом с образованием дву-окюя Гуигер - бда7 Условия, благоприятствующие анодному выделению кислорода, способствуют усиленному разрушению графитовых анодов. При промышленном электролизе водных растворов хлоридов щелочных металлов при низком значении рН выделяющийся кислород расходуется в основном на окисление графита.

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

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

Типы коррозии

Электрохимическая коррозия - Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. Не следует путать с электрохимической коррозией коррозию однородного материала, например, ржавление железа или т. п. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.), с которым соприкасаются электроды — либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами. Если в воде растворены ионы солей, кислот, или т. п., электропроводность её повышается, и скорость процесса увеличивается.

При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый коррозионный элемент. Он представляет собой не что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с более низким окислительно-восстановительным потенциалом; второй электрод в паре, как правило, не корродирует. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например, сварочные швы или заклёпки.

Если растворяющийся электрод коррозионно-стоек, процесс коррозии замедляется. На этом основана, например, защита железных изделий от коррозии путём оцинковки — цинк имеет более отрицательный потенциал, чем железо, поэтому в такой паре железо восстанавливается, а цинк должен корродировать. Однако в связи с образованием на поверхности цинка оксидной плёнки процесс коррозии сильно замедляется.

Водородная и кислородная коррозия - Если происходит восстановление ионов H3O+ или молекул воды H2O, говорят о водородной коррозии или коррозии с водородной деполяризацией. Восстановление ионов происходит по следующей схеме:

2H3O+ + 2e− → 2H2O + H2 или 2H2O + 2e− → 2OH− + H2

Если водород не выделяется, что часто происходит в нейтральной или сильно щелочной среде, происходит восстановление кислорода и здесь говорят о кислородной коррозии или коррозии с кислородной деполяризацией: O2 + 2H2O + 4e− → 4OH−

Коррозионный элемент может образовываться не только при соприкосновении двух различных металлов. Коррозионный элемент образуется и в случае одного металла, если, например, структура поверхности неоднородна.

Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисления металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают в одном акте. Например, образование окалины при взаимодействии материалов на основе железа при высокой температуре с кислородом: 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

При электрохимической коррозии ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала металла (например, ржавление стали в морской воде, ржавление полотенцесушителей в ванной).

47.Электрохимическая коррозия - самый распространенный вид коррозии. Электрохимическая коррозия возникает при контакте металла с окружающей электролитически проводящей средой. При этом восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекает не одновременно с ионизацией атомов металла и от электродного потенциала металла зависят их скорости. Первопричиной электрохимической коррозии является термодинамическая неустойчивость металлов в окружающих их средах. Ржавление трубопровода, обивки днища морского суда, различных металлоконструкций в атмосфере - это, и многое другое, примеры электрохимической коррозии.

К электрохимической коррозии относятся такие виды местных разрушений, как питтинги, межкристаллитная коррозия, щелевая. Кроме того процессы электрохимической коррозии происходят в грунте, атмосфере, море.

Механизм электрохимической коррозии может протекать по двум вариантам:

1) Гомогенный механизм электрохимической коррозии:

- поверхностный слой мет. рассматривается как гомогенный и однородный;

- причиной растворения металла является термодинамическая возможность протекания катодного или же анодного актов;

- К и А участки мигрируют по поверхности во времени;

- скорость протекания электрохимической коррозии зависит от кинетического фактора (времени);

- однородную поверхность можно рассматривать как предельный случай, который может быть реализован и в жидких металлах.

2) Гетерогенный механизм электрохимической коррозии:

- у твердых металлов поверхность негомогенная, т.к. разные атомы занимают в сплаве различные положения в кристаллической решетке;

- гетерогенность наблюдается при наличии в сплаве инородных включений.

Электрохимическая коррозия имеет некоторые особенности: делится на два одновременно протекающих процесса (катодный и анодный), которые кинетически зависимы друг от друга; на некоторых участках поверхности электрохимическая коррозия может принять локальный характер; растворение основного мет. происходит именно на анодах.

Поверхность любого металла состоит из множества короткозамкнутых через сам металл микроэлектродов. Контактируя с коррозионной средой образующиеся гальванические элементы способствуют электрохимическому его разрушению.

