Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Диффузия, осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Частицы раств вещ-ва и растворителя находятся в беспорядочном тепловом движении и равномерно распределяются по всему объёму раствора. Диффузия - самопроизв процесс перемещения частиц вещ-ва, приводящий к вырав-ю концентрации раствора. Если растворы с различной конц-ией разделить полупроницаемой мембраной, пропускающей только молекулы раств-ля (бычий пузырь, цалафан), то диффузия может стать односторонней. если в сосуд из полупрониц мембраны, переходящий в узкую трубку, поместить раст-р сахарозы и погрузить в чистую воду, то вырав-ие кон-ии будет происходить только за счет молекул воды, кот в большем кол-ве диф-ют в раст-р чем обратно. Такая одностор диффузия называется осмосом. в сосуде с раствором созд-ся давление, под действ кот жидкость подним-ся в трубке пока не наступит равновесие между р-ом и раст-ем. Осмотическое давление - это то давление, которое необходимо приложить раствору, что прекратился осмос. это то избыт давление, кот оказывает р-ор на полупрониц перегородку в момент его равновесия с раств-ем. При измерениях осмотического давления различных растворов было установлено, что величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя. В 1886 Вант - Гофф показал, что для растворов не электролитов невысоких концентраций зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением: Р=СmRТ Здесь Р-осмотическое давление раствора, Па; С - его мольно-объемная концентрация (молярность), моль/л; R- универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль*К); Т - абсолютная температура раствора. Молярность раствора С представляет собой отношение числа молей растворенного вещества n к объему раствора V (л) С=n/V а число молей вещества равно его массе m, делённой на мольную массу М. Отсюда для молярности раствора получаем С=m/MV Представляя это значение С в уравнение Вант-Гоффа, найдём pV=1000m/M*RT Это уравнение позволяет по величине осмотического давления раствора определять мольную массу. стенки растит клеток, живых орг-ов пред-ют полупрон мембрану, через кот свободно проходят мол-лы воды, но зад-ся вещ-ва, раствор-ие в клеточном соке.

31. Давление пара над растворами. Кипение и кристаллизация водных растворов. Закон Рауля. Равнов состояние вода-пар, при кот скорость испар жидк-ти=скор-ти конден-ии. Пар при таком сост-ии наз-ся насыщ-ым, а его давление – давлением насыщ пара. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью- величина постоянная.Опыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается, т.к. часть поверхности раствора занята мол-ми нелетучего раств вещ-ва, кот сниж скорость испарения молекул раств-ля. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. В 1887 французский физик Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и веществ в твердом состоянии, установил следующие законы: 1) в разбавленных р-ах неэл-ов при пост темп с пониж давления нас пара над раст-ом пропорц-но молярной доле раств вещ-ва. р₀-р/р₀=m/M, где р₀-давление нас пара над чистым раст-ем, р-давление нас пара над раст-ом, m-число молей раств вещ-ва, M-число молей раств-ля. Следствием снижения давления нас пара над раст-ом явл-ся повыш темп кипения и пониж темп замер-я по сравнению с чистым раст-ем. 2)повышение темп кип-я и пониж темп зам-я раст-ов неэл-ов пропорц-но молярной конц-ии р-ра Ñtкип=кэб*Сm, Ñtзам=ккр*Сm, где кэб-эбуллиоскопическая константа, ккр-криоскопичекая константа. Кэб и ккр равны изм-ю темп кип и замер одномолярных раст-ов. На понижении темп зам растворов основано действие антифризовых жидкостей с низ темп зам, применяемых для охлаждения двигателей автомобилей. Действие противоморозных добавок поз-ет произ-ть бетонирование при низких темп-ах – метод холодного бетона. Раствор кипит и крист-ся в некот интервале темп-р. Темп-ра крист-ии и темп кипения.

