Вопрос 2

Устойчивость дисперсных систем характеризуется постоянством дисперсности (распределения частиц по размерам) иконцентрации дисперсной фазы (числом частиц в единице объема). Наиб. сложна в теоретич. аспекте и важна в практич. отношении проблема устойчивости аэрозолей и жидких лиофобных дисперсных систем. Различают седиментационную устойчивость и устойчивость к коагуляции (агрегативную устойчивость). Седиментационно устойчивы коллоидные системы с газовой и жидкойдисперсионной средой, в к-рых броуновское движение частиц препятствует оседанию; грубодисперсные системы с одинаковой плотностью составляющих их фаз; системы, скоростью седиментации в к-рых можно пренебречь из-за высокой вязкости среды. В агрегативно устойчивых дисперсных системах непосредств. контакты между частицами не возникают, частицы сохраняют своюиндивидуальность. При нарушении агрегативной устойчивости дисперсной системы частицы, сближаясь в процессе броуновского движения, соединяются необратимо или скорость агрегации становится значительно больше скорости дезагрегации. Между твердыми частицами возникают непосредственные точечные ("атомные") контакты, к-рые затем могут превратиться в фазовые (когезионные) контакты, а соприкосновение капель и пузырьков сопровождается их коалесценцией и быстрым сокращением суммарной площади межфазной пов-сти. Для таких систем потеря агрегативной устойчивости означает также потерю седимeнтационной устойчивости. В агрегативно устойчивых системах дисперсный состав может изменяться вследствие изотермич. перегонки - мол. переноса в-вадисперсной фазы от мелких частиц к более крупным. Этот процесс обусловлен зависимостью давления насыщенного пара (иликонцентрации насыщенного р-ра) от кривизны пов-сти раздела фаз (см. Капиллярные явления). Агрегативная устойчивость и длительное существование лиофобных дисперсных систем с сохранением их св-в обеспечивается стабилизацией. Для высокодисперсных систем с жидкой дисперсионной средой используют введение в-в - стабилизаторов (электролитов, ПАВ, полимеров). В теории устойчивости Дерягина-Ландау-Фервея-Овербека (теории ДЛФО) осн. роль отводится ионно-электростатич. фактору стабилизации. Стабилизация обеспечивается электростатич. отталкиванием диффузных частей двойного электрич. слоя, к-рый образуется при адсорбции ионов электролита на пов-сти частиц. При нек-ром расстоянии между частицами отталкивание диффузных слоев обусловливает наличие минимума на потенц. кривой (дальний, или вторичный, минимум; см. рис.). Хотя этот минимум относительно неглубок, он может препятствовать дальнейшему сближению частиц, притягиваемых силами межмолекулярного взаимодействия. Ближний, или первичный, минимум соответствует прочному сцеплению частиц, при к-ром энергии теплового движения недостаточно для их разъединения. Сближаясь на расстояние, отвечающее этому минимуму, частицы объединяются в агрегаты, образование к-рых ведет к потере системой агрегативной устойчивости. При этом устойчивость системы к коагуляции определяется высотой энергетич. барьера.  Зависимость энергии взаимодействия Е между частицами от расстояния R: 1 и 2 - ближний и дальний минимумы соответственно.

При введении в дисперсные системы в качестве стабилизатора ПАВ фактором стабилизации м. б. "термодинамич. упругость" пленок среды, разделяющей частицы. Стабилизация обеспечивается тем, что при сближении частиц, напр., капель или газовых пузырей, происходит растяжение и утоньшение разделяющей их прослойки, содержащей ПАВ, и, как следствие, нарушение адсорбц. равновесия.Восстановление этого равновесия и приводит к повышению устойчивости прослойки среды, разделяющей частицы. Гидродинамич. сопротивление вытеснению жидкой дисперсионной среды из прослойки между сближающимися частицами - один из кинетич. факторов стабилизации дисперсных систем. Он особенно эффективен в системах с высоковязкой дисперсионной средой, а при застекловывании последней делает систему неограниченно устойчивой к агрегации частиц и коалесценции. Структурно-мех. фактор стабилизации, по П. А. Ребиндеру, возникает при образовании на межфазной границе полимолекулярных защитных слоев из мицеллообразующих ПАВ, высокомолекулярных соед., а иногда и тонких сплошных или дискретных фазовых пленок. Межфазный защитный слой должен обладать способностью сопротивляться деформациям и разрушению, достаточной подвижностью для "залечивания" возникших в нем дефектови, что особенно важно, быть лиофилизованным с внеш. стороны, обращенной в сторону дисперсионной среды. Если защитный слой недостаточно лиофилен, он, предохраняя частицы от коалесценции, не сможет предотвратить коагуляции. Структурно-мех. барьер является, по существу, комплексным фактором стабилизации, к-рый включает термодинамич., кинетич. и структурные составляющие. Он универсален и способен обеспечить высокую агрегативную устойчивость любых дисперсных систем с жидкой дисперсионной средой, в т. ч. высококонцентрированных, наиб. важных в практич. отношении. Осн. св-ва дисперсных систем определяются поверхностными явлениями: адсорбцией, образованием двойного электрического слоя и обусловленных им электрокинетических явлений, контактными взаимодействиями частиц дисперсной фазы. Размер частиц определяет оптич. (светорассеяние и др.) и молекулярно-кинетич. св-ва (диффузия, термофорез, осмос и др.). Дисперсные системы повсеместно распространены в природе. Это - горные породы, грунты, почвы, атм. и гидросферные осадки, растит. и животные ткани. Дисперсные системы широко используют в технол. процессах; в виде дисперсных систем выпускается большинство пром. продуктов и предметов бытового потребления. Высокодисперсные техн. материалы (наполненные пластики, дисперсноупрочненные композиц. материалы) отличаются чрезвычайно большой прочностью. На высокоразвитых пов-стях интенсивно протекают гетерог. и гетерог.-каталитич. хим. процессы. Учение о дисперсных системах иповерхностных явлениях в них составляет сущность коллоидной химии. Самостоят. раздел коллоидной химии - физико-химическая механика - изучаeт закономерности структурообразования и мех. св-ва структурированных дисперсных систем и материалов в их связи с физ.-хим. явлениями на межфазных границах. 