48.Коррозия приводит ежегодно к миллиардным убыткам, и разрешение этой проблемы является важной задачей. Основной ущерб, причиняемый коррозией, заключается не в потере металла как такового, а в огромной стоимости изделий, разрушаемых коррозией. Вот почему ежегодные потери от неё в промышленно развитых странах столь велики. Истинные убытки от неё нельзя определить, оценив только прямые потери, к которым относятся стоимость разрушившейся конструкции, стоимость замены оборудования, затраты на мероприятия по защите от коррозии. Ещё больший ущерб составляют косвенные потери. Это простои оборудования при замене прокорродировавших деталей и узлов, утечка продуктов, нарушение технологических процессов.

Идеальная защита от коррозии на 80 % обеспечивается правильной подготовкой поверхности, и только на 20 % качеством используемых лакокрасочных материа­лов и способом их нанесения.[3]. Наиболее производительным и эффективным методом подготовки поверхности перед дальнейшей защитой субстрата является абразивоструйная очистка[4].

Обычно выделяют три направления методов защиты от коррозии: Конструкционный Активный Пассивный

Для предотвращения коррозии в качестве конструкционных материалов применяют нержавеющие стали, кортеновские стали, цветные металлы. При проектировании конструкции стараются максимально изолировать от попадания коррозионной среды, применяя клеи, герметики, резиновые прокладки.

Активные методы борьбы с коррозией направлены на изменение структуры двойного электрического слоя. Применяется наложение постоянного электрического поля с помощью источника постоянного тока, напряжение выбирается с целью повышения электродного потенциала защищаемого металла. Другой метод — использование жертвенного анода, более активного материала, который будет разрушаться, предохраняя защищаемое изделие.

В качестве защиты от коррозии может применяться нанесение какого-либо покрытия, которое препятствует образованию коррозионного элемента (пассивный метод).

Кислородная коррозия железа, покрытого оловом

Красочное покрытие, полимерное покрытие и эмалирование должны, прежде всего, предотвратить доступ кислорода и влаги. Часто также применяется покрытие, например, стали другими металлами, такими как цинк, олово, хром, никель. Цинковое покрытие защищает сталь даже когда покрытие частично разрушено. Цинк имеет более отрицательный потенциал и корродирует первым. Ионы Zn2+ токсичны. При изготовлении консервных банок применяют жесть, покрытую слоем олова. В отличие от оцинкованной жести, при разрушении слоя олова корродировать, притом усиленно, начинает железо, так как олово имеет более положительный потенциал. Другая возможность защитить металл от коррозии — применение защитного электрода с большим отрицательным потенциалом, например, из цинка или магния. Для этого специально создаётся коррозионный элемент. Защищаемый металл выступает в роли катода, и этот вид защиты называют катодной защитой. Растворяемый электрод, называют, соответственно, анодом протекторной защиты. Этот метод применяют для защиты от коррозии морских судов, мостов, котельных установок, расположенных под землей труб. Для защиты корпуса судна на наружную сторону корпуса крепят цинковые пластинки.

Если сравнить потенциалы цинка и магния с железом, они имеют более отрицательные потенциалы. Но тем не менее корродируют они медленнее вследствие образования на поверхности защитной оксидной плёнки, которая защищает металл от дальнейшей коррозии. Образование такой плёнки называют пассивацией металла. У алюминия её усиливают анодным окислением (анодирование). При добавлении небольшого количества хрома в сталь на поверхности металла образуется оксидная плёнка. Содержание хрома в нержавеющей стали — более 12 процентов.

Система холодного цинкования предназначена для усиления антикоррозионных свойств комплексного многослойного покрытия. Система обеспечивает полную катодную (или гальваническую) защиту железных поверхностей от коррозии в различных агрессивных средах

Система холодной оцинковки бывает одно-, двух- или трехупаковочной и включает:

связующее — известны составы на хлоркаучуковой, этилсиликатной, полистирольной, эпоксидной, уретановой, алкидной (модифицированной) основе;

антикоррозионный наполнитель — цинковый порошок («цинковая пыль»), с содержанием более 95 % металлического цинка, имеющего размер частиц менее 10 мкм и минимальную степень окисления.;

отвердитель (в двух- и трех- упаковочных системах)

Одноупаковочные системы холодного цинкования поставляются готовыми к применению и требуют лишь тщательного перемешивания состава перед нанесением. Двух- и трехупаковочные системы могут поставляться в нескольких упаковках и требуют дополнительных операций по приготовлению состава перед нанесением (смешивание связующего, наполнителя, отвердителя).

