Основные классы неорганических веществ: кислоты, соли основания, оксиды.

Основные понятия химии: атом, молекула, атомная и молекулярная массы, простое и сложное вещество, химический эквивалент. Моль.

Химия – это наука о веществах и законах их превращений.

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Молекулой называют наименьшую частицу индивидуального вещества, способную к самостоятельному существованию, обладающую его основными химическими свойствами и состоящую из одинаковых или различных атомов.

Относительная молекулярная масса М_r – это молярная масса соединения, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода – 12. М_r – величина безразмерная. Массу одного моля вещества называют молярной массой (М). Ед.изм. – г/моль.

Относительная атомная масса А_r – это молярная масса атома вещества, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода – 12.

Если молекулы состоят из одинаковых атомов, то вещество называют – простым.

Если молекула вещества состоит из разных атомов, то вещество называют сложным.

Количества вещества – это число структурных элементов (атомов, ионов, молекул и др.) в системе.

Формула:

Моль – количество вещества системы, которое содержит столько определенных структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода - 12.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалента одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в ОВР.

Основные законы химии.

Основные законы химии:

а) закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции;

б) закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам; m_A/m_B=Э_А/Э_В

в) закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же количество молекул.

Из закона Авогадро следует 3 вывода:

1) 1 моль любого вещества содержит одинаковое число молекул - N_A =6.022*10²³(число Авогадро)

2) моли различных газов при одинаковых условиях занимают равные объемы, которые при н.у. (р=760 мм.рт.ст.=1атм. и Т=273,16 К) составляют 22,414 л.;

3) массы различных газов, занимающих одинаковые объемы; относятся м/у собой как их молекулярные массы

m₁/m₂=М₁/М₂ при V₁=V₂

 

Билет

Электронное облако — это наглядная модель, отражающая распределение электронной плотности в атоме или молекуле. В качестве наглядной модели состояния электрона в атоме в химии принят образ облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности обнаружить там электрон. Электронное облако рисуется наиболее плотным (там, где наибольшее число точек) в областях наиболее вероятного обнаружения электрона. Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.

Волновая функция:

Вероятность нахождения электрона в определённой области пространства описывается волновой функцией, которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция зависит от трёх пространственных координат и называется орбиталью. В соответствии с определением волновой функции, орбиталью называется область околоядерного пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Билет

Квантовые числа:

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число п определяет энергию и размеры электронных орбиталей, принимает значения 1,2,3,4… и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше п, тем выше энергия. Оболочки (уровни) имеют буквенные обозначения:K (n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4), Q (n=5).

Орбитальное l – определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные кв. числа принимают целочисленные значения от 0 до (п -1). Подоболочки также обозначаются буквами: подоболочка (подуровень).

Электроны с орбитальным кв. числом 0 называются s- электронами, имеют сферическую форму.

Электроны с орбитальным кв. числом 1 называются р- электронами, форма, напоминающая гантель.

Электроны с орбитальным кв. числом 2 называются d- электронами, форма сложнее чем р- орбитали.

Электроны с орбитальным кв. числом 2 называются f - электронами, форма сложнее чем d- орбитали.

Магнитное кв. число т₁ характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Принимает целые значения от -1 до +1, включ 0.

Спиновое кв.число т_s характеризует собственное вращательное движение электрона вокруг собственной оси, т.е. показывает величину и ориентацию спина, имеет только 2 значения +1/2 и -1/2.

Билет

При заполнении атомных орбиталей электронами облюдаются три основные правила.

Заселение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Электроны заселяют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии. Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s ≤ 3 d < 4 p < 5 s и так далее …

Правило Клечковского. Заполнение уровней и подуровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел. Если для двух орбиталей эта сумма будет одинакова, то электрон идет в ту орбиталь, где n меньше.

 

1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s < 3 d...

Принцип Паули. На одной атомной орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами и с набором всех 4-х квантовых чисел.

Правило Гунда. Суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

Билет

Емкость – максимальное число энергетического уровня, определяющееся по формуле , где n – номер уровня. Емкость подуровня , где l – орбитальное квантовое число характеризующееся для данного подуровня.

Билет

Энергия ионизации – энергия, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительно заряженный ион. энергию ионизации обычно выражают в электронвольтах(1эВ=96,48кДж/моль)

Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.

Элeктроотрицательность элементов подчиняется периодическому закону: она растет слева направо в периодах и снизу вверх в главных подгруппах Периодической системы элементов Д.И. Менделеева.
Энергии сродства электронов () – энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении атомом электронов и превращении атома в отрицательно заряженный ион. .количественно выражается в кДж/моль или эВ/моль.сродство электронов зависит от положения элемента в период. Системе.наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены,о₂,сера, наименьшие или отриц значения имеют гелий,бериллий, магний,цинк.