32. Природные воды, их состав, жесткость воды, методы ее устранения. Применение воды в строительстве. Природная вода нах-ся в непрер взаимод-ии с окр средой и растворяет орган и неорган соед-я. Органич примеси имеют сложный состав и наход-ся в основном в коллоидном состоянии (кремн кислота и ее сод-я). Неорганич примеси в виде катионов Na+, Ca+, Mg²⁺, K⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Al³⁺, анионов HCO^3-, OH^-, CO₃^2-,NO₃^-, F^-,SO₄^2-,Cl^-. В состав природных вод входят газы CO₂, O₂, N₂, H₂S, бактерии, микроорганизмы и продукты их ж/д, микроэлементы, взвеси. Состав прир вод хар-ся солесодерж-ием, щелочностью, жесткостью. Жесткость обусловлена содер-ем раствор солей Ca и Mg, присут-ем их гидрокарбонатов (временная), их сульфатов и хлоридов (пост-ая). Врем +пост=общая. Жесткость выр-ся суммой эквивалентов ионов Ca²⁺ и Mg²⁺, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л). по величине жесткости различают 1)очень мягкая (до 1) – дождевая и снеговая, нет накипи 2)мягкая(1-2) и средняя(2-10) – речная и озерная, образует накипь 3)жесткая(10-12) и очень жесткая(>12) – грунтовая, родниковая, колодезная, много накипи, без умягчения не прим 4)вода морей и океанов(80-100). Отриц действие жесткости: 1)образ накипь в системах охлажд двиг, на стенках паровых котлов, что приводит к перегреву и коррозии 2)соли MgCl2, MgSO4 в р-ре гидролизуются, образую кисл среду, что ускор коррозию констр-ий 3)эти соли вызыв магнез и сульф коррозии цемент камня. Методы устранения сводятся к сниж конц-ии ионов Ca и Mg путем осажд-ия их в виде нераств солей или методом ионного обмена: 1)термич устр-ся только врем ж-ть Ca(HCO₃)₂=CaCO₃+CO₂+H₂O, 2)реагентирование – не дает дост степени умяг-я, требует большого расхода реактивов, сложность по технолог осущ-ю. Известк метод +Ca(OH)₂, содовый +Na₂CO₃, натронный +NaOH, фосфорный+Na₃PO₄. 3)в пром услов ж-ть уст методом ионного обмена, кот основан на спос-ти высокомолек соед-ий обменивать вход в их состав подвиж ионы на ионы, наход в воде. Иониты-тв зернистые, нераств в воде вещ-ва. По хар-ру обмен ионов различ катиониты и аниониты. Катиониты NaR,HR – обмен ионы Na⁺ и H⁺ на катионы Ca²⁺ и Mg²⁺ из воды. Аниониты ROH – обмен анионы OH- на анионы солей из воды. Происход хим обессолев воды. Со врем иониты утрач спос-ть умягчать воду и их подверг регенерации. Воду широко примен в строит-ве. В технол бетон работ воду испол для пригот бетон и раств смесей, поливки констр-ий в процессе тверд бетона, промывки заполнителей.

33. Коллоидные растворы. Методы получения, свойства. Коллоидные растворы - высокодисперсные гетероген системы с размером частиц дисперсной фазы 1-100 нм. Для получ и длит сущ-я кол р-ов необх 1)взаимная нераств-ть дисп фазы и диспер среды 2)достиж коллоидной степени диспер-ти частиц дисп фазы 3)наличие стабил-ра, прида-го системе уст-ть(избыток одного из реагентов) или поверх-актив вещ-ва(мыло, белки, желатин). Методы получения: 1)дисперсионный – основан на измел частиц дисп фазы до коллоид сост-я (мехки в шаровых и коллоид мельницах, с пом ультразвука, распыл в электр дуге) 2)конденсационный – основан на объедин молекул, атомов, ионов с образ-ем частиц коллоид размеров (путем замены растворителя, путем хим реакций, проводимых в опред усл-ях, в рез кот образ труднораств соед-я – реакции гидролиза, ОВР, реакции обмена). Золи – кол р-ры с жидкой подвижной дисп средой. Свойства: 1)молек-хим сво-ва проявл в тепловом движ частиц, диффузии, седиментацион(кинет) устойчивости. Частицы дисп фазы золя перем-ся в процессе теплового движ-я, выз-ого беспоряд ударами со стороны мол-л среды, и распред по всему объему системы. Диф-ют не охлаждаясь под действ силы тяжести. 2)оптич – мелкие частицы кол рас-ов нельзя увидеть в обычн микроскоп, только в ультрамик-п. частицы дисп фазы золей меньше длин волн лучей видимого света, поэтому они рассеив свет, но не отраж его. При боков освещ-ии бесц золи имеют голубов окраску. На темном фоне набл-ся свят конус. Золи имеют различн окраску, что опред-ся природой, строением, конц-ей р-ра и услов набляд золя. 3)электрич – при пропуск пост эл тока в силу электростат притяж кол частиц противоионы диф слоя взаимод др с др. при этом наблюд электрофарез (передвиж частиц дисп фазы к электроду), электроосмос(перемещ дисп среды через порист перегородку), агрегат уст-ть(спос-ть сохран опред размеры частиц дисп фазы). Наличие эл заряда у кол гранул приводит к их значит гидратации. Полярные молекулы воды ориент-ся около заряж частиц, образуя гидрат оболочки, что умен стремл частиц к укрупл. По хар-ру взаимод диспер фазы с диспер средой различ лиофоб и лиофил системы. У лиофил кол-ов (золи желатина, крахмала, белков, глин вещ-в) прояв значит взаимод диспер фазы и диспер среды. За счет адсорбции на пов-ти кол частиц образ сольватные (гидратные) оболочки из мол-л дисп среды. Лиофил агрегатно очень устойч за счет защитн дейст-я гидрат оболочек, коаг-ют при большом избытке эл-та, обратимы. При коаг-ии образ гель. Лиофоб кол-ды (золи Au,Cu,S, мульфидов, солей). Слабо взаимод с дисп средой. Неуст. Коаг при небол кол-ве эл-та, осаждаясь в виде хлопьев или порошка. Необратимы. Даже при длит хранении не застуднев. Повысить уст-ть можно добавлением лиофил. Кол защита. Уст-ть золей можно нарушить, устранив заряд коллоид частиц и электрозащит гидратную оболочку. При этом частицы слип-ся под дейст-ем межмолек сил, укрупняясь в размерах. Процесс объедин кол частиц в более крупные агрегаты – коаг-я. Процесс осажд укруп частиц под действ силы тяжести – седиментация. Пептизация – процесс перехода получ при коаг осадка в золь. Строение кол систем. Na2SiO3+2HCl=H2SiO3+2NaCl, FeCl3+H2O=Fe(OH)3+3HCl, H2S+CuSO4=CuS+H2SO4. При столк-ии слип-ся, образуя более крупные частицы, на опред этапе обр-ся агрегат кол частицы, состоящие из молекул m. На пов-ти агрегата адсорб потенциал опред ионы nFe3+. Они опред заряд кол частицы. Агрегат и потен-опред ионы притяг из р-ра противоионы Cl-. Причем их большая часть 3(n-x)Cl- нах-ся ближе к ядру кол частицы с потен образ адсорб слой. Меньшая часть 3xCl-распр-ся в диф подвиж слое. Агрегат+адсорб слой=гранула, гранула+противоионы=мицелла.

