Смещение химического равновесия

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) температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO3=CaO+CO2 -Qt↑ →, t↓ ←, N2+3H2↔2NH3 +Qt↑ ←, t↓ →. 2) давление. 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) концентрация исходных веществ и продуктов реакции. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ. S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←. Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Конста́нтаравнове́сия — 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.

Принцип ЛеШателье —если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Пове́рхностныеявле́ния — совокупность явлений, обусловленных особыми свойствами тонких слоёв вещества на границе соприкосновения фаз. К поверхностным явлениям относятся процессы, происходящие на границе раздела фаз, в межфазном поверхностном слое и возникающие в результате взаимодействия сопряжённых фаз. Поверхностные явления обусловлены тем, что в поверхностных слоях на межфазных границах вследствие различного состава и строения соприкасающихся фаз и соответственно из-за различия в связях поверхностных атомов и молекул со стороны разных фаз существует ненасыщенное поле межатомных, межмолекулярных сил. Вследствие этого атомы и молекулы в поверхностных слоях образуют особую структуру, а вещество принимает особое состояние, отличающееся от его состояния в объеме фаз различными свойствами. Поверхностные явления изучаются коллоидной химией.

Адсорбция — это, в широком смысле, процесс изменения концентрации у поверхности раздела двух фаз, а в более узком и употребительном — это повышение концентрации одного вещества (газ, жидкость) у поверхности другого вещества (жидкость, тв. тело).

Диспе́рснаясисте́ма — это образованная из двух или более фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Если фаз несколько, их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т. д.). Обычно дисперсные системы — это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза.

Классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы. Сочетания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить девять видов дисперсных систем. Для краткости записи их принято обозначать дробью, числитель которой указывает на дисперсную фазу, а знаменатель на дисперсионную среду, например для системы «газ в жидкости» принято обозначение Г/Ж.

Обозначение Дисперсная фаза Дисперсионная среда Название и пример

Г/Г Газообразная Газообразная Дисперсная система не образуется

Ж/Г Жидкая Газообразная Аэрозоли: туманы, облака

Т/Г Твёрдая Газообразная Аэрозоли (пыли, дымы), порошки

Г/Ж Газообразная Жидкая Газовые эмульсии и пены

Ж/Ж Жидкая Жидкая Эмульсии: нефть, крем, молоко

Т/Ж Твёрдая Жидкая Суспензии и золи: пульпа, ил, взвесь, паста

Г/Т Газообразная Твёрдая Пористые тела

Ж/Т Жидкая Твёрдая Капиллярные системы: жидкость в пористых телах, грунт, почва

Т/Т Твёрдая Твёрдая Твёрдые гетерогенные системы: сплавы, бетон, ситаллы.

Истинный раствор - это разновидность растворов в котором размеры частиц растворенного вещества предельно малы и сопоставимы с размером частиц растворителя. Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более составных частей. Относительные количества компонентов раствора могут изменяться в широких пределах. Наиболее важный вид растворов в жизни человека - жидкие растворы. Такими растворами являются все жидкости организма. С жидкими растворами усваиваются в системе пищеварения питательные вещества. Всякий раствор состоит из дисперсной фазы, или растворенных веществ и дисперсионной (непрерывной) фазы, или растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде частиц, молекул или ионов. Растворяемые вещества, в зависимости от их способности проходить через частично проницаемую (полупроницаемую, пергаментную) мембрану, разделяют на два типа: кристаллоиды и коллоиды. Растворителем большинства жидких растворов организма является вода. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Например, в случае водного раствора соли растворителем является вода. Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Свойства любого водного раствора зависят от размера частиц растворенного вещества и от их реакции на действие силы тяжести. По этим признакам различают три типа растворов: истинные растворы, коллоидные растворы и суспензии или эмульсии. В истинных растворах размеры частиц растворенного вещества малы. Они сравнимы с размерами молекул растворителя (воды). Истинный раствор является гомогенной (однородной) системой, практически состоящей из одной фазы. Частицы истинного раствора не разделяются под действием силы тяжести. Истинными растворами организма являются, например, растворы солей, моносахаридов.

Качественная и количественная характеристика растворов. Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя. Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (вода и ацетон, золото и серебро), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве. Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями. Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других.

Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия. Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли. Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.

