[Ред.]Гідрологія

Детальніше: Гідрологія

Гідрологія - наука, що вивчає природні води, їх взаємодію з атмосферою і літосферою, а також явища і процеси, які в них протікають (випаровування, замерзання і т. п.) .

Предметом вивчення гідрології є всі види вод гідросфери в океанах, морях, річках, озерах, водосховищах, болотах, грунтових іпідземних вод.

Гідрологія досліджує кругообіг води в природі, вплив на нього діяльності людини і управління режимом водних об'єктів і водним режимом окремих територій; проводить аналіз гідрологічних елементів для окремих територій і Землі в цілому; дає оцінку і прогнозстану і раціонального використання водних ресурсів; користується методами, застосовуваними в географії, фізиці та інших науках. Дані гідрології моря використовуються при плаванні і веденні бойових дій надводними кораблями і підводними човнами.

Гідрологія підрозділяється на океанологию, гідрологію суші і гідрогеологію.

Океанологія підрозділяється на біологію океану, хімію океану, геологію океану, фізичну океанологию, і взаємодія океану та атмосфери.

Гідрологія суші поділяється на гідрологію річок ( річкову гідрологію, потамологію ), озерознавство (лімнологія), болотоведення,кригознавство.

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л^[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатитCa₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Властивості елементів знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра їх атомів
Д.I. Менделєєв	Періодична система елементів є графічним відображенням періодичного закону. У найбільш розповсюдженій – короткій формі таблиці Д.І.Мендєлєєва всі відомі на цей час елементи  підрозділяються на сім горизонтальних періодів і вісім вертикальних груп. Елементи великих періодів (починаючи з четвертого) поділяються крім того на два горизонтальних ряди. У кожній групі елементи великих періодів підрозділяються на дві підгрупи: головну (А) і побічну (В). До головних підгруп входять елементи малих (I–Ш) періодів (типові елементи) і подібні до них елементи великих (IV-VII) періодів. Побічні підгрупи складаються із елементів тільки великих періодів.
Енергія іонізації (I) - енергія необхідна для повного видалення електрону з атома Енергія спорідненості до електрону (Eсп.) - енергія, що виділяється при приєднанні електрону до атома Електронегативність (ЕН) - здатність атома зміщувати електронну густину при утворенні хімічного зв'язку
Електронні аналоги - елементи, що мають подібну електронну будову Повні електронні аналоги - елементи, що мають подібну електронну будову у всіх ступенях окислення. Повні електронні аналоги знаходяться в одній підгрупі. Неповні електронні аналоги - елементи, що мають подібну електронну будову лише у деяких  ступенях окислення. Неповні електронні аналоги знаходяться в одній групі. Як приклад, розглянемо елементи IV групи Елементи головної підгрупи Елементи побічної підгрупи Елементи головної і побічної підгруп мають у вищому ступені окислення електронну конфігурацію інертного газу. Тому, лише у ступені окислення +4 дані елементи є електронними аналогами. Схожість електронної будови у ступені окислення +4 обумовлює і схожість складу і властивостей хімічних сполук. Наприклад, для елементів IV групи характерним є утворення гідроксидів складу H2ElO3, які являють собою або слабкі кислоти, або амфотерні гідроксиди.

Закон збереження маси речовини — відомий з давніх давен. Перші формулювання цього закону зустрічаємо, наприклад у відомій роботі Лукреція Тіта Кара «Про природу речей» (лат. De rerum natura).

У нові часи (пізнє середньовіччя) Закон збереження маси речовини у різних формах подається рядом вчених. Так, у Києво-Могилянській академії його вперше формулює Інокентій Гізель — професор академії і її ректор.

Виходячи з існуючої традиції тяглості у лекційному матеріалі, який існував у Києво-Могилянській академії, український історик Олена Компан висунула гіпотезу, що саме тут принцип збереження маси речовини у фізичних і хімічних перетвореннях вперше на лекціях почув Михайло Ломоносов, — згодом відомий російський вчений, — який вчився тут у юнацькі роки.

Михайло Ломоносов у 1748 році дав своє формулювання Закону збереження маси речовини такими словами: «… всі зміни, що трапляються в натурі, такого суть стану, що скільки чого в одного тіла відніметься, стільки додається до іншого, так, якщо де трохи зменшиться матерії, то збільшиться в іншому місці…».

1789 року Антуан Лавуаз'є (Antoine Lavoisier) ясно й однозначно сформулював цей закон так: маса (вага) речовин, що вступають в реакцію, завжди дорівнює масі (вазі) речовин, які утворюються в результаті реакції.

З точки зору атомно-молекулярного вчення закон збереження маси речовин пояснюється тим, що під час хімічних реакцій загальна кількість атомів окремих елементів залишається незмінною, бо при хімічних перетвореннях речовин атоми не зникають безслідно і не утворюються з нічого, а тільки перегруповуються з молекул одних речовин у молекули інших речовин. Цей закон є основним для хімії і всього природознавства. Йому підлягають всі хімічні перетворення, що відбуваються в природі і техніці. На ньому основуються також усі розрахунки в хімії.