{m[Fe(OH)₃]*nFe³⁺*3(n-x)Cl^-}^3x+*3xCl-

34. Образование и свойства гелей. Структурообразование в кол системах. Гель – дисперсная система с жидкой дисп средой, в кот частицы диспер фазы связ-ся друг с другом, образуя простую структуру – сетку, внутри которой находится диспер среда. Имеет студнеобразное состояние. Гели получают из истин расв-ов опред конц-ии, из золей при нагревании, самопроизвольно с теч времени, при набухании тв кол-да (желатин в воде), при охлаждении распл р-ра. Со временем гели стареют – выделяется жидкость, гель уменьшается в объеме, идет синерезис. Дисперсные системы раздел на 2 большие группы: свободнодисперсные(неструктур-ые) и связнодисперсные(структури-ые). Свободнодисп – отсут взаимод между частицами диспер фазы (гидрозоли, аэрозоли, порошки, разбавл суспензии и эмельсии), текучие. Связнодисп – возник при контакте частиц дисп фазы, привод-м к образ-ю структуры. Нетекучие, твердообразные (гели, конц эмельсии и суспензии, пасты). Различают коагуляционные и конденсационные структуры, кот возникают при процессах твердения неорган вяжущих вещ-в. коагул стр-ры образ-ся из свободнодисп систем за счет немолек притяжений частиц (гель). Контак между частицами дисп фазы осущ-ся через тонкие прослойки дисп среды и точечный контакт. Имеют небольш проч-ть, пласт-ть, эласт-ть. Для них хар-но явл-ие тиксотропия – структуры, разрушаясь при механ воздействии), вновь восст-ся со временем. Тиксотропны глины, масл краски. Конденс стр-ры – возник из перенасыщ р-ов в рез-те склеив-я, сраст-я, переплетения частиц дисп фазы. Если частицы дисп фазы кристаллы, то структура наз-ся конденсационно-кристализ-ой. Прочнее коаг-ых, не тиксотропны, разрушаются необратимо.

37. Химические свойства металлов. Металлы вступая в реакции отдают валентные электроны, проявляя восстанов сво-ва. 1)Чем более отриц значение имеет потенц мет, тем выше восстанов спос-ть мет, тем они активнее. 2)каждый предыд мет ряда потенциалов восстанавл все послед за ним мет из раств их солей. 3)Мет с отриц значением потенциала (до Н) вос-ют Н2 из разбавл HCl и H2SO4. 4)С водой при обычных условиях реаг только щелочные и щелочнозем мет. 5)Концентрированная H2SO4 и HNO3 любой конц-ии прояв окисл сво-ва за счет аниона кислотного остатка. Взаимод почти со всеми мет. Образ-ся соли кислот, вода и продукты восстан-я, хар-р кот зависит от актив мет и конц-ии кислоты. Me+H2SO4(HNO3)=соль+H2O+продукт восстановления. H2SO4: акт мет – S,H2S; неакт мет – SO2. HNO3(к): акт мет – NO2,N2O; неакт – NO2. HNO3(р):акт – N2O,N2,NH3; неакт – NO. Конц H2SO4 и HNO3 в обычных услов не реаг с Al,Co,Ni,Ag,Fe. 6)В конц щелочах раст-ся ме, оксиды и гидроксиды кот амфотерны. 7)Мет взаимод с водой с выдел-ем Н2 и образ-ся гидроксид. 8)Мет взаимод с немет (O,S,CO2,N2).! С Н2 реаг только щелочные и щелочнзем мет.