Растворы электролитов и неэлектролитов. Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами. Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами. Одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие — нет. В этом можно убедиться с помощью прибора, состоящего из угольных электродов, присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие электрического тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Если же опустить электроды в раствор поваренной соли, то лампочка ярко вспыхнет. Следовательно, сахар (раствор) — неэлектролит, т.к. не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли — электролит, т.к. проводит электрический ток. Опытным путем было доказано, что к электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи. Электролиты — проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, что чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо. Распад молекул электролита на ионы под воздействием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией. Так, хлорид натрия NaCl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na+ и хлорид-ионыСl-. Вода образует ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН~ лишь в очень незначительных количествах.

Кроме хорошей электропроводности растворы электролитов обладают более низкими значениями давления пара растворителя и температуры плавления и более высокими температурами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих свойств в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации. 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительные и отрицательные. Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома — это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т. д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (NO-3, SO2-4, PO3-4 и т.д.). Многие ионы окрашены. Например, ион MnO-4 имеет малиновый цвет, ион CrO2-4 — желтый, ионы Na+ и Сl- бесцветны. Само название «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях. 2. При действии электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их к противоположно заряженным электродам.

3. Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так: КА К++А- Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Тепловой эффект реакции, теплота, выделенная или поглощенная термодинамической системой при протекании в ней химической реакции. Определяется при условии, что система не совершает никакой работы (кроме возможной работы расширения), а температуры реагентов и продуктов равны. Поскольку теплота не является функцией состояния, т.е. при переходе между состояниями зависит от пути перехода, то в общем случае тепловой эффект реакции не может служить характеристикой конкретной реакции. В двух случаях бесконечно малое количество теплоты (элементарная теплота) dQ совпадает с полным дифференциалом функции состояния: при постоянстве объема dQ = = dU (U-внутренняя энергия системы), а при постоянстве давления dQ = dH (H-энтальпия системы).

Зависимость растворения веществ от температуры. В о многих системах сплавов область существования первичных твердых растворов увеличивается при повышении температуры Обычно причина увеличения растворимости заключается в следующем. Существование фазовой смеси при низких температурах объясняется более низким значением свободной энергии фазовой смеси, по сравнению с энергией гомогенной фазы (при данном составе). По мере увеличения температуры все большее значение приобретает энтропия, так как член TS в уравнении F = Е—TS возрастает при повышении температуры. При прочих равных условиях разупорядоченный раствор имеет большую энтропию, чем фазовая смесь (энтропия смеси). Таким образом, при увеличении температуры гомогенные и разупорядоченные растворы становятся более стабильны. Из рис. 3.9, б видно, что граница α-фазы должна изменяться так, как если бы энтропия этой фазы была меньше, чем соседней β-фазы. Тогда, так как dF/dT =—S, кривая свободной энергии β-фазы при увеличении температуры должна переместиться к более низким значениям (по сравнению с кривой свободной энергии α-фазы). При этом наклон общей касательной PQ должен стать больше, а точка Р, определяющая границу α-фазы, переместиться в направлении к А. Такое положение наиболее вероятно при совместном сосуществовании β- и α-фаз, когда β-фаза—разупорядоченный раствор, так как в этом случае она будет иметь энтропию смеси большую, чем энтропия а-фазы. Более общим примером, как будет видно в следующей главе, является случай, когда α- и β-фазы — разупорядоченные растворы В соответственно в твердом и жидком А. Но этот эффект может появляться и в случае, когда β-фаза является вторичным разупорядоченным раствором. Например, в латуни количество первичного раствора цинка в меди уменьшается по мере увеличения температуры выше 450°С. На смену ему в системе появляется разупорядоченный раствор — β-латунь.

Зако́ныРа́уля. Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом: Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. Для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В (компонент А считаем растворителем) удобнее использовать другую формулировку: Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в растворе. Второй закон Рауля. Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля. Понижение температуры кристаллизации растворов.

Условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара растворителя над раствором давлению пара над твёрдым растворителем. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, это равенство всегда будет достигаться при температуре более низкой, чем температура замерзания растворителя. Так, океанская вода начинает замерзать при температуре около минус 2 °C.