После приготовления (двух- и трёхупаковочные системы), нанесения состава на защищаемую поверхность металла кистью, валиком, методом пневматического или безвоздушного распыления и высыхания на поверхности металла образуется цинкнаполненное противокоррозионное покрытие — полимерно-цинковая плёнка, сохраняющая все свойства полимерного покрытия, которое использовалось в качестве связующего, и одновременно обладающая всеми защитными достоинствами обычного цинкового покрытия.

Преимущества системы холодной оцинковки по сравнению со способом горячей гальванизации:

Простота и меньшая трудоёмкость технологии нанесения защитного цинкового покрытия. Для нанесения покрытия не требуется специальное оборудование.

Возможность антикоррозионной защиты металлоконструкций любых размеров, как в заводских так и в полевых условиях.

Возможность исправления непосредственно на месте абразивных повреждений покрытия и дефектов, возникающих при сварке металлоконструкций.

Экологически чистый процесс нанесения покрытия: нет необходимости производить работы в горячем цеху.

Создание на поверхности железа гибкого слоя цинка (не образующего микротрещин при изгибании металлоизделия).

Система холодного цинкования применяется во всех видах промышленности и в быту, где требуется надёжная и долговечная защита железных поверхностей от коррозии.

Помимо использования в качестве грунтовочного слоя в комплексном многослойном покрытии система холодной оцинковки может применяться как самостоятельное антикоррозийное покрытие металлических поверхностей.

Для борьбы с коррозией используют также методы газотермического напыления.

С помощью газотермического напыления на поверхности металла создается слой из другого металла/сплава, обладающий более высокой стойкостью к коррозии (изолирующий) или наоборот менее стойкий (протекторный). Такой слой позволяет остановить коррозию защищаемого металла. Суть метода такова: газовой струей на поверхность изделия на огромной скорости наносят частицы металлической смеси, в результате чего образуется защитный слой толщиной от десятков до сотен микрон. Газотермическое напыление также применяется для продления жизни изношенных узлов оборудования: от восстановления рулевой рейки в автосервисе до нефтедобывающих компаний[5].

Для эксплуатации металлоизделий в агрессивных средах, необходима более стойкая антикоррозионная защита поверхности металлоизделий. Термодиффузионное цинковое покрытие является анодным по отношению к чёрным металлам и электрохимически защищает сталь от коррозии. Оно обладает прочным сцеплением (адгезией) с основным металлом за счет взаимной диффузии железа и цинка в поверхностных интерметаллитных фазах, поэтому не происходит отслаивания и скалывания покрытий при ударах, механических нагрузках и деформациях обработанных изделий.

Диффузионное цинкование, осуществляемое из паровой или газовой фазы при высоких температурах (375—850 °C), или с использованием разрежения (вакуума) — при температуре от 250 °C, применяется для покрытия крепёжных изделий, труб, деталей арматуры и др. конструкций. Значительно повышает стойкость стальных, чугунных изделий в средах, содержащих сероводород (в том числе против сероводородного коррозионного растрескивания), промышленной атмосфере, морской воде и др. Толщина диффузионного слоя зависит от температуры, времени, способа цинкования и может составлять 0,01—1,5 мм. Современный процесс диффузионного цинкования позволяет образовывать покрытие на резьбовых поверхностях крепёжных изделий, без затруднения их последующего свинчивания. Микротвёрдость слоя покрытия Hμ = 4000 — 5000 МПа. Диффузионное цинковое покрытие также значительно повышает жаростойкость стальных и чугунных изделий, при температуре до 700 °C. Возможно получение легированных диффузионных цинковых покрытий, применяемое для повышения их служебных характеристик.

Цинкование — это процесс нанесения цинка или его сплава на металлическое изделие для придания его поверхности определённых физико-химических свойств, в первую очередь высокого сопротивления коррозии. Цинкование — наиболее распространённый и экономичный процесс металлизации, применяемый для защиты железа и его сплавов от атмосферной коррозии. На эти цели расходуется примерно 40 % мировой добычи цинка. Толщина покрытия должна быть тем больше, чем агрессивнее окружающая среда и чем длительнее предполагаемый срок эксплуатации. Цинкованию подвергаются стальные листы, лента, проволока, крепёжные детали, детали машин и приборов, трубопроводы и др. металлоконструкции. Декоративного назначения цинковое покрытие обычно не имеет; некоторое улучшение товарный вид приобретает после пассивирования оцинкованных изделий в хроматных, или фосфатных растворах, придающих покрытиям радужную окраску. Наиболее широко используется оцинкованная полоса, изготовляемая на автоматизированных линиях горячего цинкования, то есть методом погружения в расплавленный цинк. Методы распыления и металлизация позволяют покрывать изделия любого размера (например, мачты электропередач, резервуары, мостовые металлоконструкции, дорожные ограждения). Электролитическое цинкование ведётся в основном из кислых и щёлочно-цианистых электролитов; специальные добавки позволяют получать блестящие покрытия.