35. Металлы. Нахождение в природе, получение. Физические свойства. Металлическая связь. Металлы – большинство элементов период системы. Малоактивные (Cu,Hg,Ag) встреч-ся в самородном состоянии, активные в виде руд (Fe3O4, Fe2S, CaCO₃,Al₂O₃). Содержание в земной коре Al 7.5%, Fe 4.2%, Сa 3,25%, Na 2.4%. методы получения включ обогащение руд (отделение от пустой породы) и извлечение металлов из обогащ руд. Методы обогащения: 1)локтан-ый – основан на различ смягчении компонентов руды водой или лотаторами, 2)гравит-ый – основан на различ плотности пустой породы и руды, 3)магнитная сепарация – основан на различ св-ах компонентов руды. Методы получения основаны на протекании ОВ процессов: 1)пирометаллургический – восстановление мет из руд при повыш темпр-ре коксом (C,CO,H₂), 2)гидрометаллургический – основан на переводе соед-ий мет в раст-р спец реагентами (H₂SO₄, KCN), с послед выделением мет из раствора более актив мет. CuO+H₂SO₄=CuSO₄+H₂O, CuSO₄+Fe=Cu+FeSO₄, 3)электролиз – вос-е активн мет (Na, K, Mg, Al) из расплавов, оксидов, гидроксидов, солей с помощью эл тока. Полученные металлы подверг дополнит очистке: перегонка и переплавка в вакууме, электрорафинирование. Все мет за искл ртути тв крист в-ва. Причиной общности сво-в мет явл-ся сходство в строении их атомов и природа хим связи. В узлах крист решетки мет наход нейтр атомы и полож ионы. Между ними свободно передвиг электроны. Электроныый газ обуславл метал связь. Небольшое число валентных эл-ов однов-но связ-ет большое число атомов. Поэтому в отличие от ковалент, метал связь делокализована и многоцентр-ая, не обладает направл-ю и насыщ-ю вследствии сферич симметрии атомов мет. Энергия метал связи растет с ростом числа валент эл-ов и заряда ядра, что отраж-ся на темп кип и плавл. Al и мет побочных подгрупп имеют более высокие темп кип и плавл, чем щелочн и щелочнозем мет. Свобод эл-ны обусл-ют все общие св-ва тет – непроз-ть, цветность, блеск, большинстов мет серебристо-белого цвета, золотого, желто-красного. Перем-ся эл-ны обусл-ют теплопров-ть и электропровод-ть мет-ов. Отсут-ие направ-ти связи позвол смещать атомные слои крист решетки без разрыва связи, что придает пласт-ть. Поэтому мет легко диф-ся в проволку, поддаются ковке, штамповке. Мет имеют высок механ проч-ть, твердость, что обусл их применение в кач-ве конструк матер-ов. Мет делятся по цвету – черные и цветные, по плотности - легкие<5г/кубсм (щелоч и щелочнозем) и тяжелые(Fe, Pb, Sn) по темп плавления – лекгоплавкие(Pb, Sn, K, Cs) и тугоплавкие(Fe, Cr, W).

36.Механизм возникновения двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы. Между атомами, ионами и электронами в кристал решетке существует равновесие Me(атомы)«Meⁿ⁺(ионы)+ne(электроны в металле). Если погрузить пластину активного металла в раствор его соли, ионы с поверх-о слоя мет под действ полярной молекулы воды начинают отрываться и в гидратир-ом виде переходят в раствор. В рез-те пов-ть мет заряжается отриц из-за избытков электронов. Ионы мет в раст-ре конц-ся у поверх-ти пластины вследствии электростатич притяжения. С повышением кон-ии ионов мет у пов-ти пластины выход из мет их ослаб-ся и усил-ся переход ионов из р-ра в решетку мет. Со временем между поверх-ю мет и раст-ом устан-ся подвижное равновесие. Ме(атомы)+mН₂О=Меⁿ⁺+mH2O(гидратир ионы)+nе. Металл становится заряженным отрицательно, а раствор -положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе мет-раствор образ двойной эл слой и возникает разность потенциала (скачок), называемый равновесным электродным потенциалом j. Состояние равнов-я зависит от актив-ти мет и концентрации его ионов в растворе. По мере перехода ионов в раствор растёт отрицательный заряд поверхности металла и положительный заряд раствора, что препятствует окислению металла. Для некот мет преоблад процесс перехода ионов мет из р-ра на пов-ть мет, пластина заряж +, р-р из-за избытка анионов соли -. На границе мет-раствор также образуется двойной эл слой и возникает j. Абсолютное значение j экспер-но опред невозм. Опред относит электродный потенциал как разность потенциала, измеряемого электрода и стандартного водородного электрода, потенциал кот равен 0. Станд водор электрод представл пластину, покрытую рыхлым слоем платины. Через р-р кислоты подается газообразный Н2 под р=101325Па и Т=298К, кот адсорбир на пластине. Между ионами Н в р-ре кислоты и Н на пластине возник равновесие 2Н⁺+2е=Н₂ j⁰=2Н⁺/Н₂=0. Водородный электрод присоед к мет электроду, потенциал кот необход опред. Электродный потенциал, возн-ий при погруж мет в р-р его соли с активностью ионов мет 8моль*ион, измеряемый по отнош к станд водород электроду при t=298, называется стандартным электрод пот-ом мет j⁰Меⁿ⁺/Ме⁰Располагая мет в порядке их станд электрод потенциалов получают ряд стандарт электрод пот-ов. j зав-т от природы мет, конц-ии(активности) его ионов в р-ре и тем-ры. Уравнение Нернста: j=j⁰+0,059/n*lga, где n-заряд ионов тем, а-активность ионов мет. Стандартный электродный потенциал металлов указывают на меру восстановительной способности атомов металла и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает. При протек ОВР конц-ии исход вещ-в падают, а продуктов реакции – возрастают. Это приводит к измен величин пот-ов обеих полуреакций: j ок-ля падает, j вос-ля возраст. Когда пот-лы обоих процессов становятся равными, реакция заканчивается – наступает состояние хим равновесия.