Разность между температурой кристаллизации растворителя T°fr и температурой начала кристаллизации раствора Tfr есть понижение температуры кристаллизации. Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Поскольку по мере кристаллизации растворителя из раствора концентрация последнего возрастает, растворы не имеют определённой температуры замерзания и кристаллизуются в некотором интервале температур. Повышение температуры кипения растворов. Жидкость кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если растворённое вещество нелетуче (то есть давлением его насыщенных паров над раствором можно пренебречь), то общее давление насыщенного пара над раствором равно парциальному давлению паров растворителя. В этом случае давление насыщенных паров над раствором при любой температуре будет меньше, чем над чистым растворителем, и равенство его внешнему давлению будет достигаться при более высокой температуре. Таким образом, температура кипения раствора нелетучего вещества Tb всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении T°b. Повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Криоскопическая и эбулиоскопическая константы. Криоскопия — метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. Эбулиоскопия— метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, имеющие физический смысл понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения раствора с концентрацией 1 моль/кг. Для воды они равны 1.86 и 0.52 K·моль−1·кг соответственно. Поскольку одномоляльный раствор не является бесконечно разбавленным, второй закон Рауля для него в общем случае не выполняется, и величины этих констант получают экстраполяцией зависимости из области малых концентраций до m = 1 моль/кг. Для водных растворов в уравнениях второго закона Рауля моляльную концентрацию иногда заменяют молярной. В общем случае такая замена неправомерна, и для растворов, плотность которых отличается от 1 г/см³, может привести к существенным ошибкам. Второй закон Рауля даёт возможность экспериментально определять молекулярные массы соединений, неспособных к диссоциации в данном растворителе; его можно использовать также для определения степени диссоциации электролитов.

Зако́ныРа́уля в применении к электролитам

Законы Рауля не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток — растворов электролитов. Для учёта этих отклонений Вант-Гофф внёс в приведённые выше уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества. Неподчинение растворов электролитов законам Рауля и принципу Вант-Гоффа послужили отправной точкой для создания С. А. Аррениусом теории электролитической диссоциации. Зако́нГе́нри — закон, по которому при постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. Закон пригоден лишь для идеальных растворов и невысоких давлений.

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.

О́смос — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя). Осмотическое давление — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

Закон Вант-Гоффа осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Коллоидными растворами называются гетерогенные дисперсные системы, в которых частицы «растворенного» вещества обладают ультрамикроскопической (коллоидной) степенью дробления. Поперечник частиц дисперсной фазы в этих системах лежит в пределах 1 -100 нм.

 

 

Свойства и применение коллоидных растворов являются гетерогенными, многофазными (в простейшем случае двухфазными) системами, в отличие от истинных растворов, которые являются гомогенными, однофазными системами. Условием их образования является нерастворимость (или очень малая растворимость) вещества одной фазы в веществе другой. Дисперсная фаза в коллоидных растворах находится в сильно раздробленном состоянии, в котором отдельные частицы являются не молекулами, а агрегатами, состоящими из множества молекул. Диаметр частиц — от 1 ммк до 0,1 мк.

В медицинской практике коллоидные растворы лекарственных веществ применяются в форме жидких лекарств для наружного применения, капель и микстур, редко — для инъекционного введения. Свойства коллоидных растворов. По внешнему виду и некоторым свойствам коллоидные растворы похожи на обычные растворы солей и других, веществ. После фильтрации через плотную фильтровальную бумагу коллоидные растворы остаются прозрачными, не оставляют на ней осадка, их можно разбавлять водой или до известного предела сгущать без появления осадка и т. д. Коллоидные растворы резко отличаются по своим свойствам от истинных растворов. В отличие от истинных растворов, одинаково прозрачных при рассматривании их как в проходящем, так и в отраженном свете, коллоидные растворы способны рассеивать свет (опалесцировать). Опалесценция становится особо заметной при рассматривании раствора в отраженном свете (явление Фарадея—Тиндаля). Коллоидные растворы в отличие от истинных очень медленно диффундируют. Отличаются они от истинных растворов и малой величиной осмотического давления.