49.Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

- Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe уменьшается.

- Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

- Электропроводность.Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду Ag,Cu,Al,Fe уменьшается.

При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

- Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

- Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

- Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).

Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

- Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -390C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t0пл. = 33900C).

Металлы с t0пл. выше 10000C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

50.Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.

К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

Существуют несколько основных способов получения —металлов.

Восстановление:

— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)

ZnО + С = Zn + СО

Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2

— водородом

WO3 + 3H2 =W + 3H2O

СоО + Н2 = Со + Н2О

— алюминотермия

4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем)

2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2

ZnО + С = СО + Zn

Электролизом расплавов солей

СuСl2, — Сu2+ 2Сl

Катод (восстановление): Анод (окисление):

Сu2+ 2е- = Сu0 2Cl - 2е- = Сl°2

51.По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются. Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные: 4Li + O2 = 2Li2O, 4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды: 2Na + O2 = Na2O2.

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например, Cu + Cl2 = CuCl2

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1. 2Na + H2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты: Zn + S = ZnS.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании: 3Mg + N2 = Mg3N2.

С углеродом образуются карбиды: 4Al + 3C = Al3C4.

С фосфором – фосфиды: 3Ca + 2P = Ca3P2.

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения: 2Na + Sb = Na2Sb, 3Cu + Au = Cu3Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы.

52. В химии олигомер (греч. ολιγος — малый, немногий, незначительный; μέρος — часть) — молекула в виде цепочки из небольшого числа одинаковых составных звеньев. Этим олигомеры отличаются от полимеров, в которых число звеньев теоретически не ограничено. Верхний предел молекулярной массы олигомера зависит от его химических свойств. Свойства олигомеров сильно зависят от изменения количества повторяющихся звеньев в молекуле и природы концевых групп; с момента, когда химические свойства перестают изменяться с увеличением длины цепочки, вещество называется полимером.

Молекулы, способные образовывать цепочки в результате реакции полимеризации называются мономерами. При олигомеризациихимический процесс формирования цепочки из мономеров протекает только до достижения определенной степени полимеризации (обычно в пределах от 10 до 100).

Олигомеры, способные складываться в устойчивую вторичную структуру подобно белкам, называются фолдамерами.

В биохимии термин олигомер используется для обозначения коротких одноцепочечных фрагментов нуклеиновых кислот (ДНК и РНК) Такие олигомеры, размещенные на стеклянной подложке или нейлоновой мембране, используются в экспериментах с гибридизацией ДНК.

Олигомерами также называются белковые комплексы, состоящие из двух и более субъединиц. При этом, комплексы из одинаковых субъединиц называются гомо-олигомерами, а из разных — гетеро-олигомерами.

Полиме́ры - неорганические и органические, аморфные и кристаллические вещества, состоящие из «мономерных звеньев», соединённых в длинные макромолекулы химическими или координационными связями. Полимер — это высокомолекулярное соединение: количество мономерных звеньев в полимере (степень полимеризации) должно быть достаточно велико. Во многих случаях количество звеньев может считаться достаточным, чтобы отнести молекулу к полимерам, если при добавлении очередного мономерного звена молекулярные свойства не изменяются.^[1] Как правило, полимеры — вещества с молекулярной массой от нескольких тысяч до нескольких миллионов.^[2]

Если связь между макромолекулами осуществляется с помощью слабых сил Ван-Дер-Ваальса, они называются термопласты, если с помощью химических связей — реактопласты. К линейным полимерам относится, например, целлюлоза, к разветвлённым, например, амилопектин, есть полимеры со сложными пространственными трёхмерными структурами.

В строении полимера можно выделить мономерное звено — повторяющийся структурный фрагмент, включающий несколько атомов. Полимеры состоят из большого числа повторяющихся группировок (звеньев) одинакового строения, например поливинилхлорид (—СН₂—CHCl—)_n, каучук натуральный и др. Высокомолекулярные соединения, молекулы которых содержат несколько типов повторяющихся группировок, называют сополимерами илигетерополимерами.