Коагуляция (от лат. coagulatio — свертывание, сгущение), так же старение — объединение мелких частиц дисперсных систем в более крупные под влиянием сил сцепления.

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

Многочисленными исследованиями влияния электролитов на устойчивость гидрофобных золей установлено, что коагулирующее действие электролита зависит от заряда ионов. Коагуляция идет с заметной скоростью лишь при концентрации электролита, превышающей некоторое критическое значение, называемое порогом коагуляции cк. Выше этой концентрации (в области медленной коагуляции) скорость коагуляции растет с ростом концентрации, пока не достигнет некоторого предела, после которого (в области быстрой коагуляции) перестает зависеть от концентрации электролита. Очевидно, что области быстрой коагуляции соответствует полная дестабилизация частиц дисперсной фазы. Сопоставление коагулирующего действия электролитов с их влиянием на электрокинетические свойства показало, что порог коагуляции соответствует уменьшению электрокинетического потенциала примерно до 30 мВ, тогда как приближение к области быстрой коагуляции ведет к падению z -потенциала до весьма малых значений. Уже из этого факта можно сделать вывод, что именно электростатическое отталкивание коллоидных частиц ответственно за устойчивость таких гидрозолей. По эмпирическому правилу Шульце-Гарди порог коагуляции определяется в основном валентностью противоионов: отношение порогов коагуляции одно-, двух- и трехвалентных противоионов приближенно равно 1:0,016:0,0013 (соответственно отношение обратных величин - коагулирующих способностей равно 1:60:700).

Вместе с тем, наряду с общим уменьшением порога коагуляции с ростом валентности противоионов наблюдаются более слабые различия коагулирующих способностей ионов одной валентности - так называемые лиотропные ряды ионов, - связанные с различием их поляризуемости и гидратируемости.

Билет 11

Билет№12

1)Химические свойства s-элементов. Биологическая роль натрия, калия, кальция магния

2)Явление Осмоса, осмотическое давление, осмоляльность. Закон Вант Гоффа. Понятие об изоосмии.

1) а) В организме натрий находится большей частью снаружи клеток(примерно в 15 раз больше чем вцитоплазме). Это разницу поддерживаетнатрий-калиевый насос, который откачивает попавший внутрь клетки натрий. Совместно скалиемнатрий выполняет следующие функции: 1)Создание условий для возникновениямембранного потенциалаи мышечных сокращений. 2)Поддержание осмотической концентрации крови. 3)Поддержаниекислотно-щелочного баланса. 4)Нормализация водного баланса. 5)Обеспечение мембранного транспорта. 6)Активация многихэнзимов. Рекомендуемая доза натрия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграмм, для взрослых от 1200 до 2300 миллиграмм. В видеповаренной солиэто составляет от 3 до 6 грамм в день. Натрий содержится практически во всех продуктах, хотя большую его часть организм получает изповаренной соли. Усвоение в основном происходит вжелудкеитонкой кишке.Витамин Дулучшает усвоение натрия, однако, чрезмерно соленая пища и пища богатаябелкамипрепятствуют нормальному всасыванию. Количество поступившего с едой натрия показывает содержание натрия вмоче. Для богатой натрием пищи характерна ускореннаяэкскреция. Дефицит натрия у питающегося сбалансированной пищей человека не встречается, однако, некоторые проблемы могут возникнуть привегетарианских диетах. Временный дефицит может быть вызвано использованиеммочегонных,поносом, обильнымпотениемили избыточным употреблениемводы. Симптомами нехватки натрия являются потеря веса,рвота, образование газов вжелудочно-кишечном тракте, и нарушение усвоенияаминокислотимоносахаридов. Продолжительный дефицит вызывает мышечныесудорогииневралгию. Переизбыток натрия вызываетотекног и лица, а также повышенное выделениекалиясмочой. Максимальное количество соли, которое может быть переработанопочкамисоставляет примерно 20-30 грамм, большее количество уже опасно для жизни.