Раствором называется гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, соотношения между которыми могут меняться. Одним из компонентов растворов является растворитель, другим компонентом - растворенное вещество. В рамках дисциплины рассматриваются только двухкомпонентные водные растворы, т.е. растворы, состоящие из растворителя /воды/ и одного растворенного вещества. Количественный состав раствора определяется концентрацией, т.е. относительным содержанием в нем растворенного вещества. В зависимости от количества растворенного вещества различают несколько типов растворов: Насыщенным раствором является такой раствор, который содержит максимально возможное (при t - const) количество грамм растворенного вещества на 100 г Н₂О. Раствор, концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора при данных условиях, называется ненасыщенным раствором. Перенасыщенный раствор- раствор, в котором при заданной температуре и давлении концентрация растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе. Неустойчивая однофазовая система: внесение кристалла растворенного вещества или встряхивание вызывает кристаллизацию. Концентрированным раствором называется раствор с высоким содержанием растворенного вещества. Раствор, содержащий малое количество растворенного вещества, называется разбавленным. Понятие «насыщенный раствор» и «концентрированный раствор» не следует путать. Насыщенные растворы хорошо растворимых веществ (хлориды натрия, калия и т.д.) являются и концентрированными растворами. Насыщенные растворы малорастворимых соединений (хлорид серебра) являются сильно разбавленными. Существует несколько способов выражения концентрации растворов: процентная, молярная, нормальная и т.д. Процентная концентрация показывает, сколько грамм вещества содержится в 100 граммах раствора. Молярность показывает, сколько моль вещества содержится в 1 л (1000мл) раствора. C_M=ν/V, где ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л. Нормальность показывает, сколько эквивалентов растворенного вещества содержится в 1л (1000мл) раствора. C_Н =ν*z/V, где ν — количество растворённого вещества, моль; V — общий объём раствора, л; z — число эквивалентности. Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы. Моляльность — количество растворённого вещества (число молей) в 1 кг растворителя. Измеряется в молях на кг. m=ν/m₂, где ν — количество растворённого вещества, моль; m₂ — масса растворителя, кг. Титр —масса растворённого вещества в 1 мл раствора. T=m₁/V, где m₁ — масса растворённого вещества, г; V — общий объём раствора, мл;

Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионы водорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка. Основания - вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−. Соли -- вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла и аниона кислотного остатка. В реакции кислоты с основанием (реакция нейтрализации образуется соль и соли и воды. Кислота -HCl (кислотный остаток Cl-): HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- Основание -- NaOH:

NaOH ↔ Na+ + OH- Реакция нейтрализации (соль - NaCl): HCl + NaOH = NaCl + H2O. Критерии протекания реакции. Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями. Чем слабее кислота, тем более сильное основание нужно для реакции. Количественные характеристики Сила кислоты и основания характеризуются их константами диссоциации K. Для кислоты HA K = [H+]·[A-]/[HA]. Для основания MOH K = [M+]·[OH-]/[MOH]. Чтобы прошла реакция между кислотой и основанием, произведение их констант диссоциации должно быть больше, чем 10-14 (ионное произведение воды). Область применимости. Она вполне удовлетворительно описывает реакции достаточно сильных кислот и оснований друг с другом и свойства их водных растворов. На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя, распространение которого на щелочные среды требует, однако, дополнительных допущений. Теорию можно применять для описания гидролиза солей и реакции кислот и оснований с солями, однако при этом требуется весьма громоздкий аппарат -- пронная теория гораздо удобнее. Применимость теории Аррениуса-Оствальда ограничивается водными растворами.кроме того, она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп. Электролит.диссоциация —процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать 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 Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

Cильные электролит. Электролиты, практически полностью диссоциирующие на ионы в водных растворах, называются сильными электролитами. К сильным электролитам относятся: 1. Почти все соли. 2. Основания - гидроксиды щелочных и щелочно - земельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RвOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ и Ba(OH)₂. 3. Кислоты: а) бескислородные- HCI, HBr, HI. б) кислородсодержащие- HCIO₄, HMnO₄, HCIO₃, HBrO₃, HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄. Для описания состояния ионов в растворе пользуются наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона α (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе С_М соотношением α=fC_M, где f - коэффициент активности иона (безразмерная величина). Приближенно можно считать, что в разбавленных растворах коэффициент активности иона зависит от заряда иона и ионной силы раствора I, которая равна полусумме произведений молярных концентрации каждого иона на квадрат его заряда z. I=1/2(C₁z₁²+C₂z₂²+ …C_nz_n²). Приближенно коэффициент активности ионов разбавленного растворе можно вычислить по формуле: lgf=-0.5z²√I. Сслабые электролиты. В растворах слабых электролитов существует равновесие между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое полностью подчиняется закону действующих масс. Константа, протекающего при этом равновесного процесса, называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. Это отношение остается постоянным для раствора любой концентрации слабого электролита при одной и той же температуре.

Ступенчатая диссоциация обусловливает возможность образования кислых и основных солей. Ступенчатая диссоциация сильных кислот не оказывает влияния на характер кривых титрования, которые имеют такой же 1вид, как и кривые одноосновных кислот. Так, на кривых титрования НС1 и H2SO4 наблюдается только одна точка эквивалентности. Соответственно ступенчатой диссоциации двух - и многоосновных кислот нейтрализация их протекает также по ступеням. Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены, чем последующие. Ступенчатой диссоциацией кислот объясняется образование кислых солей. Их ступенчатая диссоциация обусловливает образование кислых и основных солей. Продукты ступенчатой диссоциации следует рассматривать как комплексы. В растворе эти комплексы координационно насыщены за счет присоединения к центральному атому молекул растворителя. Продукты ступенчатой диссоциации координационно-насыщенных по данномулиганду соединений как комплексы были рассмотрены А. К. Бабко и Силленом. При ступенчатой диссоциации каждая ступень имеет свою константу электролитической диссоциации.