Полимер образуется из мономеров в результате реакций полимеризации или поликонденсации. К полимерам относятся многочисленные природные соединения: белки, нуклеиновые кислоты, полисахариды, каучук и другие органические вещества. В большинстве случаев понятие относят к органическим соединениям, однако существует и множествонеорганических полимеров. Большое число полимеров получают синтетическим путём на основе простейших соединений элементов природного происхождения путём реакций полимеризации, поликонденсации и химических превращений. Названия полимеров образуются из названия мономера с приставкой поли-: полиэтилен, полипропилен, поливинилацетат и т. п.

53. Полиме́ры (греч. πολύ- — много; μέρος — часть) — неорганические и органические, аморфные и кристаллические вещества, состоящие из «мономерных звеньев», соединённых в длинные макромолекулы химическими или координационными связями. Полимер — это высокомолекулярное соединение: количество мономерных звеньев в полимере (степень полимеризации) должно быть достаточно велико. Во многих случаях количество звеньев может считаться достаточным, чтобы отнести молекулу к полимерам, если при добавлении очередного мономерного звена молекулярные свойства не изменяются.^[1] Как правило, полимеры — вещества с молекулярной массой от нескольких тысяч до нескольких миллионов.^[2]

Если связь между макромолекулами осуществляется с помощью слабых сил Ван-Дер-Ваальса, они называются термопласты, если с помощью химических связей — реактопласты. К линейным полимерам относится, например, целлюлоза, к разветвлённым, например, амилопектин, есть полимеры со сложными пространственными трёхмерными структурами.

В строении полимера можно выделить мономерное звено — повторяющийся структурный фрагмент, включающий несколько атомов. Полимеры состоят из большого числа повторяющихся группировок (звеньев) одинакового строения, например поливинилхлорид (—СН₂—CHCl—)_n, каучук натуральный и др. Высокомолекулярные соединения, молекулы которых содержат несколько типов повторяющихся группировок, называют сополимерами илигетерополимерами.

Полимер образуется из мономеров в результате реакций полимеризации или поликонденсации. К полимерам относятся многочисленные природные соединения: белки, нуклеиновые кислоты, полисахариды, каучук и другие органические вещества. В большинстве случаев понятие относят к органическим соединениям, однако существует и множествонеорганических полимеров. Большое число полимеров получают синтетическим путём на основе простейших соединений элементов природного происхождения путём реакций полимеризации, поликонденсации и химических превращений. Названия полимеров образуются из названия мономера с приставкой поли-: полиэтилен, полипропилен, поливинилацетат и т. п.

Классификация

По химическому составу все полимеры подразделяются на органические, элементоорганические, неорганические.

• Органические полимеры.

• Элементоорганические полимеры. Они содержат в основной цепи органических радикалов неорганические атомы (Si, Ti, Al), сочетающиеся с органическими радикалами. В природе их нет. Искусственно полученный представитель — кремнийорганические соединения.

Следует отметить, что в технических материалах часто используют сочетания разных групп полимеров. Это композиционные материалы (например, стеклопластики).

По форме макромолекул полимеры делят на линейные, разветвлённые (частный случай — звездообразные), ленточные, плоские, гребнеобразные, полимерные сетки и так далее.

Полимеры подразделяют по полярности (влияющей на растворимость в различных жидкостях). Полярность звеньев полимера определяется наличием в их составе диполей — молекул с разобщённым распределением положительных и отрицательных зарядов. В неполярных звеньях дипольные моменты связей атомов взаимно компенсируются. Полимеры, звенья которых обладают значительной полярностью, называют гидрофильными или полярными. Полимеры с неполярными звеньями — неполярными, гидрофобными. Полимеры, содержащие как полярные, так и неполярные звенья, называются амфифильными. Гомополимеры, каждое звено которых содержит как полярные, так и неполярные крупные группы, предложено называть амфифильными гомополимерами.

По отношению к нагреву полимеры подразделяют на термопластичные и термореактивные. Термопластичные полимеры (полиэтилен,полипропилен,полистирол) при нагреве размягчаются, даже плавятся, а при охлаждении затвердевают. Этот процесс обратим.Термореактивные полимеры при нагреве подвергаются необратимому химическому разрушению без плавления. Молекулы термореактивных полимеров имеют нелинейную структуру, полученную путём сшивки(например,вулканизация) цепных полимерных молекул. Упругие свойства термореактивных полимеров выше, чем у термопластов, однако, термореактивные полимеры практически не обладают текучестью, вследствие чего имеют более низкое напряжение разрушения.