б) Калий — важнейший биогенный элемент, особенно в растительном мире. При недостатке калия в почве растения развиваются очень плохо, уменьшается урожай, поэтому около 90 % добываемых солей калия используют в качестве удобрений. Калий содержится большей частью в клетках, до 40 раз больше чем в межклеточном пространстве. В процессе функционирования клеток избыточный калий покидаетцитоплазму, поэтому для сохранения концентрации он должен нагнетаться обратно при помощинатрий-калиевого насоса. Калий инатриймежду собой функционально связаны и выполняют следующие функции: 1)Создание условий для возникновения мембранного потенциала и мышечных сокращений. 2)Поддержаниеосмотической концентрациикрови. 3)Поддержаниекислотно-щелочного баланса. 4)Нормализация водного баланса. Рекомендуемая суточная доля калия составляет для детей от 600 до 1700 миллиграмм, для взрослых от 1800 до 5000 миллиграмм. Потребность в калии зависит от общего веса тела, физической активности, физиологического состояния, иклиматаместа проживания.Рвота, продолжительныепоносы, обильноепотение, использованиемочегонныхповышают потребность организма в калии. Основными пищевыми источниками являются сушёные абрикосы, дыня, бобы, киви, картофель, авокадо, бананы, брокколи, печень, молоко, ореховое масло, цитрусовые, виноград. Калия достаточно много в рыбе и молочных продуктах. Всасывание происходит в тонкомкишечнике. Усвоение калия облегчаетвитамин В6, затрудняет —алкоголь. При недостатке калия развиваетсягипокалиемия. Возникают нарушения работысердечнойи скелетноймускулатуры. Продолжительный дефицит калия может быть причиной остройневралгии. При переизбытке калия развиваетсягиперкалиемия, для которой основным симптомом являетсяязватонкого кишечника. Настоящая гиперкалиемия может вызвать остановкусердца.

в) Магний — один из важных биогенных элементов, в значительных количествах содержится в тканях животных и растений. Магний является кофактором многих ферментативных реакций. Магний необходим для превращения креатина фосфата в АТФ — нуклеотид, являющийся универсальным поставщиком энергии в живых клетках организма. Поэтому магний является тем элементом, который контролирует энергетику организма. Магний необходим на всех этапах синтеза белка. Установлено также, что 80—90 % современных людей страдают от дефицита магния. Это может проявляться по-разному: бессонница, хроническая усталость, остеопороз, артрит, фибромиалгия, мигрень, мышечные судороги и спазмы, сердечная аритмия, запоры, предменструальный синдром (ПМС) и прочие симптомы и болезни. А при частом употреблении слабительных, алкоголя, больших психических и физических нагрузках потребность в магнии увеличивается. К пище, богатой магнием, относятся: кунжут, отруби, орехи. Магния совсем мало в хлебе, молочных, мясных и других повседневных продуктах питания современного человека. Для получения суточной нормы магния, порядка 300 мг для женщин и 400 мг для мужчин, необходимо выпивать 3—4 литра молока или съедать 1,5—2 кг мяса.

2) Осмос – это односторонняя диффузия воды через полупроницаемою мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. Осмотическое давление π – это сила, вызывающая ОСМОС или гидростатическое давление столба жидкости, высотой h , от которого прекращается осмос. Осмоти́ческая концентра́ция — суммарная концентрациявсех растворённых частиц. Может выражаться как осмолярность (осмоль на литрраствора) и как осмоляльность (осмоль на кг растворителя).Осмо́ль — единица осмотической концентрации, равная осмоляльности, получаемой при растворении в одном кг. растворителя одного мольнеэлектролита. Соответственно, раствор неэлектролита с концентрацией 1 моль/л имеет осмолярность 1 осмоль/литр. Осмолярностьэлектролитазависит от его концентрации, коэффициентадиссоциациии числа ионов, на которые он диссоциирует:Osm = ΦnC где Φ — коэффициент диссоциации, принимает значения от 0 (для неэлектролита) до 1 (полная диссоциация), n — количество частиц, на которые диссоциирует молекула. Например, дляNaCln=2, для H₂SO₄ n=3, C — молярная концентрация раствора. Так, если NaCl при растворении диссоциирует на Na⁺ и Cl^-, и в разбавленных растворах диссоциирует нацело (Φ=1), то осмолярность 1-молярного раствора NaCl составит 2 осмоль/л, в концентрированных растворах Φ может быть 0.8, тогда осмолярность 1-молярного раствора составит 1.6 осмоль/л. От осмолярности зависят так называемые коллигативные свойства растворов: депрессия точки замерзания (чем выше осмолярность, тем ниже температура замерзания раствора), повышение точки кипения (чем выше осмолярность, тем выше температура кипения) и осмотическое давление. Осмотическое давление π – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации.Эту зависимостьВант-Гоффуподобил поведению идеального газа:

По Вант-Гоффуосмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. Поскольку объем (разбавление) обратно пропорционален концентрации, то закон Вант-Гоффа можно записать в виде:

Так как объем одного моля газообразного вещества при нормальных условиях равен 22,4 литра, то осмотическое давление раствора, содержащего 1 моль вещества, равно 22,4 атм. Измерение осмотического давления раствора используется для определения молекулярных масс даже разбавленных растворов, что позволяет оценивать молекулярные массы растворимых высокомолекулярных соединений, в частности, биополимеров. Заменив C (B) в формуле Вант-Гоффа соотношением (m (B) ∙ 1000 / μ (B) ∙ V), получим уравнение, позволяющее вычислять молекулярные массы растворенных веществ:

m (B) – масса растворенного вещества, V – объем раствора. Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффутакие растворы называются изотоническими. Независимо от природы растворенного вещества, изотоничность является следствием одинакового числа частиц в растворе.