Диссоциация воды. Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением H₂O<=>H⁺+OH^-. Константа диссоциации воды при 25 °C составляет K_W= [H⁺][OH^-]/ [H₂O]=1,86*10^-16. Считая, что в большинстве растворов вода находится в молекулярном виде (концентрация ионов H+ и OH− мала), и учитывая, что молярная масса воды составляет 18,0153 г/моль, а плотность при температуре 25 °C — 997,07 г/л, чистой воде соответствует концентрация [H2O] = 55,346 моль/л. Поэтому предыдущее уравнение можно переписать в виде [H⁺][OH^-]=10^-14.Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H+] = [OH−], можно записать [H⁺]=[OH^-]=10^-7. Водородный показатель воды, таким образом, равен pH=-lg[H⁺]=7,0.

Ио́нноепроизведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. Вывод значения ионного произведения воды. Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− или H2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: K=[H⁺][OH^-]/ [H₂O](1), 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: K[H₂O]= [H⁺][OH^-]

Водоро́дныйпоказа́тель— мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH=-lg[H⁺]

Индика́тор — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения. Виды индикаторов. Кислотно-основные индикаторы, Редокс-индикаторы, Ох- и Red-формы которых имеют различный цвет, Металлоиндикаторы, Адсорбционные индикаторы.

Закон разбавления Оствальда. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита НАDН⁺+ А^-. Обозначим общую концентрацию слабого электролита НА через С моль/л, тогда концентрация ионов [Н⁺]=[А^-]=Сα моль/л, а концентрация недиссоциированной части электролита будет равна (С- Сα) моль/л, тогда константа диссоциации: K= [Н⁺][А^-]/[НА]=Сα Сα/C-Сα= Сα²/1-α, где α – степень диссоциации. Данное выражение является законом разбавления Оствальда. В тех случаях, когда степень диссоциации α << 0,1, при вычислениях, не требующих большой точности, можно принять, что С-Сα ≈ С или, то же самое, 1- α ≈ 1. Тогда K= Сα Сα/C или K=Cα², откуда α=√K/С.

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl, можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgClнерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl + Na+ + NO3− Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение Ag+ + Cl− = AgCl и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции. Условия необходимости ионных реакций:

невысокая температура; полярные растворители, способные к сольватации образующихся ионов. По характеру реагента, действующего на молекулу, ионные реакции делятся на электрофильные и нуклеофильные. Действие света или радиоактивного излучения не влияет на скорость реакций органических веществ имеющих ионную природу.

Гидро́лиз — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде. Различают обратимый и необратимый гидролиз солей: 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):CO32− + H2O = HCO3− + OH− Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH. 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+, CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl. 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: 2Al3+ + 3S2− + 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ), Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза. Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием: K_г=K_H2O/Ka, где Ka — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе. Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием: K_г=K_H2O/Kb, где Kb — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе. Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: K_г=K_H2O/Ka*Kb.

Поликонденсация — процесс синтеза полимеров из полифункциональных соединений, обычно сопровождающийся выделением низкомолекулярных побочных продуктов (воды, спиртов и т. п.) при взаимодействии функциональных групп. Молекулярная масса полимера, образовавшегося в процессе поликонденсации, зависит от соотношения исходных компонентов, условий проведения реакции.

Полимериза́ция — процесс образования высокомолекулярного вещества путём многократного присоединения молекул низкомолекулярного вещества к активным центрам в растущей молекуле полимера. Молекула мономера, входящая в состав полимера, образует т.наз. мономерное звено. Элементный состав мономера и полимера приблизительно одинаков. Обычно мономерами являются соединения, содержащие кратные связи, которые способны, раскрываясь, образовывать новые связи с другими молекулами, обеспечивая рост цепей. Механизм полимеризации обычно включает в себя ряд связанных стадий: инициирование — зарождение активных центров полимеризации;

рост цепи — процесс последовательного присоединения молекул мономеров к центрам;

передача цепи — переход активного центра на другую молекулу; разветвление цепи — образование нескольких активных центров из одного; обрыв цепи — гибель активных центров.