Хром був відкритий Л. Н. Вокленом у 1797 р. Перебування в природі. Природні сполуки хрому: хромистий залізняк FеО•Сr2О3 і свинцева червона руда РbСrО4. Великі поклади хромових руд зустрічаються на Уралі. Фізичні властивості. Хром - білий блискучий метал, що відрізняється твердістю і тендітністю, з густотою 7,2 р/см3, температурою плавлення 1903С и температурою кипіння біля 2570С. На повітрі поверхня хрому покривається оксидной плівкою, що охороняє його від подальшого окислювання. Добавка вуглецю до хрому ще більше збільшує його твердість. Хімічні властивості. Хром на холоду дуже інертний. При нагріванні він взаємодіє з киснем, галогенами, азотом, вуглецем, сіркою й ін.: 4 Cr + 3 O2 = 2 Cr2O3 2 Cr + 3 Cl2 = 2 CrCl3 2 Cr + 3 S = Cr2S3 2 Cr + N2 = 2 CrN Сульфід хрому може існувати тільки в сухому виді. При контакті з водою, навіть із її парами, він цілком гідролізується: Сr2S3 + 6 Н2О = 2 Сr(ОН)3 + 3 Н2S При нагріванні хром розчиняється в соляною і сарною кислотах: Сr + Н2SО4 = СrSO4 + Н2 Сr + 2 HСl = СrСl2 + Н2 Сполуки хрому (II) хитливі і легко окисляються до сполук хрому (III): 4 СrСl2 + O2 + 4 НСl = 4 СrСl3 + 2 Н2О У нитратній кислоті і царській горілці на холоду хром зовсім не розчиняється, а при кип'ятінні розчиняється дуже слабко. Це пояснюється тим, що нитратна кислота пасивує хром. Хром пасивується й іншими сильними окислювачами. Отримання. У промисловості одержують як чистий хром, так і його сплав із залізом (ферохром). Чистий хром одержують відновленням його оксиду алюмінієм: Сг2О3 + 2 Аl = 2 Сr + Аl2O3 Ферохром буває двох видів: що містить і вуглець, що не містить. Перший одержують відновленням хромистого залізняка коксом: FеО•Сr2О3 + 4 С = Fе + 2 Сr + 4 СО другий - відновленням хромистого залізняка алюмінієм: 3 FеО•Сr2О3 + 8 Аl = 3 Fе + 6 Сr + 4 Аl2O3 Застосування. Хромом покривають залізні і сталеві деталі й інструменти, що використовуються в промисловості. Хромування деталей здійснюється електролітичним методом. Найбільша кількість хрому застосовується в металургії для одержання хромистих сталей, що відрізняються великою твердістю і тривкістю, тому використовуються для виготовлення інструментів, шарикоподшипників і деталей машин, що несуть велике навантаження. Добавка хрому до бронзи, латуні й інших сплавів значно підвищує їхню твердість. Сплав хрому з нікелем і залізом (нихром) має високий електричний опір і застосовується для виготовлення спіралей електронагрівальних приладів. Кисневі сполуки хрому (III). Оксид хрому (III) Сr2О3 є амфотерним. У звичайних умовах це порошок зеленого кольору. Він не розчиняється у воді, дуже слабко розчиняється в кислотах і лугах, а при сплавці з лугами або карбонатами лужних металів утворює розчинні у воді солі хромистої кислоти - хроміти: Сг2О3 + 2 NаОН = 2 NаСrО2 + Н2О Сr2О3 + К2СО3 = 2 КСгО2 + СО2 Оксид хрому (III) при сплавці з лугами при кисню повітря може окислятися до хроматів: 2 Сr2О3 + 8 КОН + 3 O2 = 4 К2СгО4 + 4 Н2О У лабораторних умовах оксид хрому (III) можна одержати термічним розкладанням дихромата амонію: (NН4)2Сr2O7 = Сr2О3 + N2 + 4 Н2О У промисловості оксид хрому (III) одержують відновленням дихромата калію коксом або сіркою: 2 К2Сr2О7 + 3 С = 2 Сr2О3 + 2 К2СО3 + СО2 К2Сr2О7 + S = Сr2О3 + К2SO4 Оксид хрому (III) застосовується для одержання хрому, а також для виготовлення масляних і акварельних фарб. Хромові фарби стійкі до дії вологи і нагріванню. Солі хрому (III) застосовуються в промисловості для одержання хромової шкіри. При дії лугів на розчини солей хрому (III) випадає осад гидроксида хрому (III) Сr(ОН)3 сірувато-блакитного цвіту. Гидроксид хрому (III) має амфотерні властивості. На відміну від оксиду гидроксид хрому легкорозчинним як у кислотах, так і в лугах: 2 Сr(ОН)3 + 3 Н2SO4 = Сr2(SO4)3 + 6 Н2О Cr(ОН)3 +3 NаОН = Nа3[Сг(ОН)6]. тому його можна осадити, тільки якщо не добавляти надлишку лугу. При нагріванні гидроксид хрому (III) утрачає воду, перетворюючись в оксид: 2 Сr(ОН)3 = Сr2О3 + 3 Н2О Більшість солей хрому (III) добре розчиняється у воді, але легко піддається гидролізу. Сульфат хрому разом із сульфатами розжарюємо, амонію, рубидію або цезію викристалізовується у виді квасцов Ме2SO4•Сr2(SO4)3•24Н2О або МеСг(SO4)2•12Н2О,, де Ме - катіон калію, амонію, рубидію або цезію. Хромовий ангідрид і хромові кислоти - сполуки, у яких хром утримується у вищому валентному стані: +6. Триоксид хрому СгО3 - кислотний оксид, що взаємодіє з водою, основними оксидами й основами: СrО3 + Н2О = Н2СrO4 2 СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7 СrО3 + СаО = СаСrО4 СrО3 + 2 КОН = К2СrО4 + Н2О Хромовий ангідрид може утворювати як хромову, так і двухромову кислоти і їхньої солі. Стан рівноваги 2 СrО42 + 2 Н  2 НСrО  Cr2О72 + Н2О