Поскольку при растворении реальное число частиц может отличаться от числа растворенных молекул, Вант-Гоффввел понятие изотонического коэффициента i. По определению это отношение числа всех частиц к числу растворенных молекул:

В бензольном растворе уксусной кислоты i < 1, ибо в этом растворе число частиц меньше числа молекул, в результате реакции ассоциации в соответствие с уравнением

Если же в растворе преобладает не ассоциативный, а диссоциативный или ионизационный механизмы взаимодействия, то i > 1. Так, в водном растворе уксусная кислота диссоциирует CH₃COOH = CH₃COO^– + H⁺, и число частиц становится больше числа молекул.

Билет №13

1)Химические свойства d-элементов. Биологическое значение соединении железа, марганца и хрома.

2)Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него. Их практическое значение.

I)а) Основные свойства металлов группы железа:

1)Fe²⁺ - сильный восстановитель:

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O = 4Fe(OH)₃, 4Co(OH)­₂+O₂ +2H₂O=4Co(OH)₃, Ni(OH)₂+O₂+H₂O - не идет

2)Co²⁺ - сильный окислитель: Fe(OH)₃+3HCI=FeCI₃+3H₂O, 2Co(OH)₃+6HCI=2CoCI₂+CI₂+3H₂O

b)Подгруппы Cr:

1) Cr³⁺ - восстановитель: 2KCrO₂+3CI₂+8KOH=2K₂CrO­₄+6KCI+4H₂O, 2Cr(OH)₃+3Na₂O₂=2K₂CrO₄+2NaOH+2H₂O,

2)Cr⁶⁺ - окислитель: Cr₂O₇^2-+H₂O=2CrO₄^2-+2H⁺

Cr₂O₇^2-+14H⁺=2Cr³⁺+7H₂O, CrO₄^2-+4H₂O=Cr(OH)₃+5OH^-

с)марганец:

1)Mn²⁺ - восстановитель, качественные реакции на Mn²⁺: MnSO₄+(NH₄)₂S₂O₈=HMnO₄-розовый

MnSO₄+NaBiO₃+H⁺=HMnO₄-розовый, MnSO₄+PbO2+H⁺=HMnO₄-розовый

2)Mn³⁺ - устойчив только в комплексном виде: 2Mn³⁺+2H₂O=2Mn²⁺+MnO₂+4H⁺

3)Mn⁴⁺ - окислитель и восстановитель: MnO₂+4HCI=MnCI₂+CI₂+2H₂O(ox), 3MnO₂+KCIO₃+6KOH=3K₂MnO₄+KCI+3H₂O(red)

4)Mn⁶⁺ - устойчив только в сильнощелочной среде: 3K₂MnO₄+2H₂O=2KMnO₄+MnO₂+4KOH (диспропорционирование)

5)Mn⁷⁺ - сильный окислитель: MnO₄+8H⁺=Mn²⁺+4H₂O.

d)Подгруппа меди: участие в ox-red процессах: 2Cu²⁺+2RS^-=2Cu⁺=R-S-S-R

e) Кислотно-основные свойства соединений d-металлов:

1)Основания: Fe(OH)₂, Co(OH)₂, Co(OH)₃, Ni(OH)₂, Ni(OH)₃, Mn(OH)₂, Cd(OH)₂ неустойчивы: [2AgOH]=Ag₂O+H₂O, [Hg(OH)₂]=HgO+H₂O, [Hg₂(OH)₂]=H₂O+Hg+HgO

2)Амфотерные гидроксиды: Cr(OH)₃=H₃CrO₃, Mn(OH)₄=H₂MnO₃, Zn(OH)₂=H₂ZnO₂, Au(OH)₃=HAuO₂/H[Au(OH)₄]

3)Кислоты: (H₂FeO₄), (H₂MnO₄) и HMnO₄, H₂CrO₄ и H₂Cr₂O₇

II) Применение в медицине:

Mn: Дезинфицирующее средство(при ожогах, язвах) антидот при отравлении KCN и алкалоидами, антисептик(промывание ран, полоскание горла)

Cr: регулирующее уровень глюкозы в крови, термогеническое, антиатеросклеротическое, ранозаживляющее и язвозаживляющее, улучшающее метаболизм миокарда и метаболизм нервной ткани, улучшающее половые функции и др.

Fe: живых организмах железо является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом (дыхания). В организме взрослого человека содержится около 3,5 грамма железа (около 0,02 %), из которых 75 % являются главным действующим элементом гемоглобина крови, остальное входит в состав ферментов других клеток, катализируя процессы дыхания в клетках. Недостаток железа проявляется как болезнь организма (хлороз у растений и анемия у животных).

2) Коллигативные свойства растворов – это свойства, которые зависят от числа частиц растворенного в веществе и не зависят от его природы. Первый закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара(ДНП) растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно молярной доли растворенного вещества.

Второй закон Рауля: ΔТзамерзания = Тзамерзания р-ля – Тзамерзания р-ра = ΔТз

ΔТкипения = Ткипения р-ра – Ткипения р-ля = ΔТк, Повышение температуры кипения (ΔТк) и понижение температуры замерзания (ΔТз) разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Законы Рауля Широко используются для практического определения молярной массы

Билет №14

1)Неорганические соединения углерода. Цианиды, оксиды углерода (II) и (IV)

2)Классификация дисперсных систем. Каллойдные системы. Получение суспензий, эмульсий, каллойдных растворов.

1) Углерод образует два оксида – оксид углерода (II) СО и оксид углерода (IV) СO₂. Оксид углерода (II) СО – бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. Его называют угарным газом, так как он очень ядовит. Оксид углерода (II) относят, как вы уже знаете, к несолеобразующим оксидам, так как, будучи оксидом неметалла, он должен реагировать со щелочами и основными оксидами с образованием соли и воды, однако этого не наблюдается. 2СО + О₂ = 2СО₂. Оксид углерода (II) способен отнимать кислород у оксидов металлов, т.е. восстанавливать металлы из их оксидов. Fe₂О₃ + ЗСО = 2Fe + ЗСО₂.Оксид углерода (IV) СО₂ – широко известный под названием углекислый газ – бесцветный, не имеющий запаха газ. Он примерно в полтора раза тяжелее воздуха. При обычных условиях в 1 объеме воды растворяется 1 объем углекислого газа. При давлении примерно 60 атм углекислый газ превращается в бесцветную жидкость. При испарении жидкого углекислого газа часть его превращается в твердую снегообразную массу, которую в промышленности прессуют, – это известный вам «сухой лед», который применяют для хранения пищевых продуктов. Вы уже знаете, что твердый углекислый газ имеет молекулярную решетку, способен к возгонке. Углекислый газ СО₂ – это типичный кислотный оксид: взаимодействует со щелочами (например, вызывает помутнение известковой воды), с основными оксидами и водой. Он не горит и не поддерживает горения и потому применяется для тушения пожаров. Однако магний продолжает гореть в углекислом газе с образованием оксида и выделением углерода в виде сажи.СО₂ + 2Mg = 2MgO + С. Углекислый газ получают, действуя на соли угольной кислоты – карбонаты растворами соляной, азотной и даже уксусной кислот. В лаборатории углекислый газ получают при действии на мел или мрамор соляной кислоты.СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + Н₂0 + С0₂↑.В промышленности углекислый газ получают обжигом известняка:СаСО₃ = СаО + С0₂↑.Углекислый газ, кроме уже названной области применения, используют также для изготовления шипучих напитков и для получения соды. При растворении оксида углерода (IV) в воде образуется угольная кислота Н₂СО₃,.Как двухосновная кислота, угольная кислота образует два ряда солей: средние — карбонаты, например СаСО₃, и кислые — гидрокарбонаты, например Са(НСО₃)₂. При избытке углекислого газа в присутствии воды карбонаты могут превращаться в гидрокарбонаты. Так, если через известковую воду пропускать углекислый газ, то она сначала помутнеет из-за выпавшего в осадок нерастворимого в воде карбоната кальция, однако при дальнейшем пропускании углекислого газа помутнение исчезает в результате образования растворимого гидрокарбоната кальция:СаСO₃ + Н₂O + СO₂ = Са(НСO₃)₂.Именно наличием этой соли и объясняется временная жесткость воды. Почему временная? Потому, что при нагревании растворимый гидрокарбонат кальция снова превращается в нерастворимый карбонат:Са(НСO₃)₂ = СаСO₃↓ + Н₂0 + С0₂↑Эта реакция приводит к образованию накипи на стенках котлов, труб парового отопления и домашних чайников, а в природе в результате этой реакции формируются в пещерах свисающие вниз причудливые сталактиты, навстречу которым снизу вырастают сталагмиты.Другие соли кальция и магния, в частности хлориды и сульфаты, придают воде постоянную жесткость. Кипячением постоянную жесткость воды устранить нельзя. Приходится использовать другой карбонат – соду. Na₂CО₃, которая переводит эти ионы Са²⁺ в осадок, например: СаСl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl.Соду можно использовать и для устранения временной жесткости воды. Карбонаты и гидрокарбонаты можно обнаружить с помощью растворов кислот: при действии на них кислот наблюдается характерное «вскипание» из-за выделяющегося углекислого газа.

Цианиды — соли цианистоводородной (синильной) кислоты, например:цианистый калийKCN, цианистый натрийNaCN,

Получение

Получают цианиды непосредственно при получении дициана:
N≡C-C≡N + 2Na = 2NaCN
реакцию проводят с металлическим натрием.
Также можно получить из роданидов, нагревая их в присутствии железного порошка:
KSCN + Fe = KCN + FeS

Применение

1)Цианиды применяют для извлечения золотаисеребраизрудметодомцианирования(один из процессовгидрометаллургии, основанный на растворении металла в цианистых растворах вследствие образованиякомплексных солей).

2)В электрохимии — как комплексообразовательс высокойконстантой устойчивостидля составления электролитов длягальваническогопокрытияблагородными металламиизделий (золочение,серебрение),

3)В органическом синтезе.

4)Цианиды применяют в аналитической химиидля разделения металлов (каккомплексообразователь).

5)Как и ферроцианиды, цианиды когда-то использовались дляазотирования стали.

6)Использовались в качестве ядов, в том числе, как яд от мышей и крыс, а также в качестве боевыхотравляющих веществ(ОВ).

Токсикология

Цианиды очень ядовиты. Цианиды в XX веке применялись как отравляющее вещество против людей и грызунов в сельском хозяйстве. В начале XX века синильная кислотаиспользовалась французами как боевоеотравляющее вещество(ОВ). Известные ОВ — «Циклон Б»,хлорциан,бромциан,бромбензилцианид.

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

Основные типы дисперсных систеm: По дисперсности, то есть размеру частиц дисперсной фазы или отношению общей площади межфазной поверхности к объему (или массе) дисперсной фазы (удельной поверхности), Дисперсные системы условно делят на грубодисперсные и тонко(высоко)дисперсные. Последние, по традиции, называемые коллоидно-дисперсными или просто коллоидными системами. Коллоидные системы — дисперсные системы, промежуточные между истинными растворами и грубодисперсными системами — взвесями и эмульсиями.

Основные свойства: 1)коллоидные частицы не препятствуют прохождению света. 2)в прозрачных коллоидах наблюдается рассеивание светового луча (эффект Тиндаля). 3)дисперсные частицы не выпадают в осадок за счётброуновского движения.Основные виды: дым(взвесь твёрдых частиц в газе.), туман(взвесь жидких частиц в газе.), суспензия(взвесь твёрдых частиц в жидкости.), эмульсия(раствор жидкости в жидкости.), пена(раствор газа в жидкости или твёрдом теле.), гель(раствор жидкости в твёрдом теле.), сплав(раствор твёрдого тела в твёрдом теле.). Коллоидные системы, применяемые в химическом анализе: Из коллоидных систем наибольшее значение для химического анализа имеют гидрозоли — двухфазные микрогетерогенные дисперсные системы, характеризующиеся предельно высокой дисперсностью, в которых дисперсионной средой является вода — наиболее часто применяемый в аналитической практике растворитель. Встречаются также органозоли, в которых дисперсионной средой являются неводные (органические) растворители. В результате молекулярного сцепления частиц дисперсной фазы из золей при их коагуляции образуются гели. При этом не происходит разделения фаз; другими словами, переход золей в гель не является фазовым превращением. При образовании геля вся дисперсионная среда (например, вода в гидрозоле) прочно связывается поверхностью частиц дисперсной фазы и в ячейках пространственной структуры геля. Гели способны обратимо восстанавливать свою пространственную структуру во времени, но после высушивания наступает разрушение их структуры и они теряют эту способность. Анализ коллоидных систем: Существует несколько методов анализа коллоидных систем, среди них есть химические и физико-химические методы: анализ с помощью адсорбционных индикаторов; методы на основе измерения рассеяния проходящего света (нефелометрия и турбидиметрия); методы на основе измерения скорости седиментации. СУСПЕНЗИИ -дисперсные системы, в к-рых твердые частицы дисперсной фазы находятся во взвешенном состоянии в жидкой дисперсионной среде. Получение суспензий: Два основных способа-смешение сухих порошков с жидкостью или измельчение твердых тел в жидкости (методы диспергирования) и выделение твердой фазы из жидкой среды (методы конденсации). Методы диспергирования требуют затраты энергии на преодоление сил межмолекулярного взаимод. и накопление своб. поверхностной энергии образовавшихся частиц. Измельчение твердых тел осуществляют раздавливанием, истиранием, дроблением, расщеплением мех. способом с помощью дробилок, ступок и мельниц разл. конструкции (шаровых, вибро-, струйных, коллоидных), ультразвуком, а также электрич. методами. ЭМУЛЬСИИ- дисперсные системы с жидкой дисперсионной средой и жидкой (реже газовой) дисперсной фазой. Различают прямые эмульсии- дисперсионная среда (обычно вода) более полярна, чем дисперсная фаза (напр., молоко, латексы), и обратные (инвертные) эмульсии с менее полярной дисперсионной средой. образование эмульсий: эмульгирование - может происходить как в результате конденсац. выделения новой дисперсной фазы, так и при диспергировании одной жидкой фазы в другой. Диспергирование может происходить самопроизвольно или в результате мех. воздействия. Самопроизвольное эмульгирование возможно при очень низких значениях поверхностного натяжения границы раздела двух жидкостей (менее сотой доли мН/м) и приводит к образованию термодинамически равновесных критич. эмульсий (см. Микроэмульсии). Кроме того, самопроизвольное эмульгирование может происходить в результате диффузионного переноса в-в (ооычно ПАВ) из одной фазы в другую. Для мех. эмульгирования применяют разл. гомогенизаторы и диспергаторы. ЗОЛИ - (лиозоли, коллоидные растворы), высокодисперсные коллоидные системы с жидкой дисперсионной средой. Частицы дисперсной фазы золя вместе с окружающей их сольватной оболочкой из молекул (ионов) дисперсионной среды наз. мицеллами. Основные диспергационные методы: 1.Механическое диспергирование – измельчение твердых тел в данной среде в присутствии стабилизаторов в шаровых или коллоидных мельницах. А также с помощью вибрационных измельчителей или ультразвука, вольтовой дуги и т.д. Дробление до частиц малых размеров требует большой затраты работы, так как поверхность раздела между фазами в таких системах весьма велика.

2.Физико-химическое дробление рыхлых осадков, в которых имеются отдельные частицы дисперсной фазы, разделенные прослойками дисперсионной среды. Их непосредственному соприкосновению мешают либо двойные ионные слои (они имеют небольшую толщину, но все же не дают частицам слипаться), либо сольватные оболочки, имеющиеся на поверхности частиц. Как первая, так и вторая причина обеспечивают отталкивание частиц на близких расстояниях, тогда ка на более далеких преобладают силы межмолекулярного притяжения, не дающие частицам разойтись за счет теплового движения. Перевести такой осадок в коллоидный раствор (пептизировать) можно

разными способами: а) адсорбционная пептизация – в этом случае отталкивание частиц осадка

друг от друга вызывается двойными ионными слоями, образуемыми на поверхности частиц за счет адсорбции ионов добавляемого электролита-пептизатора; б) пептизация путем поверхностной диссоциации связана с образованием двойного ионного слоя в результате диссоциации молекул, находящихся на поверхности твердой фазы. Пептизатор в этом случае способствует процессу диссоциации (например, вызывает образование на поверхности частиц растворимых соединений);

в) пептизация путем промывания осадка применяется тогда, когда на поверхности частиц, образующих осадок, есть двойные ионные слои, но они сжаты, так как концентрация электролита достаточно большая. При промывании такого осадка водой концентрация электролита в нем уменьшается, двойные ионные слои увеличивают свою толщину, силы электростатического отталкивания между частицами действуют на более далекие расстояния и вызывают коллоидное растворение осадка. Конденсационные методы получения дисперсионных систем:

1. Физическая конденсация – конденсация молекул одного вещества (будущей дисперсной фазы) в другой (будущей дисперсной среде). Практически это может быть осуществлено различными путями, например, пропусканием паров одного вещества в другое.

Одним из примеров физической конденсации может быть метод заменены растворителя: молекулярный раствор какого-либо вещества постепенно, при перемешивании прибавляют к жидкости, в которой это вещество нерастворимо. При этом происходит конденсация молекул и образование коллоидных частиц.

2. Химическая конденсация – получение коллоидных систем с помощью химических реакций.

Коллоидные растворы могут быть получены с помощью реакций различных типов: двойного обмена, восстановления, гидролиза и других. Наиболее распространены методы, при которых труднорастворимое вещество образуется в результате химических реакций, протекающей в той среде, которая в дальнейшем называется дисперсионной. При получении коллоидных растворов необходимо вести реакцию в разбавленном растворе, чтобы скорость роста кристаллических частиц была невелика, тогда частицы получаются мелкие (10-7-10-9м) и системе будет обеспечена седиментационная устойчивость. Кроме того, одно из реагирующих веществ должно быть взято в избытке. Это обеспечит образование на поверхности двойного электрического слоя основного фактора агрегативной устойчивости.

БИЛЕТ 15

Вопрос номер 1

1Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH₃ в воде чрезвычайно велика

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

1)Аммиак-бесцветный газ с резким запахом; аммиак является слабым основанием. Он бразует соли со всеми сильными кислотами и многими слабыми кислотами,например:

NH3+H2SO4-->(NH4)2SO4

NH3+CH3COOH-->NH4CH3COO

Аммиак вытесняется из солей щелочами или основными оксидами,образованными щелочами или щелочно-земельными металлами(при нагревании):

NH4NO3+KOH-->NH3(г)+KNO3+H2O

2NH4Cl+CaO-->CaCl2+2NH3(г)+H2O

Аммиак осаждает гидроксиды металлов(кроме Mg),например

2NH3+2H2O+FeCl2-->2NH4Cl+Fe(OH)2(осад.)

Атом азота в молекуле аммиака может отдавать электроны,т.е выполнять функцию восстановителя.Атомы водорода,наоборот,могут принимать электроны,играя роль окислителя.Восстановительная функция значительно преобладает.Аммиак способен восстанавливать при нагревании железо и металлы,из их оксидов,например:

2NH3+3CuO-->3Cu+N2+3H2O

Аммиак при нагревании окисляет активные металлы.Магний и алюминий-до нитридов,например:

2NH3+2Al-->2AlN+3H2

а щелочно-земельные металлы-до амидов,например

2NH3+2Na-->2NaNH2+H2

Аммиак окисляется кислородом до N2 и NO.Без катализатора образуется преимущественно молекулярный азот,с катализатором(Pt)-оксид азота(2):

4NH3+3O2-->2N2+6H2O

4NH3+5O2-->4NO+6H2O

Аммиак окисляется хлором:

8NH3+3HCl-->N2+6NH4Cl

Нитриты-соли слабой азотистой кислоты HNO2.Эта кислота термически не устойчива и существует только в разбавленных водных растворах.При подксилении растаоров солей азотистой кислоты происходит реакция:

2NO2- + H+ -->NO(газ)+NO2(газ)+H2O

Нитриты обладают окимлительно восстановительной двойственностью:

KMnO4+5KNO2+3H2SO4-->2MnSO4+5KNO3+K2SO4+3H2O

2KI+2KNO2+2H2SO4-->2NO+I2+2K2SO4+2H2O

Нитраты-соли азотной кислоты-в нейтральном водном растворе окислительными свойствами не обладают.При подкислении растворов нитратов протекают тиакие же реакции,как и с участием разбавленной азотной кислоты,например:

3FeCl2+KNO3+4HCl-->3FeCl3+KCl+NO(газ)+2H2O

В щелочной среде нитраты окисляют активные металлы(Mg,Al,Zn),напрмиер:

4Zn+NaNO3+7NaOH+6H2O-->4Na2[Zn(OH)4]+NH3(газ)

В твердом состоянии нитраты-сильные окислители, реагирующие при нагревании со многими восстановителями,например:

4NaNO3+5C-->2NaNO2+O2

Нитраты при нагревании разлагаются.Нитраты калия и натрия образуют при этом нитриты:

2KNO3-->2KNO2+O2

При разложении нитратов серебра и других менее активных,чем серебро ,металлов,образуются оксид азота(4),кислород и металл,например:

2AgNO3-->2Ag+2NO2+O2

Большинство других наитратов образуют при разложении оксид азота(4),кислород и оксид металла,например:

2Cu(NO3)2-->2CuO+4NO2+O2

2)Кач.реакции на нирит ионы:

-Реакция с перманганатом калия: - в сернокислой среде окисляет NО2- до NO3-.При этом перманганат калия обесцвечивается. Мешают восстановители (S2О32-, SО32-,S2-, NCS-, J-, Br- и большое количество хлора). Выполнение реакции. К 2 – 3 каплям раствора KMnO4 прибавляют 2 –3 1М Н2SО4,несколько капель раствора содержащего нитрит – ионы, и слегка подогревают. Раствор обесцвечивается.

-Реакция с иодидом калия. – в разбавленных растворах Н2SО4, HCl или уксусной кислоты окисляется нитратом до J2. Мешают окислители (JO3-, ClO3-, CrO42-, MnO4-) и сильные восстановители (S2О32-, SО32-, S2-). Выполнение реакции. К 2 – 3 каплям раствора содержащего нитрит – ионы, прибавляют 2 – 3 2М HCl или СН3СООН и 2 – 3 капли раствора КJ. Раствор буреет вследствие выделения J2 . При добавлении 1 – 2 капель раствора крахмала появляется темно – синяя окраска.

Кач.реакции на нитрат ионы:

-Реакция с сульфатом железа (II) : - в присутствии концентрированной Н2SО4восстанавливает NO3- до NO, которая с избытком Fe (II) образует комплексное соединение бурого цвета. Мешают (NО2-, J-, Br-, NCS- , JO3-, ClO3-, S2О32-, SО32-, S2-). Выполнение реакции. На стеклянную пластинку помещают каплю раствора,содержащего нитрат – ионы, прибавляют кристаллик FeSО4 и осторожно Н2SО4, не перемешивая раствор. Вокруг кристаллика образуется бурое кольцо.

Вопрос номер 2

Данная версия страницы не проверялась участниками с соответствующими правами. Вы можете прочитать последнюю стабильную версию, проверенную 21 декабря 2009, однако она может значительно отличаться от текущей версии. Проверки требуют 2 правки.

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:

,

где c_B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z_B заряды ионов

Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.

Например, для раствора NaCl с концентрацией 0,001 моль/л, в котором присутствуют два вида однозарядных ионов Na⁺ и Cl^- с концентрациями также равными 0,001 моль/л, ионная сила будет вычисляться следующим образом:

I(NaCl) = 0,5(z²(Na⁺)•c(Na⁺) + z²(Cl^-)•c(Cl^-)) = 0,5(1²•c(NaCl) +

(-1)²•c(NaCl)) = c(NaCl)

И ионная сила соответственно будет равна концентрации раствора:

I = 0.5(1²•0,001 моль/л + (-1)²•0,001 моль/л) = 0.5(0,001 моль/л + 0,001 моль/л) = 0,001 моль/л

Это верно для раствора любого сильного электролита, состоящего из однозарядных ионов. Для электролитов, в которых присутствуют многозарядные ионы, ионная сила обычно превышает молярность раствора.

Ионная сила раствора имеет большое значение в теории сильных электролитов Дебая — Хюккеля. Основное уравнение этой теории (предельный закон Дебая — Хюккеля) показывает связь между коэффициентом активности иона ze и ионной силы раствора I в виде:

,

где γ — коэффициент активности, А — постоянная, не зависящая от заряда иона и ионной силы раствора, но зависящая от диэлектрической постоянной растворителя и температуры.

2ЭЛЕКТРОЛИТНЫЙ БАЛАНС - равновесие анионов (натрий, калий и др.) и катионов (хлор, органические кислоты и др.) в организме.

Водный баланс организма тесно связан с обменом электролитов. Суммарная концентрация минеральных и других ионов создает величину осмотического давления водных пространств организма. Концентрация отдельных минеральных ионов в жидкостях внутренней среды определяет функциональное состояние возбудимых и невозбудимых тканей, а также состояние проницаемости биологических мембран,— поэтому принято говорить о водно-электролитном (или солевом) обмене. Поскольку синтез минеральных ионов в организме не осуществляется, они должны поступать в организм с пищей и питьем. Для поддержания электролитного баланса и, соответственно, жизнедеятельности организм в сутки должен получать примерно 130 ммоль натрия и хлора, 75 ммоль калия, 26 ммоль фосфора, 20 ммоль кальция и других элементов.

Основным катионом внеклеточного водного пространства является натрий, а анионом — хлор. Во внутриклеточном пространстве основной катион — калий, а анионами являются фосфат и белки.

БИЛЕТ 16