 

 

Произведение растворимости. В насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе: BaSO₄DBa²⁺ + SO₄^2-. Поскольку в растворах сильных электролитов состояние ионов определяется активностями, то выражение константы равновесия для данной системы имеет вид: K=α_Ba²⁺*α_SO4^2-/α_BaSO4. Активная концентрация сульфата бария в растворе есть величина постоянная, следовательно, произведение K* α_BaSO4 является величиной постоянной при данной температуре и обозначается ПР. Таким образом, произведение активных концентраций α_Ba²⁺*α_SO4^2- также представляет собой постоянную величину, называемую произведением растворимости и обозначаемую ПР:ПР_BaSO4= α_Ba²⁺*α_SO4^2-. Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе (ПР) – есть величина постоянная при данной температуре. Если электролит малорастворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициент активности ионов мало отличается от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражениях для ПР может быть заменено на их молярные концентрации: ПР_BaSO4=[Ba²⁺]*[SO₄^2-].

Окисли́тельно-восстанови́тельныереа́кции —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. Виды окислительно-восстановительных реакций: Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:

Н2S + Cl2 → S + 2HCl. Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся 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-реакции, вкоторых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3→N2O+2H2O.

Метод электронного баланса -метод уравнивания ОВР с использованием степеней окисления атомов. Этот метод справедлив для реакций в газовой фазе, реакции высокотемпературного разложения. Ионно-электронный метод -метод полуреакций-метод уравнивания ОВР, справедливый для реакций, протекающих в водных растворах с участием ионов: при записи полуреакций для окислителя и восстановителя записывают не элементы в соответствии степени окисления а ионы, реально существующие в рессматриваемых системах.

Важнейшие окислители и восстановители. Пределы окисления и восстановления элемента выражаются максимальным и минимальным значениями степеней окисления *. В этих крайних состояниях, определяемых положением в таблице Менделеева, элемент имеет возможность проявить только одну функцию – окислителя или восстановителя. Соответственно и вещества, содержащие элементы в этих степенях окисления, являются только окислителями (HNO3, H2SO4, HClO4, KMnO4, K2Cr2O7 и др.) или только восстановителями (NH3, H2S, галогеноводороды, Na2S2O3 и др.). Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями (HClO, H2O2, H2SO3 и др.).

Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов в главных подгруппах и периодах периодической системы. Слева направо усиливаются окислительные свойства, а при движении сверху вниз-восстановительные свойства элементов. Последняя закономерность распространяется даже на такие необычные элементы, как инертные газы. У "тяжелых" благородных газов криптона и ксенона, которые находятся в нижней части группы, удается "отобрать" электроны и получить их соединения с сильными окислителями, а для "легких" гелия, неона и аргона это осуществить не удается. В правом верхнем углу таблицы находится самый активный неметалл-окислитель фтор (F), а в левом нижнем углу - самый активный металл-восстановитель цезий (Cs). Элемент франций (Fr) должен быть еще более активным восстановителем, но его химические свойства изучать крайне трудно из-за быстрого радиоактивного распада. По той же причине, что и окислительные свойства элементов, их электроотрицательность возрастает тоже слева направо, достигая максимума у галогенов. Не последнюю роль в этом играет степень завершенности валентной оболочки, ее близость к октету. При перемещении сверху вниз по группам электроотрицательность уменьшается. Это связано с возрастанием числа электронных оболочек, на последней из которых электроны притягиваются к ядру все слабее и слабее.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы — мера способности химического вещества присоединять электроны. 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) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением: Aox + n·e− → Ared, 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.

Направление окислительно-восстановительных реакций. Возможность протекания окислительно-восстановительных реакций в водном растворе в прямом или обратном направлении устанавливается в стандартных условиях по значениям стандартных потенциалов j° полуреакций восстановления: Окисленная форма + ne- = Восстановленная форма. Стандартные условия протекания реакции отвечают постоянству термодинамической температуры и давления системы. Любая температура может быть принята за стандартную, если она в ходе процесса остается постоянной. Чаще всего значением стандартной температуры считают 298,15 К.Стандартное давление в системе при отсутствии газообразных реагентов или продуктов равно 1. 105 Па. Если в системе имеются газообразные реагенты и(или) продукты, давление каждого из них поддерживается равным 1. 105 Па. В водном растворе добавляется требование по стандартной концентрации каждой окисленной и восстановленной формы: каждая из них должна быть равна 1 моль/л.