Природные органические полимеры образуются в растительных и животных организмах. Важнейшими из них являются полисахариды,белкиинуклеиновые кислоты, из которых в значительной степени состоят тела растений и животных и которые обеспечивают само функционирование жизни на Земле. Считается,^[кем?] что решающим этапом в возникновении жизни на Земле явилось образование из простых органических молекул более сложных — высокомолекулярных (см. Химическая эволюция).

Применение

Благодаря ценным свойствам полимеры применяются в машиностроении, текстильной промышленности, сельском хозяйстве и медицине, автомобиле- и судостроении, авиастроении, в быту (текстильные и кожевенные изделия, посуда, клей и лаки, украшения и другие предметы). На основании высокомолекулярных соединений изготовляют резины, волокна,пластмассы, пленки и лакокрасочные покрытия. Все ткани живых организмов представляют высокомолекулярные соединения.

54. Синтетические полимеры получают из низкомолекулярных соединений — мономеров — в результате реакции полимеризации и поликонденсации. Полимеризация — процесс последовательного соединения одинаковых или различных молекул мономеров в одну сложную молекулу высокомолекулярного вещества полимера без образования и выделения побочных низкомолекулярных соединений, вследствие чего элементарный состав полимера и мономера один и тот же. Полимеризацией получают полиэтилен, поливинилхлорид, полиизобутилен, полистирол, полиакрилаты и другие полимеры, широко применяемые в технологии строительных материалов. Различают цепную и ступенчатую полимеризацию. При цепной полимеризации образуемая макромолекула сразу же приобретает конечные размеры, т. е. не возрастает при увеличение длительности процесса. С увеличением продолжительности реакции растет лишь число макромолекул полимера, мономер расходуется постепенно. Реакцией цепной полимеризации получают такие полимеры, как полипропилен, полиэтилен, полистирол и т. д. Ступенчатая полимеризация осуществляется путем постепенного, ступенчатого присоединения молекул мономера, которое сопровождается перемещением какого-либо подвижного атома или группы атомов от одних молекул к другим. Реакцией ступенчатой полимеризации получают ограниченное число полимеров, таких как поликапроамид, полиформальдегид, полиуретаны и др. На практике реакция полимеризации проходит в массе, растворе, эмульсии и суспензии. При полимеризации в массе исходный мономер находится в жидкой фазе в неразбавленном виде (без растворителя или дисперсионной среды). В этом случае образуется твердый полимер (блок) или расплав. Полимеризацию в растворе ведут двумя способами. При реакций первым способом и мономер, и полимер растворяются в среде растворителя; конечным продуктом является раствор полимера (лак). При втором способе растворяется только мономер, а образуемый полимер выпадает в осадок и фильтруется. При полимеризации в эмульсии мономер диспергируется в водной среде, содержащей водорастворимые инициаторы и эмульгаторы, которые обусловливают устойчивость, как исходной эмульсии мономера, так и образующегося латекса. Реакция полимеризации в суспензии отличается от реакции в эмульсии тем, что степень диспергирования мономера меньше и частицы образующегося полимера более крупные. Инициаторы растворяются в мономере, поэтому реакцию в суспензии можно рассматривать как микроблочную.  Поликонденсация — процесс соединения молекул одного или нескольких мономеров, в результате которого образуется макромолекула полимера и выделяется низкомолекулярный побочный продукт (вода, спирт, аммиак, хлористый водород). Реакцию поликонденсации проводят в расплаве, растворе, эмульсии, суспензии, твердой фазе как в присутствии катализаторов, так и без них. Поликонденсацией получают фенолоформальдегидные, карбамидные, фурановые, эпоксидные и другие полимеры

Каучу́ки — натуральные или синтетические эластомеры, характеризующиеся эластичностью, водонепроницаемостью и электроизоляционными свойствами, из которых путем вулканизации получают резины и эбониты.

55. Комплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» и ordinatio — «упорядочение») — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (илиатому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.

Комплексные соединения мало диссоциируют в растворе (в отличие от двойных солей). Комплексные соединения могут содержать комплексный малодиссоциирующий анион([Fe(CN)₆]³⁻), комплексный катион ([Ag(NH₃)₂]⁺), либо вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов, например карбонилы металлов). Комплексные соединения разнообразны и многочисленны.