38. Химические источники тока: гальванические элементы, аккумуляторы, топливный элемент. Устр-ва, кот примен для непосредс преобр энергии хим ОВ процесса в электр энергию, назыв гальваническими элементами. Их называют также хим источ электр энергии (ХИЭЭ) или хим источн тока. Действие любого гальван элемента основ на протек в нем ОВР. В простейшем случае гальв эл состоит из 2 пластин или стержней, изготовл из различ металлов и погружённых в раствор электролита. Такая система делает возможным пространств разделение ОВР: окисление протекает на одном металле, а восстановление – на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Рассмотрим в качестве примера гальванич эл-т Даниэля-Якоби. Он состоит из Zn и Cu электродов, погр-ых в раст-ры их солей ZnSO4, CuSO4. Они разделены пористой перегородкой. При погруж мет в р-ры солей у каждого из них возник электродный пот-л jZn+2/Zn0=-0.76В, jCu+2/Cu0=+0.34В. jZn более электроопред-ен. При соединении электродов проводником, электроны с Zn электрода переходят на медный и во внеш цепи возник ток, на Zn электроде(аноде) идет окисление – ионы Zn2+ переходят в р-р, анод постеп раств-ся. На медном электроде(катоде) идет восс-ие катионов меди из р-ра CuSO₄, мет-ая медь осажд-ся на электроде. Одновр-но часть ионов SO₄^2- переходит из р-ра CuSO₄ в р-р ZnSO4. Анодом в гальван элементе явл более активный мет, с более эо потенциалом. Схема (-)А Zn/ZnSO₄//CuSO₄/CuK(+).A:Zn0-2e=Zn+2(окисление), K:Cu+2+2e=Cu0(Вос-ие). Максим разность потенциалов, кот может быть получена при работе гальван элемента наз-ся электродвиж силой электролита. Она равна разности пот-ов катода и анода. Гальванич элемент Вольта(Zn/H₂SO₄/Cu). В целом сущ-ет до 600 схем таких эл-ов, они могут быть разнообразного размера и формы. Применение - источники автономного питания радио, фото и электро аппаратуры. Г/э – источники тока одноразового действия, в рез-те их работы анод раз-ся. Этого недостатка лишены ак-ры – хим источники тока многократного исп-я (изобретены в 1860г). в них под действ внеш источ тока накапл хим энергия(зарядка), кот затем переходит в электрич энерг(разрядка). Свинцовый кислотный ак-р. состоит из 2 решетчатых свинцовых пластин, заполн перед зарядкой пастой из оксида свинца, и опущ-ых в 25-30% р-р H₂SO₄. При этом протек хим реакция и образ труднораств PbSO4. PbO+H₂SO₄=PbSO₄+H₂O. В ак-ре исп-ся обратность токообраз-ий ОВР. PbSO₄+2H₂O=Pb+PbO₂+2H₂SO₄. Зарядка – Pb+2+2e=Pb0, Pb+2-2e=Pb+4. Для накопл хим энергии ак-р заряжают, подключив пластины к ист тока. В рез-те протек процессов одна пластина пок-ся Pb, другая PbO2 и электроды станов различн по ОВ способностям с различн j. j1=-0,36В, j2=+1,68В. Разрядка ак-ра – работа ак-ря подобна г/э. Pb0-2e=Pb+2, Pb+4+2e=Pb+2. Если соед пластины заряж ак-ра проводником по внеш цепи от Pb к PbO₂, происх перенасыщ електронами – возник эл ток. Со врем степ ок-я на электродах выравн, ак-р разряж-ся. Кол-во циклов в ак-ре 250-300. Для получ источ тока с большим напр-ем ак-р соедин с батареей. Применение: старторные ист тока для двиг внутр сгор автомобилей, ист питания для рельс и безрельс транстпорта, энергоснаб систем освещения, средств сигнал-ии, связи, в космич и воен технике.