Электрохимический ряд напряжения металлов показывает их сравнительную активность в реакциях окисления-восстановления (сверху вниз восстановительная активность уменьшается). Металл, находящийся в ряду напряжений левее водорода, способен вытеснить водород из кислот или солей.

Гальваническим элементом называется система, превращающая химическую энергию в электрическую. В результате протекания химических реакций в гальванических элементах осуществляются процессы, обуславливающие возникновение разности потенциалов и электрического тока. При погружении металлического электрода в воду или в раствор электролита возникает обратимая электродная реакция Me<=>Me_p-p⁺ⁿ+ne^-. Происходит окисление металла, ионы которого переходят в раствор, если концентрация ионов металла в растворе меньше равновесной. Данная химическая реакция вызывает возникновение разности потенциалов между поверхностью металла и раствором. Величина данной разности потенциалов в настоящее время не может быть измерена экспериментально.

ЭДСгальванического элемента называется наибольшая разность потенциалов его электродов. Сейчас практически при определении электродных потенциалов измеряют ЭДС гальванического элемента, составленного из двух электродов: неизвестного, потенциала которого необходимо узнать, и стандартного водородного электрода, потенциал которого условно принят равным 0,00 (В). В теории и практике имеют дело с двумя величинами: электродным и стандартным электродным потенциалом.

Стандартнымэлектродным потенциалом называется величина ЭДС гальванического элемента, образованного стандартным водородным электродам и данным электродом при стандартных условиях (температура 298 К, давление 760 мм.рт. ст., активная концентрация ионов металла в растворе 1 моль/л). Электродным потенциалом называется величина ЭДС гальванического элемента, образованного данным электродом и стандартным водородным электродом.

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

E=E₀+RT/nF*lna_Ox/a_Red, гдеE-электродный потенциал, E₀-стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах; R-универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K); T—абсолютная температура; F-число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; n—число моль электронов, участвующих в процессе; a_Ox и a_Red -активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции. Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант R и F и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при T = 298K получим E=E₀+0,059/n*lna_Ox/a_Red.

Коррозия металлов — разрушение металлов вследствие химического или электрохимического взаимодействия их с коррозионной средой. Для процесса коррозии следует применять термин «коррозионный процесс», а для результата процесса — «коррозионное разрушение». Образование гальванических пар с пользой применяют для создания батарей и аккумуляторов. С другой стороны, образование такой пары приводит к неблагоприятному процессу, жертвой которого становится целый ряд металлов, — коррозии. Под коррозией понимают происходящее на поверхности электрохимическое или химическое разрушение металлического материала. Наиболее часто при коррозии металл окисляется с образованием ионов металла, которые при дальнейших превращениях дают различные продукты коррозии. Коррозия может быть вызвана как химическим, так и электрохимическим процессом. Соответственно, различают химическую и электрохимическую коррозию металлов. Химическая коррозия —взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисление 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). 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 всегда требуется наличие электролита, 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 ее повышается, и скорость процесса увеличивается. Методы защиты. 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).

Электро́лиз —физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами -проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду. Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений, диоксида марганца, пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза.

Законы Фарадея. Первый закон Фарадея. Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит: m=k*q=k*I*q, если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности k называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества.

Второй закон Фарадея. Электрохимические эквиваленты различных веществ относятся, как их химические эквиваленты. Химическим эквивалентом иона называется отношение молярной массы A иона к его валентности z. Поэтому электрохимический эквивалент k=1/F*A/z, где F-постоянная Фарадея. Второй закон Фарадея записывается в следующем виде: m=MIΔt/nF, где M-молярная масса данного вещества, образовавшегося в результате электролиза, г/моль; I-сила тока, пропущенного через вещество или смесь веществ, А; Δt-время, в течение которого проводился электролиз, с; F-постоянная Фарадея, Кл·моль−1; n-число участвующих в процессе электронов, которое при достаточно больших значениях силы тока равно абсолютной величине заряда иона, принявшего непосредственное участие в электролизе. Однако это не всегда так; например, при электролизе раствора соли меди(II) может образовываться не только свободная медь, но и ионы меди(I) (при небольшой силе тока).

Электрохимический эквивалент — количество вещества, которое должно выделиться на электроде, согласно закону Фарадея, при прохождении через электролит единицы количества электричества: k=μ/Fz, где F=N_Ae^-постоянная Фарадея.