Ионизационный потенциал это – наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона из электронной оболочки атома. Наибольшая энергия отрыва – у атомов инертных газов; наименьшая – у атомов щелочных металлов: у атома гелия энергия ионизации составляет 24,5 эВ, а у атома лития – 5,5 эВ. У атома водорода ионизационный потенциал равен 13,5 эВ.

11. Химическая связь – это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. Условиями возникновения химической связи является соприкосновение взаимодействующих атомов, перекрывание их электронных оболочек.

Вале́нтность -способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей.

Сте́пень окисле́ния —число электронов, смещенных от атома данного элемента к другим атомам (при «+»окисленности)или от др атомов к атому данного элемента(при отриц окисленности)

12. Ковалентная связь – химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами. Ковалентная связь бывает полярной и неполярной. Неполярная ковалентная связь существует в молекулах, где каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Полярная ковалентная связь существует в молекулах, где пара электронов, образующих химическую связь, смещена к одному из ядер атомов. Взаимодействующие атомы характеризуются различной электроотрицательностью. Ковалентная свзь обладает двумя особенностями – насыщаемостью (при хим. Взаимодействии участвует только ограниченное число электронов) и направленностью (область перекрывания электронных облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам)

13. Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. В отличие от сигма-связи, осуществляемой перекрыванием s-атомных орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи-связи, возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. Считается, что пи-связь реализуется в кратных связях — двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная — из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей. О-связь – связь, обусловленная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Сигма-связь может возникать при перекрывании: s-s, s-p, p-p, d-d, d-s, d-p, f-f орбиталей

Длина связи – это расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. Ориентировочно оценить длину связи можно, исходя из атомных или ионных радиусов, или из результатов определения размеров молекул с помощью числа Авогадро. Так, объем, приходящийся на одну молекулу воды: , отсюда

С помощью различных методов физико-химических исследований (например электронографии) определяют d более точно. Исследование длин связей показало, что для данной пары атомов в различных (сходных) соединениях длина связи остается величиной постоянной.

Энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании молекулы из одиночных атомов. Энергия связи отличается от ΔH_обр..

Для двухатомных молекул энергия связей равна энергии диссоциации, взятой с обратным знаком: например в молекуле F₂ энергия связи между атомами F-F равна - 150,6 кДж/моль.

Энергии связей в молекулах, состоящих из одинаковых атомов, уменьшаются по группам сверху вниз По периоду энергии связей растут. В этом же направлении возрастает и сродство к электрону

 

14. 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. Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму (например, связи N—H в аммонии (NH₄⁺) или связи O—H в гидроксонии (Н₃O⁺)). 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.

15. Ионная связь –это химическая связь между ионами, осузествляемая электростатическим притяжением. Такая свзяь возникает лишь в случае большой разности ЭО атомов, например, между катионами s-металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов 6 и 7 групп (CsCl, K20, LiF)

16.Металлическая связь — это одновременное существование положительно заряженных атомов и свободного электронного газа. Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа, движутся валентныеэлектроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть.

17. Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, Oили F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными. Часто водородную связь рассматривают как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим размером водорода, которое разрешает близость взаимодействующих диполей. Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность^[2], её распространенность и важность, особенно в органических соединениях^[3], а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода

18. Окислительно-восстановительные реакции -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. Виды ОВР:

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающийся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н₂S + Cl₂ → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающийся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:

2H₂O → 2H₂ + O₂

Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Окисление – отдача электронов. Восстановление – приём электронов.

Атом, ион или молекула, отдающая электроны, называется восстановителем, а принимающая – окислителем.

Типичные восстановители

1. Металлы I, II, III групп периодической системы. (Na, Ca, Al …)

2. Катионы металлов в низшей степени окисления.

3. Ионы неметаллов в низшей степени окисления

Типичные окислители.

1. Галогены

2. Кислород

3. Катионы металлов высшей степени окисления

 

19.Раство́р — однородная смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Раствор — однофазная система переменного, или гетерогенного, состава, состоящая из двух или более компонентов.

По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.

В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные и коллоидные. В истинных растворах (часто называемых просто растворами) растворенное вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня, частицы растворенного вещества не видимы ни визуально, ни под микроскопом, свободно передвигаются в среде растворителя. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.

 

Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора.

1. Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора.

2. Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора.

3. Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов

где:

§ ν_i — количество i -го компонента, моль;

§ n — число компонентов;

 

4. Моляльность — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя.

5. Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

Для cocтaвлeния урaвнeний oкиcлитeльнo-вoccтaнoвитeльныx рeaкций нaибoлee чaстo испoльзуют метод электронного баланса и метод ионно-электронного баланса (или метод полуреакций).