39. Коррозия металлов. Виды коррозии и формы разрушений. Защита металлов от коррозии. Коррозия – самопроизв процесс разрушения мет-ов под действием агрес окр среды (от лат corrodere -разъедать). по механ протеканию различ хим, электрохим и биолог коррозии. Хим – разр-ие мет без возникн тока в системе. Делится на 1) газовую (под действ сухих газов O₂, Cl₂, H₂S, SO₂) при высок темп-ахх, подверг детали двигателей внутр сгорания 2) неэлектролитах (под действ агрессивн органич жидкостей нефть, бензин, масла), подверг двигатели внутр сгорания. Электрохим – разруш мет с возникн тока в систнме, протекает при контакте 2 разных мет или мет и немет. Делится на 1) атмосферную 2) грунтовую (почвенную) 3) электролитах – в водн р-ах кислот, щелочей, мор воды 4) электрокоррозия – возник под действ блуждающих токов от метро, трамваев, ж/д. При электрохим коррозии происх образ местных гальван пар. Участки с более отриц пот-ом явл анодом, и на них происх окис-е мет. Мет разр-ся. Участки с более полож пот-ом явл катодом и на них происх восст-е ок-ля. В кислой среде К:2Н++2е=Н₂. Во влажной атмосфере, грунте, воде, электролите К:О2+2Н₂О+4е=4ОН-. В нейтр среде К:О2+4Н++4е=2Н₂О. В условиях атмосф или почвен кор экспл-ся до 80% строит мет. В дождлив время атмосфера загр-ся промыш отходами SO₂, CO₂, H₂S. Короз-ая акт-ть грунта опр-ся пористостью, влажн-ю, солевым составом, присут-ем микроорг-ов. Наиб скорость коррозии при влажн-ти 25-30% и рН<3 – торфян и болотистые грунты. Почвен коррозии подверг трубопроводы, подзем сооруж, сваи. Биолог – вызыв-ся ж/д микроорганизмов, исп-их мет как питат среду или выде-их продукты ж/д, разр-ие мет. S®SO₂®SO₃®H₂SO₄. По хар-ру разр-я пов-ти мет различ след формы корроз разр-ий: 1) сплошная (равномер и неравномер) 2) местная (в виде точек, пятен и пигментов, привод к сквозн отверст) 3) подповерх-ая (вспучив и расслоение) 4) межкристал-ая (по границам зерен кристаллов, ухудш мех сво-ва, потеря прочности и пластичности) 5) транскрист-ая (растрескив-ие, в издел на изгиб) 6) селективная (избират, отдел компоненты более актив мет в сплаве). Методы защиты предусм в ходе проектир, изготовл и эксплу-ии конструкций. 1)применение химически стойких сплавов с антикор сво-ми (нержав сталь до 12% Cr, до 10% Ni; легирован сталь с добавл Ni, Co, V, Cr, Cu, Mn) 2)защита поверхности металла покрытиями. Мет покрыт делятся на анодные (издел покрыв более акт мет, при нарушении целостн пок-я образ-ся гальванопара, в кот анод кор-ет, а изделие-катод нет) и катодные (издел покрыв менее актив мет, при наруш целост пок-я кор-ет изд-ие, катодное пок-ие защ-ет мет при отсут пор и поврежд). Немет покрытия - лаки, эмали, крастки, смолы, пленки. 3) измен сво-в корроз среды (достиг-ся умен конц-ии окисл-ей, созд-ие защитн атмосфер, с помощтю ингибиторов – вещ-в, замедл скорость коррозии, образуя защит пленки, каталит снижение скорости коррозии) 4) электрохим методы (основаны но создании микрогальвано пары, у кот катодом явл защитн конструкц, анодом – жертвен анод). при катод защите конст-я просоед к отриц полюсу внешн ист тока, к полож – жертв анод и он разр-ся. Радиус действия 2км, для защиты подземн сооруж и трубопроводов. При протект защите к констр присое-ся мет с более отриц пот-ом – протектор. Образ-ся гальванопара, в кот протектор раз-ся. Радиус действия 50м. Примен для защиты конст-ий в мор воде, влажных грунтах.

40. Электролиз расплавов и растворов электролитов. ОВ процессы при электролизе. Применение. Электролиз – ОВ процесс, протек на электродах при прохожд эл тока через раствор или расплав электролита. На электроде, подключ к отриц полюсу внеш ист тока (катоде) идет процесс вос-я, на электроде, подключ-ом к положит полюсу источ тока (аноде) идет процесс окис-я. Различ электролиз расплавов и растворов. Примером электролиза расплава NaCl. Если в расплав NaCl погрузить электроды и пропустить эл ток, то катионы Na движ-ся к катоду, приним от него электроны из внеш цепи и вос-ся на катоде до мет. Na⁺+1е=Na. Анионы Cl движ к аноду и, отдают избыт электроны, окисляются до газообраз Cl. 2Сl^—2е=2Сl=Сl₂. Складывая уравнения процессов, протекающих у электродов, получим суммарное уравнение ОВР, происходящей при электролизе расплава NaСl: 2Na⁺+2Сl^-=Na+Сl₂. Электролизом расплава получ Na из NaOH и NaCl, Mg из MgCl₂, Al из Al₂O₃. При электролизе водных раств электролитов в процессе ок-я и вос-я могут участв и молекулы воды. Какие электрохим процессы протек у электродов при электролизе зависит от отностит значен электродных потенц электрохис систем. Катодный процесс зависит от актив мет. 1)Li…Al идет вос-ие воды. В кислой среде 2Н++2е=2Н=Н₂. В нейтр и щелочной среде 2Н2О+2е=Н2+2ОН-. 2)Ti…Pb идет вост-е мет Меn++nе=Ме и вос-е воды. В кислой среде 2Н++2е=2Н=Н₂. В нейтр или щелочной среде 2Н₂О+2е=Н₂+2ОН-. 3)Sb, Cu…идет вос-е мет. Анодный процесс зависит от кислоты, образ соль. 1)соли кислородсодерж и HF. В щелочн среде 4ОН- -4е=О2+2Н₂О. В кислой и нейтр среде 2Н₂О-4е=О2+4Н⁺. 2)соли бескислород кислот. Идет окисл анионов кислотного остатка. Применение электролиза – получен акт мет из расплав, оксидов, гидроксид, солей. Для получ мет из растворов солей. Очистка мет от примесей – рафинирование. Нанесение тонких мет покрытий на мет и немет. Получ мет копий рельефного изоб-я – гальванопластика. Получение отдел продуктов.