Гальванопластика — получение сравнительно толстого слоя металлических осадков на поверхности какого-либо предмета. Целью гальванопластики является получение точной металлической копии предмета. При гальванопластике осадки получаются массивными, прочными, легко отделяющимися от покрываемой поверхности. Основное применение в гальванопластике имеет медь; более ограниченное использование железа, никеля, серебра, золота, а также олово, хром и другие металлы и их сочетания. Копируемое изделие, если оно само изготовлено не из электропроводящего материала, покрывают тонким слоем электропроводящего материала, и затем наносят гальваническое покрытие. Этот слой обычно делают легко отделяющимся от поверхности изделия, например, натирают порошок графита, либо токопроводный лак. В гальванопластическом производстве труб и других полых предметов электролитическое осаждение в ряде случаев ведётся на сердечники из легкоплавких сплавов, которые потом удаляются путём нагрева выше температуры их плавления.

Гальваностегия — электролитическое осаждение тонкого слоя металла на поверхности какого-либо металлического предмета для защиты его от коррозии, повышения износоустойчивости, предохранения от цементации, в декоративных целях и т. д.

Получаемые покрытия — осадки — должны быть плотными, а по структуре — мелкозернистыми. Чтобы достигнуть мелкозернистого строения осадков, необходимо выбрать соответствующие состав электролита, температурный режим и плотность тока. Выбор способа покрытия зависит от назначения и условий работы изделия. На сегодняшний день изделия из металла, а так же барельефы на стенах, широко используются как в быту, так и в производстве, и в других сферах промышленности. Надежность, прочность, многофункциональность, привлекательный внешний вид - вот что отличает металл от других материалов. Литьевые пресс формы значительно облегчают производство товаров крупными партиями, художественные кованые изделия позволяют превратить мебель и элементы интерьера в предметы роскоши, ювелирные изделия были и остаются самым лучшим украшением и желанным подарком любой женщине, а барельефы, расположенные на стенах, существенно преображают интерьер. При этом изготовление металлических изделий зачастую требует больших затрат времени, денежных средств и усилий мастеров различной квалификации. Значительно сократить расходы и повысить производительность вам поможет применение гальванопластики. Гальванопластика позволяет воссоздать точную форму предмета посредством электрохимического процесса, и значительно удешевляет процесс изготовления единичных изделий с очень трудоемким техническим заданием.

Аналити́ческаяхи́мия- раздел химии, изучающий химический состав и структуру веществ. Предмет её как науки — совершенствование существующих и разработка новых методов анализа, их практическое применение, исследование теоретических основ аналитических методов. Аналитическая химия подразделяется на качественный анализ, нацеленный на определение того, что или какие вещества, в какой форме находится в образце, и количественный анализ, нацеленный на определение сколько данного вещества (элементов, ионов, молекулярных форм и др.) находится в образце. Определение элементного состава материальных объектов называют элементным анализом. Установление строения химических соединений и их смесей на молекулярном уровне называют молекулярным анализом. Одним из видов молекулярного анализа химических соединений является структурный анализ, направленный на исследование пространственного атомного строения веществ, установление эмпирических формул, молекулярных масс и др. В задачи аналитической химии входит определение характеристик органических, неорганических и биохимических объектов. Анализ органических соединений по функциональным группам называют функциональным анализом.

Качественный химический анализ — совокупность химических, физико-химических и физических методов, применяемых для обнаружения элементов, радикалов и соединений, входящих в состав анализируемого вещества или смеси веществ. В качественном анализе используют легко выполнимые, характерные химические реакции, при которых наблюдается появление или исчезновение окрашивания, выделение или растворение осадка, образование газа и др. Реакции должны быть как можно более селективны и высокочувствительны. Качественный анализ в водных растворах основан на ионных реакциях и позволяет обнаружить катионы или анионы. Основоположником качественного анализа считается Р.Бойль, который ввёл представление о химических элементах как о неразлагаемых основных частях сложных веществ и систематизировал все известные в его время качественные реакции.

Количественный анализ — совокупность методов аналитической химии для определения количества (содержания) элементов (ионов), радикалов, функциональных групп, соединений или фаз в анализируемом объекте. Количественный анализ позволяет установить элементный и молекулярный состав исследуемого объекта или содержание отдельных его компонентов. В зависимости от объекта исследования различают неорганический и органический анализ. В свою очередь их разделяют на элементарный анализ, задача которого — установить, в каком количестве содержатся элементы (ионы) в анализируемом объекте, на молекулярный и функциональный анализы, дающие ответ о количественном содержании радикалов, соединений, а также функциональных групп атомов в анализируемом объекте.