Метод электронного баланса oбычнo испoльзуют дляcocтaвлeния уравнений прocтых окислительно-восстановительных реакций. В егo ocнoвe лeжит пoлoжeниe о тoм, чтo oбщee числo элeктрoнoв, oтдaнныx вocтанoвитeлeм дoлжнoрaвнятьcя oбщему числу элeктрoнoв, принятыx oкислитeлeм. Пoдсчeт числa пeрeшeдших элeктрoнoв лeжит в oснoвe cocтавления уравнений ОВР.

20. Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Степень диссоциации(альфа)-оотношение числа молекул диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита.

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.

 

21. электроли́т — вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

22. Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при стандартных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром. Около 71 % поверхности Земли покрыто водой (океаны, моря, озёра, реки, льды).

Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы).

Вода имеет ключевое значение в создании и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды. Является важнейшим веществом для всех живых существ на планете Земля.

Вода на Земле может существовать в трёх основных состояниях — жидком, газообразном и твёрдом и приобретать различные формы, которые могут одновременно соседствовать друг с другом: водяной пар и облака в небе, морская вода и айсберги, ледники и реки на поверхности земли, водоносные слои в земле. Вода способна растворять в себе множество органических и неорганических веществ. Из-за важности воды, «как источника жизни», её нередко подразделяют на типы по различным принципам.

По особенностям происхождения, состава или применения, выделяют, в числе прочего:

Мягкая вода и жёсткая вода — по содержанию катионов кальция и магния

По изотопам молекулы:

· Лёгкая вода (по составу почти соответствует обычной)

· Тяжёлая вода (дейтериевая)

· Сверхтяжёлая вода (тритиевая)

С формальной точки зрения вода имеет несколько различных корректных химических названий:

· Оксид водорода

· Гидроксид водорода

· Монооксид дигидрогена

· Гидроксильная кислота

· Оксидан

· Дигидромонооксид

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

В воде всегда присутствует немного катионов водорода и гидроксид-ионов, которые образуются в результате обратимой диссоциации:

H2O H+ + OH-

В 1 л чистой воды при комнатной температуре содержится 1.10-7 моль катионов водорода и 1.10-7 моль гидроксид-ионов.

Поскольку оперировать числами такого порядка неудобно, для количественной характеристики кислотности среды используют так называемый водородный показатель рН ("пэ аш", от латинского "pundus hydrogenium" - "вес водорода"). Каждое значение рН отвечает определенному содержанию катионов водорода в 1 л раствора.

В чистой воде и в нейтральных растворах, где в 1 л содержится 1.10-7 моль катионов водорода, значение рН равно 7.

23. Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

Активность была предложена в 1907 году Льюисом как новая переменная, применение которой вместо концентрации позволяет использовать для описания свойств реальных растворов относительно простые уравнения, полученные для идеальных систем. Альтернативой этому пути является использование более сложных уравнений, учитывающих взаимодействие между частицами (см., например, уравнение Ван-дер-Ваальса).

Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности () к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности: у=а/с

Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального. Отклонения от идеальности могут быть обусловлены различными химическими и физическими причинами — дипольные взаимодействия, поляризация, образование водородных связей, ассоциация, диссоциация, сольватация и др.[1]

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.

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 = 0.51²•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: log(y_i)=-A_z²I^1/

24. Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону)

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

α = (cгидр/cобщ)·100 %

где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

25.Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

Ингибиторы коррозии

ингибиторами коррозии (ИК) называют химические соединения, которые, присутствуя в коррозионной системе в достаточной концентрации, уменьшают скорость
коррозии без значительного изменения концентрации любого коррозионного реагента. Ингибиторами коррозии могут быть и композиции химических соединений. Содержание ингибиторов в коррозионной среде должно быть небольшим.

Эффективность ингибиторов коррозии оценивается степенью защиты Z (в %) и коэффициентом торможения Υ (ингибиторный эффект) и определяется по формулам:

где К₁ и K₂ [г/(м²•ч)] — скорость растворения металла в среде без ингибитора и с ингибитором соответственно; i₁ и i₂ [А/см²] — плотность тока коррозии металла в среде без ингибитора и с ингибитором коррозии соответственно. При полной защите коэффициент Z равен 100 %.
Коэффициент торможения показывает во сколько раз уменьшается скорость коррозии в результате действия ингибитора:

Z и Υ связаны между собой:

Ингибиторы коррозии подразделяются:
• по механизму своего действия — на катодные, анодные и смешанные;
• по химической природе — на неорганические, органические и летучие;
• по сфере своего влияния — в кислой, щелочной и нейтральной среде.

Действие ингибиторов коррозии обусловлено изменением состояния поверхности металла вследствие адсорбции ингибитора или образования с катионами металла труднорастворимых соединений. Защитные слои, создаваемые ингибиторами коррозии, всегда тоньше наносимых покрытий. Ингибиторы коррозии могут действовать двумя путями: уменьшать площадь активной поверхности или изменять энергию активации коррозионного процесса.

Катодные и анодные ингибиторы замедляют соответствующие электродные реакции, смешенные ингибиторы изменяют скорость обеих реакций. Адсорбция и формирование на металле защитных слоев обусловлены зарядом частиц ингибитора и способностью образовывать с поверхностью химические связи.
Катодные ингибиторы коррозии замедляют катодные реакции или активное растворение металла. Для предотвращения локальной коррозии более эффективны анионные ингибиторы. Часто для лучшейзащиты металлов от коррозии используют композиции ингибиторов с различными добавками.
При этом может наблюдаться:
• аддитивное действие, когда ингибирующий эффект отдельных составляющих смеси суммируется;
• антагонизм, когда присутствие одного из компонентов ослабляет ингибирующее действие другого компонента;
• синергизм, когда компоненты композиции усиливают ингибирующее действие друг друга.

Неорганические ингибиторы коррозии. Способностью замедлять коррозию металлов в агрессивных средах обладают многие неорганические вещества. Ингибирующее действие этих соединений обуславливается присутствием в них катионов (Са²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺, As³⁺, Bi³⁺, ^Sb3+) или анионов (CrO^2-₄, Cr₂0^2-₇, NO^-₂, SiO^2-₃, PO^3-₄).

37) Термодинамика и кинетика коррозии.

Таблица 14. Устойчивость оксидов.

Оксид	Энтальпия, кДЖ/моль	Оксид	Энтальпия, кДЖ/моль
CuO		MgO
FeO		TiO
ZnO		Al2O3
SnO2		-	-

В ряде случаев образование прочной оксидной пленки на поверхности изделия желательно, так как пленка предохраняет металл от дальнейшего окисления. При пайке и сварке алюминиевых сплавов пленка препятствует соприкосновению припоя с чистой поверхностью металла.

Коррозионная стойкость. Это - способность металла сопротивляться разрушению, которое вызвано химическим воздействием окружающее среды.

Чисто химическая коррозия определяется главным образом окислением, электрохимическая коррозия возникает из-за физико-химической неоднородности металлов в присутствии жидкости, способной проводить электрический ток.

Электрохимическая активность металлов характеризуется электронным потенциалом, измеренным относительно водорода (таблица 15).

Таблица 15. Электрохимический ряд напряжений.

Металл	Электрический потенциал	Металл	Электрический потенциал
Калий	-2,92	Олово	-0,14
Магний	-1,55	Свинец	-0,13
Алюминий	-1,32	Водород
Цинк	-0,76	Медь	+0,34
Хром	-0,51	Серебро	+0,81
Железо	-0,44	Ртуть	+0,86
Никель	-0,25	Золото	+1,50

Каждые два металла образуют гальваническую пару. При этом электродвижущая сила будет тем больше, чем дальше друг от друга они стоят в эклектическом ряду.

Взаимодействие металлов с газами. Количество отливки во многом зависит от взаимодействия металлов (особенно их жидких расплавов) с газами. Это взаимодействие представляет собой комплекс сложных физико-химических процессов, направленных в строну равновесия.

В реальных условиях полное равновесие между газообразной и жидкой фазами достигается крайне редко. Поэтому термодинамические расчеты, относящиеся к состоянию равновесия, как правило, показывают лишь направление взаимодействия.

Возможны три случая взаимодействия газов с расплавами.
1. Полная взаимная интенсивность. Она наблюдается, например, при плавлении любых металлов в среде интерных газов (аргона, гелия идр.)
2. Газ практически нерастворим в металле. Образующиеся химические соединения в виде жидких капель, плен или кристаллов, проникая в металл, загрязняют его.
3. Газы образуют с металлом растворы. Как известно, растворимость в металле двухатомного газа [Г]ме зависит от давления газа рr и от температуры Т:

[Г]ме = к√рr exp [ - ΔQ/ (RT)].

где, k - постоянный коэффициент, R - газовая постоянная, ΔQ - теплота растворения 1 модуля газа в расплаве. Значение ΔQ может быть положительным и отрицательным.

При ΔQ > 0 процесс растворения газа сопряжен с поглощением теплоты и является эндоремическим. В этом случае повышение температуры вызывает увеличение содержания газа в металле.

При ΔQ < 0 растворение газа сопровождается выделением теплоты, т.е. является экзотермическим процессом, и повышение температуры вызывает снижение содержания газов в растворе.

При эндо