41. Алюминий в природе. Получение. Свойства алюминия и его сплавов, применение в строительстве. Al – самый распростр в земной коре мет. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и многих др мет. Общее содерж в земной коре 8%. Основ сырьем для получ служат бокситы, содержащие 32-60% глинозема Al₂O₃. К важнейшим алюминиевым рудам относятся алунит K₂SO₄*Al₂(SO₄)₃*2Al₂O₃*6H₂O и нефелин Na₂O*Al₂O₃*2SiO₂. Впервые Al был получен Велером в 1827г действием метал К на хлорид Al. В наст время Al в громадных кол-ах получают из Al₂O₃электролитич методом. Очищенный Al₂O₃получают переработкой природного боксита. Получение Al – сложный процесс. Основное исходное вещ-во Al₂O₃не проводит эл ток и имеет очень высок темп плавл. Поэтому электролизу подверг расплавл смесь криолита Na₃(AlF₆) и Al₂O_3.смесь плавится при 960гр и обладает элекрич провод-ю, плотностью и вязкостью, наиб благопр-ми провед процесса. При электролизе на катоде выдел Al, кот собирается на дне электролизера. Для Al характ только степень окис-я +3. Al – сереб-белый легкий мет. Он легко вытяг в проволку и прокат-ся в тонкие листы. При комн темп-ре пов-ть Al покрыта тонкой пленкой оксида, облад-ей сильным защитным действием. Стандарт электрод потенциал –1,663 В, но из-за оксидной пленки не вытесн водород из воды. Разбавл солян и серная кислоты легко раствор Al, особенно при нагрев. Сильно разбавл и холодная конц азотная кислота Al не раств. При действии щелочей образ-ся алюминаты – соли, содержащие Al в составе аниона Al₂O₃+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия). Al без защит пленки взаимод с водой, вытесняя водород. Образ-ся Al(OH)₃ реагир с избытком щелочи, образуя. Al заметно раствор в раст-ах солей. Если порошок Al сильно нагреть, то он восплам-ся и сгорает, образуя Al₂O_3.Онвное примен-ие Al – произ-во сплавов на его основе. Легирующие добавки вводят в Al для повыш его прочности. Широкое расп-ие имеют дуралюмины (Cu, Mg), силумины (Si), магналий (Mg). Основ достоинства всех сплавов Al – это их малая плотность, высокая прочность, удов стойкость против атмосф коррозии, сравнит дешевизна и простота получ и обработки. Сплавы Al примен в ракетной технике, в авиа, авто, судо и приборостроении, в произ-ве посуды и др. Al – одна из наиб распростр добавок в сплавах на основе Cu, Mg, Ti, Ni, Zn, Fe. В виде чистоко мет Al исп для изготовл хим аппаратуры, электрич проводов, конденсаторов.

42. Железо в природе. Свойства железа. Чугун и сталь, получение, свойства. Применение в строительстве. Fe заним второе место по распрост на земном шаре, 4% земной коры. Встреч-ся в виде различн соед-й: оксидов, сульфитов, силикатов. В свобод сост-ии Fe находят только в метеоритах. К важнейшим рудам Fe относятся магнитный железняк Fe₃O₄, красный железняк Fe₂O₃, бурый железняк 2Fe₂O₃*3H₂O и шпатовый железняк FeCO₃, пирит или железный колчедан FeS₂. Темп плавления 1539гр. Fe-серебрист пластичный мет. Хорошо поддает ковке, прокатке и др видам мех обработки. Тв Fe облад спос-ю раств-ть в себе многие элементы. Сплавы Fe – сталь и чугун. Выплавка чугуна произв в огромных доменных печах из огнеупорных кирпичей. Домен пучь загруж коксом, а затем послойно агломератом и коксом. Агломерат – подготовл руда, спеченная с флюсом. Кокс сгорает, образуя CO2, кот взаимод-я с накален коксов образует СО. СО восстанавл руду. Fe₂O₃+3СО=2Fe+3CO₂. При вос-ии руды Fe получ в тв состоянии. Оно опускается в более горячую часть печи и раствор в себе углерод, образуется чугун. Сущ-ет неск-ко способов переработки чугуна в сталь. Они основаны на окисл-ии содер-ся в чугуне углерода и примесей и отделении образ-ся оксидов в газовую фазу или в шлак. Наиб соверш пром способ – плавка в электрич печах. Стали делятся на углеродистые, легированные. Чугун в малой степени способен к пластич деформации, но обладает хорошими литейными св-ми. Чугун дешевле стали. Во влажном воздухе Fe быстро ржавеет, в воде интенсивно корродирует. Fe раствор в соляной кислоте любой кон-ии, в разбавл серной кислоте. В концентр рас-ах серной кислоты Fe окисляется до железа (3). 2Fe+6H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O. В разбавл и умер конц-ых р-ах азотной кислоты Fe раст-ся Fe + 4HNO₃ = Fe(NO₃)₃ +NO +2H₂O. Исп-ся при изгот газовых турбин, конструкции и оборудование.

43. Соединения кремния. Нахождение в природе. Оксид кремния, свойства. Песок. Кремниевые кислоты. Силикаты. Применение в сторительстве. Si по расп-ю на Земле занимает 2-ое место после кислорода. Составляет 27% земной коры. Встреч-ся только в соед-ях, яв-ся основным элементом минералов (полевой шпатель) и горных пород (гранит). Земная кора на 97% состоит из соединений Si: K₂O₃*Al₂O₃*6SiO₂ – ортоклаз, Na₂O*Al₂O₃*6SiO₂ – альбит, CaO*Al₂O₃*2SiO₂ – анортит (полевые шпаты), Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O – каолин, K₂O*3Al₂O₃*6SiO₂*2H₂O – слюда (алюмосиликаты). SiO₂- кремнозем – природный полимер, сущ-ет в кристал состоянии. Плав-ся при темп 1555гр и при охлажд затвер-ет в стекловидную массу – кварцевое стекло. Исп-ся для произ-ва кварц ламп, хим посуды. Частицы кварца размером 0,01-2 мм – обычный песок (белый или светло желтый). Полевошпатные пески обр-ся при выветр-ии полевого шпата (разрушение под действ Н₂О, СО₂ и воздуха). K₂O*Al₂O₃*6SiO₂ + CO₂ + 2H₂O®выветр® K₂CO3 + Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O + 4SiO₂(песок). Песок содержит примеси полев шпата, гипса, слюды и имеет окраску от св-желтого до тем-корич. По кач-ву хуже кварц песка. Песок исп-ся в кач-ве запол-ля в цементах, известковых строит р-ах, в произ-е керамики, известково-пескового кирпича, стекла, для уст-ва дорожных насыпей. SiO₂кислотный оксид, не раств в воде при ну. Взаимод с HF(SiF₄), щелочами при сплавлении(Na₂SiO₃), карбонатами. Аморфный кремнозем реаг с Ca(OH)₂ при ну, связывая раств гидроксид в нераств сое-е, исп-ся как гидравлич добавка. Оксиду кремния соотв-ют кислоты x SiO₂*yH₂O. SiO₂*H₂O=H2SiO3 – метакр, SiO₂*2H₂O=H₄SiO₄ – ортокр, 2SiO₂*H₂O=H₂Si₂O₃ – поликр. Соли кр кислот – силикаты, в основном нераств в воде, кроме Na и K. Силикаты чрезвычайно распр в природе.

44. Глины. Образование, химический состав, свойства, применение. Глина – осадочные горные породы, образованные в результате выветривания горных пород. Разрушение под действием физич, хим и биолог процессов. Состоит из глинистых минералов и примисей. mAl₂O₃*nSiO₂*pH₂O – глинистые минералы, Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O – каолин, Al₂O₃(MgO, Fe₂O₃)*4SiO₂*nH₂O + nH₂O – монтмефеллонит. Примеси придают глинам желтый (полевые шпаты), бурый (FeO, Fe₂O₃), коричневый, синев-зеленый, розово-красный, черный цвет. Каолин – продукт разрушения полевых шпатов. K₂O*Al₂O₃*6SiO₂ +CO₂ +2H₂O=K₂CO₃+4SiO₂+Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O. Хим состав глин: SiO₂ 45-80%, Al₂O₃ 8-28%, Fe₂O₃ 2-15%, CaO 0.5-12%, MgO 0-4%. Свойства глин: 1)размер частиц 0,001-0,005 мм. Вследствии высокой дисперсности глины приб-ся к коллоидным системам, обладают св-ми гидрофил коллоидов с отриц зарядом частиц. 2)частицы глин имеют пластинчатое строение, плотно соприкас др сдр, что обусл водонепрон-ть, пластич связ-ую способность. 3)гидрофильность, набухание в воде, усадка при высуш-ии, высокая поглотит спос-ть, обменная спос-ть (обмен ионов). 4)вследствии неоднородности состава не имеют опред темп плавления. 5)огнеупор-ть, тугоплавкость. 6)тиксотропны. Глины, замешанные с водой, образуют пластичное тесто, способное форм-ся и при высых сох-ть придан форму, а после обжига приобретать твердость и прочность камня, что усп-ся в строительной керамики, дорожного облицовачного кирпича, черепицы, труб. Глина – основное сырье в производстве цемента. Белая глина – каолин исп-ся для произв тонкой керамики различной степени спекания и пористости.

45.Известковые вяжущие. Извест. вяж. –известь строительная воздуш. Получ обжигом известника, мела, доломита, содержащих не более 6 % глинестых примесей, при темпер 850-1000 CaCО₃(известняк)=CaO+CО₂

CaCО₃*MgCО₃(доломит)=CaO*MgO+CO₂ Основная сост –CaO Если в извести содерж до 5% MgO, известь наз кальциевая. Если MgO от 5-20%-магнезиальная. 20-40%-доломитовая. При обжиге получ комовую негаш известь.Для привращ в вяжущее известь гасят:1)механич путём(размолом в мельницах-молотая негаш известь)2) химич путём (гашение водой) CaO(негаш известь)+H₂O=Ca(OH)₂(гашён известь). Гашен –р-я эгзотерм, протик с выдел большого кол-ва тепла,вода закипает,во

⇐ Предыдущая 12

Воспользуйтесь поиском по сайту: