WWW.BOOK.LIB-I.RU
БЕСПЛАТНАЯ  ИНТЕРНЕТ  БИБЛИОТЕКА - Электронные ресурсы
 
s

«Омск 2011 Министерство образования и науки РФ ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия (СибАДИ)» Кафедра инженерной экологии и ...»

ГОТОВИМСЯ

К ИНТЕРНЕТТЕСТИРОВАНИЮ

ПО ХИМИИ

Справочное пособие для подготовки

к интернет-тестированию по химии

для студентов 1 курса строительных,

механических и экономических специальностей

Омск 2011

Министерство образования и науки РФ

ГОУ ВПО «Сибирская государственная автомобильно-дорожная

академия (СибАДИ)»

Кафедра инженерной экологии и химии

ГОТОВИМСЯ

К ИНТЕРНЕТ-ТЕСТИРОВАНИЮ

ПО ХИМИИ

Справочное пособие для подготовки к интернет-тестированию по химии для студентов 1 курса строительных, механических и экономических специальностей Составители: Е.М. Буданова, Ж.Д. Павлова, Т.С. Химич, Е.В. Шаповалова Омск СибАДИ УДК 378.147.227 + 372.854 ББК 74.5 Рецензенты: канд. хим. наук, доц. А.В. Юрьева (ОмГТУ) канд. техн. наук, доц. Е.Л. Колбина (ОмГТУ) Работа одобрена научно-методическими советами направлений 140400, 141100, 150100, 190100, 190600, 190700, 270100, 270200, 280200, 280700 в качестве справочного пособия для подготовки к интернет-тестированию по химии для студентов 1 курса.

Готовимся к интернет-тестированию по химии: справочное пособие для подготовки к интернет-тестированию по химии для студентов 1 курса строительных, механических и экономических специальностей /сост. Е.М. Буданова, Ж.Д. Павлова, Т.С. Химич, Е.В. Шаповалова. – Омск: СибАДИ, 2011. – 65 с.

В связи с вхождением России в европейское образовательное пространство большое внимание уделяется контролю знаний студентов в форме интернеттестирования. Данное справочное пособие позволит студентам систематизировать знания, полученные в течение учебного года, лучше подготовиться к сдаче экзамена в форме теста.

Табл. 45. Библиогр.: 8 назв.

© ГОУ «СибАДИ», 2011

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время тестирование завоевало прочные позиции в системе российского образования. Оно является одним из наиболее стандартизированных методов контроля и оценки знаний и вместе с тем позволяет исключить субъективный подход при оценке ответа студента. Тестовая система считается основой единого государственного экзамена, применяется при аттестации вузов, в дистанционном обучении, профессиональном и классическом образовании.

Тест развивает у студентов логическое мышление, побуждает использовать такие мыслительные операции, как анализ, синтез, сравнение, выделение главных признаков, опираться на опорные знания, чтобы в результате сопоставления ответов найти те, в которых заложена неполная или неверная информация.

Данное методическое пособие предназначено для самостоятельной подготовки студентов и бакалавров к интернеттестированию. Оно не заменяет основные учебники, а служит дополнением к ним, так как содержит в сжатой форме справочноинформационный материал курса химии для технических вузов. При создании пособия авторы – преподаватели кафедры инженерной экологии и химии СибАДИ – опирались на многолетний педагогический опыт преподавания химических дисциплин в вузе, а также материалы интернет-экзамена по химии за последние годы. В пособии материал изложен в соответствии с дидактическими единицами, включенными в состав тестовых заданий интернетэкзамена, а также государственного стандарта по химии для высшего профессионального образования.





Пособие может быть использовано студентами и бакалаврами 1 курса всех специальностей и направлений технических вузов.

1. РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ СОЕДИНЕНИЙ

–  –  –

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 4,2 5,7 6,2 6,8 6,9 7,1 7,3 7,4 7,5 8,3 7,6 9,0 5,8 7,3 8,6 9,0 10,5 12,1 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 3,9 5,2 5,6-5,4 7,5 7,9 8,0 7,9 8,5 9,1 8,9 9,2 10,4 6,1 7,4 7,3 8,4 9,2 10,7 Fr Ra Ac-Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt 3,9 5,3 5,1-6,8 Относительная электроотрицательность элемента характеризует его способность удерживать свои и притягивать чужие электроны.

Чем выше значение электроотрицательности, тем сильнее выражены неметаллические и окислительные свойства элемента. Металлические свойства элементов усиливаются сверху вниз и справа налево, а неметаллические – снизу вверх и слева направо. Относительная электроотрицательность элемента зависит от его энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

Энергией ионизации называется энергия, необходимая для того, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома, в результате чего последний превращается в положительно заряженный ион (табл.4).

Энергией сродства к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, в результате чего последний превращается в отрицательно заряженный ион. Энергия ионизации характеризует металлические свойства атома. Чем она меньше, тем сильнее выражены металлические свойства атома. Энергия сродства к электрону характеризует неметаллические свойства. Чем она больше, тем сильнее выражены неметаллические свойства атома.

2. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

–  –  –

Гибридизацией атомных орбиталей называется преобразование разных, но близких по энергиям атомных орбиталей, с образованием того же числа новых гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии. В табл. 5 приведены сведения о форме молекул, имеющих определенный тип гибридных орбиталей.

2.2 Виды химической связи

Химической связью называются различные виды взаимодействий, обусловливающих устойчивое существование групп атомов (ионов, молекул, кристаллов). Характеристика различных видов связей приведена в табл. 6.

Ионная связь – это электростатическое взаимодействие между разнозаряженными ионами. Для нее не характерны насыщенность и направленность.

Таблица 5 Пространственное расположение атомных орбиталей для различных типов гибридизации

–  –  –

Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков взаимодействующих атомов. Для ковалентной связи характерны направленность, насыщенность и поляризуемость. Неполярная ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков двух одинаковых атомов. Полярная ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков атомов, имеющих различное значение относительной электроотрицательности. Электронная пара смещается в сторону атома с большим значением электроотрицательности.

–  –  –

3. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов только одного вида и подразделяются на металлы и неметаллы. Металлы в периодической таблице расположены в первой – третьей группах (главная подгруппа) и в побочных подгруппах (так называемые переходные металлы). Исключениями из этого правила являются бор (В) – он находится в третьей группе, но проявляет неметаллические свойства; свинец (Pb) и висмут (Bi), расположенные в четвертой (Pb) и пятой (Bi) группах, но проявляющие металлические свойства. Неметаллы в периодической таблице занимают от четвертой до восьмой группы (главная подгруппа). Элементы, находящиеся на границе между металлами и неметаллами, способны образовывать соединения с амфотерными, то есть двойственными свойствами.

Сложные вещества состоят из двух и более видов различных атомов и делятся на оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды – это бинарные (то есть состоящие из атомов двух видов) соединения элемента с кислородом, в которых степень окисления кислорода равна –2. Классификация оксидов приведена в табл. 8.

Гидроксиды – это сложные соединения, состоящие из оксида и воды. Гидроксиды обычно рассматривают как продукты взаимодействия оксидов с водой независимо от того, наблюдается это взаимодействие в действительности или гидроксид может быть получен только косвенным путем. Оксиды металлов, взаимодействуя с водой, дают основные гидроксиды, или основания. Оксиды неметаллов, соединяясь с водой, образуют кислотные гидроксиды, или кислоты.

Кислоты – это сложные соединения, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться металлом, и аниона кислотного остатка. Классификация кислот приведена в табл.

9.

Гидроксиды металлов, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными гидроксидами.

Основания – это сложные соединения, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Классификация оснований и амфотерных гидроксидов приведена в табл. 10.

Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на металл.

Классификация солей дана в табл. 11.

Методы получения основных классов неорганических соединений приведены в табл. 12.

Наиболее характерные для основных классов неорганических соединений химические реакции указаны в табл. 13.

Генетическую связь между классами неорганических соединений можно выразить схемой:

–  –  –

Вещества, состоящие из ионных или полярных молекул, при растворении в воде (и в расплаве) диссоциируют, то есть распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Процесс распада вещества на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Свободные ионы, являясь заряженными, обусловливают электропроводность растворов и расплавов. Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Кислоты диссоциируют с образованием катионов водорода и аниона кислотного остатка:

HCl = H+ + Cl H2SO4 = 2H+ + SO42 При диссоциации оснований образуются катионы металла и анионы гидроксогрупп.

Например:

NaOH = Na+ + OH Ca(OH)2 = Ca+2 + 2OH При диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка:

KCl = K+ + Cl Al2(SO4)3 = 2Al+3 + 3SO42 Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации, изотоническим коэффициентом i, константой электролитической диссоциации К.

Степенью электролитической диссоциации электролита называют отношение числа диссоциированных молекул n к общему числу молекул растворенного вещества N:

n n =, или в процентах = 100 %.

N N По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. Электролиты, степень диссоциации которых больше 30 %, относятся к сильным, от 30 до 5 % – к средним, а менее 5 % – к слабым.

К сильным электролитам относятся:

– кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HMnO4, HClO4;

– щелочи: NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2;

– практически все растворимые соли.

При составлении ионных уравнений реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, так как они в растворах почти полностью распадаются на ионы. Слабые электролиты записываются в виде молекул, так как на ионы они распадаются в незначительной степени.

Электролитическая диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый, подчиняющийся закону действующих масс. Например, для молекулы уксусной кислоты справедливо CH3COOH = H+ + CH3COO В соответствии с законом действующих масс в момент равновесия, когда скорости прямого и обратного процессов равны, справедливо равенство [ H ] [CH 3COO ] K, [CH 3COOH ] где К – константа диссоциации (или ионизации). При ступенчатой диссоциации каждую ступень можно охарактеризовать своей константой.

Чем больше константа диссоциации, тем сильнее диссоциирует электролит. Так как К в отличие от не зависит от концентрации раствора, то характеризовать силу кислот и оснований с помощью констант удобнее. Для сильных электролитов константа диссоциации теряет смысл, так как все молекулы диссоциированы на ионы.

В табл. 15 и 16 приведены значения констант ионизации и степеней диссоциации кислот и оснований.

Вода является слабым электролитом.

Процесс диссоциации воды на ионы происходит лишь в незначительной степени:

Н2О = Н+ + ОН – Константа равновесия этого процесса называется ионным произведением воды и равна: Кw= Н+ОН - = 10 –14.

В нейтральном растворе количество ионов водорода равно количеству гидроксил-ионов Н+ = ОН– = –7 K W =10. В разбавленных растворах кислот концентрация ионов водорода также незначительна.

–  –  –

5.1.2. Вычисление молярной концентрации, константы и степени диссоциации, концентрации ионов Н+ и ОН– в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований

–  –  –

где [OH] – концентрация ионов ОН–, моль/л;

Соснования – концентрация основания, моль/л;

K основания – константа диссоциации основания;

K1 основания – константа диссоциации основания по первой ступени;

– степень диссоциации основания;

1 – степень диссоциации основания по первой ступени.

–  –  –

Скислоты – концентрация кислоты, моль/л;

К – константа диссоциации кислоты;

К1 кислоты– константа диссоциации основания по первой ступени;

– степень диссоциации основания;

1 – степень диссоциации основания по первой ступени.

–  –  –

Гидролизом солей называется реакция ионного обмена между молекулами соли и воды, в результате которой изменяется кислотность среды (рН). Примеры реакций гидролиза солей различного типа приведены в табл. 18.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, а также нерастворимые в воде соли гидролизу не подвергаются.

5.3. Равновесие в системах «осадок – раствор»

Константа равновесия процесса растворения труднорастворимого произведением растворимости соединения называется и обозначается ПР. Например, произведение растворимости для труднорастворимой соли AgI = Ag+ + I будет выражено уравнением ПР = [Ag+][I].

Если при растворении одной молекулы образуется несколько катионов и анионов, как в случае Ca3(PO4)2 3Ca2+ + 2PO43-, то выражение для произведения растворимости этой соли запишется в виде уравнения ПР = [Ca2+]3[PO43-]2. В квадратных скобках указаны концентрации ионов, которые образуются в насыщенном растворе этой соли. Если концентрация ионов, образующих труднорастворимую соль, меньше, чем их концентрация в насыщенном растворе, то произведение ионов, возведенных в соответствующие степени, окажется меньше табличного значения произведения растворимости. В этом случае осадок образовываться не будет.Если произведение концентраций ионов, находящихся в растворе, возведенных в соответствующие степени, оказывается больше табличного значения произведения растворимости, то раствор будет пересыщенным, начнется образование осадка. В табл. 19 указана растворимость наиболее распространенных кислот, солей и оснований в воде.

Таблица 18 Гидролиз солей

–  –  –

CH3COO Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р

Например, если известно, что в 1 дм3 насыщенного раствора содержится 1,3210-5 моль AgCl, то для вычисления произведения растворимости этой соли необходимо перемножить концентрации ионов, образующих соль в степенях, равных числу ионов данного вида, образующихся при диссоциации. При диссоциации 1 моль AgCl образуется 1 моль ионов Ag+ и 1 моль ионов Cl-, а из 1,3210-5 моль AgCl образуется такое же количество ионов серебра и хлора.

Произведение растворимости вычисляем по формуле ПР = [Ag+][I] = 1,7410-10.

Если известно, что в насыщенном растворе PbI2 концентрация ионов свинца равна 1,0310-3, то ионов I- будет в два раза больше:

PbI2 Pb2+ + 2 Iи произведение растворимости следует вычислять по формуле ПР = [Pb2+][I-]2 = 1,0310-3(2,0610-3)2 = 1,110-9.

6. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Реакции, в ходе которых происходит перенос электронов от окислительноодного иона к другому, называются восстановительными.

Формальный заряд иона, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле ионные, называется степенью окисления иона.

Окислением называется процесс отдачи электронов, при этом степень окисления такого иона повышается.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов, при этом степень окисления иона уменьшается.

Окислителем называется ион, который при взаимодействии принимает электроны, то есть он окисляет другой ион.

Восстановителем называют ион, отдающий в ходе реакции электроны, то есть восстановитель восстанавливает другой ион.

У простых веществ степень окисления всегда равна нулю.

Например: Na0, Fe0, H20, S0, Cl20. Некоторые элементы в соединениях проявляют всегда одну и ту же степень окисления, то есть для этих элементов степень окисления постоянная. Это щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), для них степень окисления равна +1; щелочноземельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba), для них степень окисления равна +2. Почти для всех элементов третьей группы степень окисления равна +3. Для водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов, степень окисления равна +1. Для кислорода в оксидах, кислотах, основаниях и солях степень окисления равна –2, а в перекисных соединениях кислород проявляет степень окисления –1.

Фтор во всех своих соединениях проявляет степень окисления –1.

Большинство элементов имеют переменную степень окисления.

Учитывая, что сумма всех степеней окисления в нейтральной молекуле равна нулю, а в заряженном ионе – заряду этого иона, несложно вычислить степень окисления любого элемента. Например, вычислим степень окисления азота в молекуле азотной кислоты HNO3. Степень окисления водорода +1, кислорода –2. Составим уравнение: +1+x +3(–2)=0. Очевидно, что степень окисления азота равна +5. Аналогично для иона Cr2O72 степень окисления хрома вычисляется из уравнения 2х + 7(–2) = –2 и она равна +6.

Окислительно-восстановительная реакция протекает только в том случае, если окислительно-восстановительный потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

Установить состав продуктов реакции помогают следующие правила:

1. В кислой среде ионы металлов с зарядом +1, +2, +3, (+4) с анионами кислотного остатка молекулы кислоты (среды) образуют соли. Также образуется вода.

2. В щелочной среде образующиеся в ходе окислительновосстановительной реакции атомы с положительной степенью окисления +4,+5,+6,+7 входят в состав кислородсодержащих кислотных остатков. (Исключение: Pb, Mn, C, S, которые в нейтральной среде образуют диоксиды PbO2, CO2, MnO2). Кроме этого, в реакции образуется вода.

3. В нейтральной среде молекулы воды превращаются в ионы OH–, которые взаимодействуют с ионами металлов.

В табл. 20 приведены продукты окислительно-восстановительных реакций с участием соединений марганца и хрома.

Таблица 20 Зависимость продуктов окислительно-восстановительных реакций с участием соединений марганца и хрома от кислотности среды

–  –  –

В присутствии сильных окислителей, таких как HNO3, восстановители, имеющие отрицательную или нейтральную степени окисления, отдают все имеющиеся на внешнем уровне электроны и приобретают максимальную степень окисления, например S-2 8 S+6. В зависимости от природы металла и концентрации азотной кислоты HNO3 может превращаться в различные соединения азота (табл. 22).

–  –  –

Вещества с промежуточной степенью окисления элемента независимо от среды раствора переходят в вещества с высшей степенью окисления этого элемента.

HN+3O2 HN+5O3 Na3As+3O3 Na3As+5O4 NaN+3O2 NaN+5O3 Fe+2Cl2 Fe+3Cl3 H2S+4O3 H2S+6O4 Fe+2SO4 Fe+32(SO4)3 Na2S+4O3 Na2S+6O4 H3P+3O3 H3P+5O4 H3As+3O3 H3As+5O4 Na3P+3O3 Na3P+5O4 Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций можно расставлять методом электронного баланса.

Для этого необходимо помнить:

1) количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции;

2) количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.

Алгоритм расстановки коэффициентов следующий:

1) определить степени окисления каждого элемента;

2) определить, какие из элементов изменяют степени окисления;

3) составить схемы передачи электронов окислителем и восстановителем;

4) найти наименьшее общее кратное, чтобы уравнять число отданных и принятых электронов – это и будут коэффициенты перед окислителем и восстановителем;

5) далее уравнять число атомов, не участвующих в процессах окисления – восстановления, причем сначала уравниваем металлы и неметаллы (кислотные остатки), в последнюю очередь уравниваем водород. Проверка правильности расстановки коэффициентов осуществляется подсчетом общего числа атомов кислорода слева и справа.

7. ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

–  –  –

Аналитическая химия – наука о качественном и количественном составе и структуре вещества. Качественный анализ решает вопросы химической идентификации, то есть определяет число и виды фаз, молекул, ионов, атомов. При идентификации определяется комплекс свойств веществ: цвет, фазовое состояние, плотность, вязкость, температура плавления и кипения, растворимость и т.п.

Образование окрашенного соединения, труднорастворимого осадка, кристаллов определенной формы, выделение газа, то есть те или иные аналитические признаки по изменению которых судят о наличии или отсутствии определяемого компонента, называется аналитическим сигналом. В зависимости от вида идентифицируемых частиц различают элементный, молекулярный, изотопный, функциональный и фазовый анализ (табл. 23).

Таблица 23 Виды анализа в зависимости от идентифицируемых частиц Вид анализа Идентифицируемые частицы Элементный Отдельные элементы, входящие в состав вещества независимо от формы соединения Молекулярный Молекулы Изотопный Изотопы одного и того же вещества Функциональный Функциональные группы, входящие в молекулу сложного соединения Фазовый Число и вид фаз Качественный анализ бывает дробным и систематическим.

Дробный анализ позволяет обнаружить компонент в пробе с помощью специфической реакции без его предварительного отделения.

Систематический анализ основан на предварительном разделении компонентов на аналитические группы с помощью групповых реагентов с последующим их обнаружением в отсутствии мешающих ионов.

Существует несколько аналитических классификаций катионов по группам: аммиачно-фосфатная (табл. 24), сероводородная (табл.25) и кислотно-основная (табл. 26).

–  –  –

Анионы обычно классифицируют по растворимости солей либо по окислительно-восстановительным свойствам (табл.27 и 28). В табл. 29 приведены наиболее распространенные специфические реагенты для определения некоторых ионов методом дробного анализа.

–  –  –

Определение содержания (концентрации, массовой доли) компонентов в анализируемой пробе называется количественным анализом. Все методы количественного анализа делятся на химические и инструментальные (физические и физико-химические).

Химические методы позволяют с помощью проведения химической реакции определить содержание компонентов в пробе на основе измерения массы или объема. К ним относятся весовой (гравиметрический) и объемный (титриметрический) методы.

Гравиметрический, или весовой метод, заключается в определении массы труднорастворимого соединения, полученного при добавлении определенного реагента – осадителя к пробе.

Титриметрический, или объемный метод, заключается в измерении объема раствора того или иного реагента, израсходованного на реакцию с анализируемым компонентом.

Вычисления в титриметрическом анализе основаны на законе эквивалентов: все вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах.

n ЭКВ1 n ЭКВ 2, C1 V1 C 2 V 2, m1 C 2 V2 10 3.

Э1 Множитель 10-3 переводит объем, выраженный в см3 (мл) в дм3 (л).

В зависимости от того, какая реакция лежит в основе титриметрического определения, различают следующие виды объемного анализа (табл. 31).

–  –  –

К инструментальным методам анализа относят: 1) физические – методы, в которых с помощью приборов измеряют какое-либо свойство вещества без проведения химической реакции и 2) физикохимические – методы, в которых за ходом химической реакции следят с помощью приборов, определяя, как в ходе реакции изменяется то или иное свойство раствора. В табл.32 приведены наиболее распространенные инструментальные методы анализа.

–  –  –

8. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

8.1. Определение теплового эффекта химических реакций Расчеты тепловых эффектов химических реакций базируются на законе Гесса и следствиях из него.

Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции (т.е.

изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояния участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

H х.р = H прод – H исх. в-в, где H х.р – тепловой эффект химической реакции;

H прод и H исх. в-в – сумма энтальпий продуктов реакции и исходных веществ, соответственно.

Следствие 1: стандартное изменение энтальпии химической реакции равно разности между суммой стандартных энтальпий образования продуктов реакции и суммой стандартных энтальпий образования исходных веществ.

H х.р = Hо (обр) прод – Hо(обр) исх. в-в, где Hо(обр) прод и Hо(обр) исх. в-в – сумма стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно, кДж/моль.

Следствие 2: тепловой эффект (изменение энтальпии) химической реакции равен разности энтальпий сгорания продуктов реакции и исходных веществ, взятой с противоположным знаком.

H х.р = Hо (сгор) исх. в-в – Hо(сгор) прод, где Hо(сгор) прод и Hо(сгор) исх. в-в – сумма теплот (энтальпий) сгорания продуктов реакции и исходных веществ соответственно, кДж/моль.

Для уравнения химической реакции, записанного в общем виде:

aA + bB = cC +dD эти следствия запишутся так:

Следствие (1):

H х.р = c Hо(обр.)C + d Hо(обр.)D – a Hо (обр.).A – b Hо (обр.). B,

Следствие(2):

H х.р = a Hо (сгор.).A +b Hо (сгор.). B – c Hо(сгор.)C – d Hо(сгор.)D.

8.2. Определение направления протекания химической реакции

Для определения направления протекания химических процессов используется характер изменения изобарно-изотермического потенциала (свободной энергии, или энергии Гиббса) системы G, рассчитываемого по уравнению G х.р = Gо прод – Gо исх. в-в, где Gопрод и Gоисх. в-в – суммы стандартных значений энергий Гиббса продуктов реакции и исходных веществ соответственно, кДж/моль.

Если G х.р 0, то процесс возможен и протекает самопроизвольно.

Если G х.р 0, то процесс термодинамически невозможен при данных условиях (но возможен в направлении справа налево).

Если G х.р = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.

Вычислить G можно по уравнению G = H – Т S, где H – изменение энтальпии при химической реакции;

Т – температура, К;

S – изменение энтропии при химической реакции.

Hх.р = Hо(обр.) прод – Hо(обр.) исх. в-в, Sх.р= Sопрод – Sоисх. в-в, где Hо(обр. )прод и Hо(обр.) исх. в-в – значения стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно, кДж/моль, Sопрод и Sоисх. в-в – стандартные значения энтропий продуктов реакции и исходных веществ соответственно, Дж/моль.

Для уравнения химической реакции, записанного в общем виде:

aA + bB = cC +dD

H х.р, S х.р и G х.р рассчитываются так:

Hх.р = cHо(обр.)C + dHо(обр.)D – aHо(обр.)A – bHо(обр.)B,

–  –  –

9. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

9.1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражает закон действующих масс, сформулированный в 1867 г. Гульбергом и Вааге:

Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов (т.е.

коэффициентов химического уравнения).

Для уравнения в общем виде: aA + bB = cC +dD скорости прямой и обратной реакций записываются так:

пр = k1 СА а СBb, обр = k2 СC c СDd, где k1 и k2 – константы скорости прямой и обратной реакций соответственно, не зависящие от концентрации реагирующих веществ;

СА, СB – концентрации исходных веществ;

СC, СD – концентрации продуктов реакции;

а, b, с, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении.

9.2. Зависимость скорости химической реакции от температуры

–  –  –

где (Т2) и (Т1) – скорости химической реакции при температурах Т2 и Т1, соответственно;

- температурный коэффициент скорости реакции (от 2 до 4).

Более точно зависимость скорости (точнее константы скорости k) реакции от температуры может быть рассчитана с помощью уравнения Аррениуса:

k = A e –Ea/RT, где A – величина, постоянная для данной реакции, приблизительно равна числу соударений реагирующих частиц в единице объема в единицу времени;

e – основание натурального логарифма, приблизительно равное 2,718;

R – универсальная газовая константа, равная 8,314 Дж/моль К;

Т – температура, К;

Ea – энергия активации, кДж/моль.

9.3. Каталитические реакции

Катализаторами называются вещества, которые влияют на скорость реакции, но сами в ходе реакции не расходуются.

Катализаторы не влияют на термодинамику реакции (не изменяют G, H), т.е. если G 0, то в присутствии катализатора она не станет самопроизвольной. Если реакция эндотермическая (Н 0), то в присутствии катализатора она не станет экзотермической.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, они могут только ускорять наступление химического равновесия.

Катализатор увеличивает константу скорости химической реакции, следовательно, в одинаковой степени влияет на константу скорости прямой и обратной реакций. Катализаторы уменьшают полную энергию активации процесса. Активированный комплекс с катализатором имеет меньшую энергию, чем комплекс без катализатора, следовательно, Еа реакции Еа каталитической реакции.

Катализаторы, которые находятся в одной фазе с реагирующими веществами, называются гомогенными. Катализатор, представляющий отдельную фазу, на поверхности которой идет каталитическая реакция, называется гетерогенным. Механизм гетерогенного катализа всегда сложнее гомогенного, так как в нем обязательно есть стадия адсорбции, то есть взаимодействие реагента с поверхностью катализатора.

10. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химическая система находится в состоянии химического равновесия, если скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, концентрации всех веществ, участвующие в ходе этой реакции, постоянны и не изменяются во времени; энергия системы минимальна и не изменяется (G = 0).

–  –  –

0.2. Смещение химического равновесия Направление смещения химического равновесия при изменении внешних условий (температуры, давления, концентраций) определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону ослабления данного воздействия.

1) Повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции (протекающей с поглощением тепла; H х.р 0) и наоборот, понижение температуры приводит к смещению равновесия в сторону экзотермической реакции (протекающей с выделением тепла; H х.р 0).

2) Повышение давления в газовой смеси смещает равновесие в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ.

3) Удаление из системы хотя бы одного из продуктов реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции, а уменьшение концентрации исходных веществ – в сторону обратной реакции. (При повышении концентрации реагирующих веществ взаимосвязь обратная.)

11. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

–  –  –

Идеальным называется раствор, между компонентами которого нет химического взаимодействия, а силы межмолекулярного взаимодействия примерно одинаковы. Для идеальных растворов отсутствуют тепловые и объемные эффекты растворения. Ближе всего по свойствам к идеальным растворам разбавленные растворы неэлектролитов.

11.1.1. Изменение давления пара растворителя в зависимости от концентрации растворенного вещества (I закон Рауля) Уменьшение давления насыщенного пара растворителя над раствором прямо пропорционально мольной доле нелетучего растворенного компонента P P0 P P0 xв ва, где P – давление насыщенного пара растворителя над раствором;

Р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем;

хв-ва – мольная доля вещества.

11.1.2. Понижение температуры замерзания раствора и повышение температуры кипения раствора (II закон Рауля)

–  –  –

11.1.3. Осмотическое давление (закон Вант-Гоффа) Осмотическое давление раствора прямо пропорционально молярной концентрации раствора и температуре этого раствора.

Pосм С м R T, где Росм – осмотическое давление, кПа;

См – молярная концентрация, моль/дм3, или моль/л, R 8,314 Дж/мольК – универсальная газовая постоянная;

Т – абсолютная температура, К.

11.2. Отклонение от законов идеальных растворов Для растворов электролитов наблюдаются положительные отклонения от законов идеальных растворов, так как в растворе молекулы электролита распадаются на ионы. Количество частиц в растворе увеличивается, меняется давление насыщенных паров растворителя, осмотическое давление и т.п. Для того чтобы учесть влияние электролитической диссоциации на свойства раствора, вводят изотонический коэффициент. Он показывает, во сколько раз отличаются свойства реального раствора от идеального.

Pреал Tзам( реал) Росм( реал) i.

Ридеал Tзам( идеал) Росм( идеал) Для концентрированных растворов могут наблюдаться как положительные, так и отрицательные отклонения от законов идеальных растворов. Это вызвано различием в силах межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами. Для учета взаимного влияния ионов друг на друга ввели понятие активности (кажущейся концентрации) ионов и молекул в реальных растворах. Активность связана с молярной концентрацией формулой a c, где а – активность ионов или молекул, моль/дм3;

– коэффициент активности (безразмерная величина);

с – концентрация ионов или молекул, моль/дм3.

Коэффициент активности зависит от количества присутствующих в растворе ионов и вычисляется по уравнению Дебая – Хюккеля:

lg Az A z B I, где А – постоянная, зависящая от природы растворителя;

zA и zB – заряды катиона и аниона;

I – ионная сила раствора.

Ионная сила раствора зависит от природы и концентрации всех ионов, присутствующих в растворе и вычисляется по формуле I ci zi2, где сi – концентрация каждого иона;

zi – заряд иона.

12. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

12.1. Гальванический элемент

Гальваническим элементом называется устройство для преобразования энергии окислительно-восстановительных реакций в электрическую энергию.

Гальванический элемент состоит из двух металлических электродов, погруженных в растворы солей этих металлов и соединенных металлическим проводником с потребителем электрической энергии (гальванометром, электрической лампочкой).

Растворы соединены между собой солевым мостиком.

Электрод, на котором проходит процесс восстановления, называется катодом. На аноде всегда проходит процесс окисления.

Следовательно, электродный потенциал анода должен быть меньше электродного потенциала катода. Для того чтобы определить, какой из металлов будет выполнять роль анода, а какой – катода, необходимо найти эти металлы в электрохимическом ряду напряжений металлов (табл. 35).

–  –  –

Самопроизвольное разрушение металла в результате его окисления под воздействием агрессивных компонентов окружающей среды называется коррозией металла. Химическая коррозия проходит в средах, не проводящих электрический ток (газовая, в нефтепродуктах). При этом происходит окисление металла, а компоненты среды восстанавливаются.

Коррозия, которая проходит в средах, проводящих электрический ток, называется электрохимической. В этом случае образуется коррозионный гальванический элемент, в котором разрушаемый металл играет роль анода, а электроположительные примеси – роль катода. Катод является проводником электрического тока, а восстанавливаются на нем компоненты среды. Рассмотрим, как проходит коррозия луженого железа (железо, покрытое оловом) при нарушении целостности покрытия в кислой среде. Электродный потенциал железа меньше, чем потенциал олова, следовательно, железо будет выполнять функцию анода, оно будет окисляться. На поверхности оловянного покрытия будет происходить восстановление ионов водорода.

Fe0|2H+|Sn0 A: Fe0 – 2 Fe2+ K(Sn): 2H+ + 2 H20 Продуктами коррозии в кислой среде будут соль разрушаемого металла и газообразный водород.

В общем виде схема коррозии металла в кислой среде запишется следующим образом:

более активный (-)А Ме1 Н+ Ме2 К(+) А: Ме1 – ne Me1n+ - поляризация (окисление) К: 2H+ + 2e H2 - деполяризация (H2SO4, HCl и т.д.) (восстановление) кислая среда + n+ Ме1+2Н =Ме1 + Н2 Если коррозия проходит во влажном воздухе (одновременно присутствуют пары воды и кислород), то на катоде будет происходить восстановление кислорода до гидроксильных групп:

Fe0|H2О; О2|Sn0 А: Fe0 – 2 Fe2+ K(Sn): 2Н2О + О2 + 4 4ОНПродуктом коррозии в данном случае будет гидроксид железа (II). Кроме того, гидроксид железа (II) легко окисляется кислородом воздуха до трехвалентного состояния, то есть образуется ржавчина (FeOOH).

Общая схема коррозии во влажном воздухе обозначена схемой (-)А Ме1 Н2О + О2 Ме2 К(+) А: Ме1 – ne Me1n+ K: 2H2O + O2 + 4e 4OHMe + 2H2O + O2 = Me(OH)n Одним из самых распространенных методов защиты металлов от коррозии являются металлические покрытия. Если металл покрытия более активный по сравнению с защищаемым металлом ( его потенциал меньше), то при нарушении такого покрытия разрушаться (окисляться) будет материал покрытия. Изделие разрушаться не будет. Такой тип покрытия называется анодным. Если покрытие изготовлено из менее активного металла (с большим электродным потенциалом), то при нарушении целостности покрытия начнется активное разрушение самого изделия. Такое покрытие называется катодным.

–  –  –

Если электролизу подвергается водный раствор соли, то возможны конкурирующие реакции восстановления и окисления воды. Так как на катоде идет процесс восстановления, то в первую очередь должны вступать в реакцию наиболее сильные окислители. Чем больше электродный потенциал имеет ион металла, тем легче идет его восстановление на катоде. В зависимости от величины электродных потенциалов все катионы металлов разделены на три группы (табл. 36).

Таблица 36 Катодные процессы при электролизе водного раствора солей

–  –  –

Так как на аноде идет процесс окисления, то в первую очередь окисляться будут наиболее сильные восстановители, то есть ионы, имеющие наиболее отрицательный потенциал. В зависимости от величины потенциала, при котором происходит окисление кислотных остатков, все они разделены на две группы: бескислородные кислотные остатки (кроме фторид-ионов) и кислородсодержащие кислотные остатки (табл. 37).

–  –  –

Анодные процессы протекают на инертном и активном анодах.

Инертным называется анод, материал которого не окисляется при электролизе. Инертные аноды делают из графита, угля, платины.

Активным называется анод, материал которого окисляется при электролизе. Из-за окисления материала анода происходит его растворение, поэтому такие аноды ещё называют растворимыми.

Определить массу вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося на электродах в процессе электролиза, можно с помощью законов Фарадея. I закон утверждает, что масса вещества, претерпевшего превращение на электроде в процессе электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через электролизер. II закон Фарадея утверждает, что если через два электролизера пропустить одинаковое количество электричества, то массы веществ, претерпевших превращение на электродах, будут прямо пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

Объединенное уравнение закона Фарадея записывается так:

ЭIt m, F где Э – молярная масса эквивалента вещества, г/моль эквивалента;

I – сила тока, А;

t – время, в течение которого проводили электролиз, с;

F = 96 500 Кл – постоянная Фарадея, которая показывает, сколько электричества надо затратить, чтобы в реакцию вступил 1 моль эквивалента вещества.

13. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ Коллоидная химия – это наука о поверхностных явлениях и физико-химических свойствах дисперсных систем.

Дисперсная система – это гетерогенная система, в которой одно из веществ находится в мелкораздробленном состоянии и равномерно распределено в другом веществе. Мелкораздробленное вещество называется дисперсной фазой, а вещество, в котором эта фаза распределена, называется дисперсионной средой.

13.1. Классификация дисперсных систем

По степени дисперсности различают системы:

1) грубодисперсные, диаметр больше или равен 10-3см;

2) микрогетерогенные, диаметр от 10-5 до 10-3 см;

3) тонкодисперсные или коллоидные, диаметр от 10-7 до 10-5см.

Системы, в которых диаметр частиц менее 10-7см, перестают быть гетерогенными – это истинные растворы.

По взаимодействию дисперсной фазы и дисперсной среды:

1) лиофобные – системы, в которых дисперсная фаза не способна взаимодействовать с дисперсионной средой. Примером могут служить коллоидные растворы, микрогетерогенные системы;

2) лиофильные – системы, в которых дисперсная фаза взаимодействует с дисперсионной средой, способна при определенных условиях растворяться в ней. К этим системам относятся растворы коллоидных поверхностно-активных веществ, а также растворы высокомолекулярных веществ.

По агрегатному состоянию фаз классификация дисперсных систем представлена в табл. 38.

Таблица 38 Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию

–  –  –

Все методы получения дисперсных систем делятся на две группы: дисперсионные (дробление крупных кусков до агрегатов коллоидных размеров) и конденсационные (объединение молекул или ионов в агрегаты коллоидных размеров) (табл. 39).

Особое место занимает метод пептизации. Измельченный материал или промытый осадок вещества, полученный в результате химической реакции осаждения, промывают небольшим количеством раствора пептизатора, в результате чего образуется высокодисперсная система.

–  –  –

Пептизировать можно не все осадки: плотные, тяжелые осадки перевести в высокодисперсное состояние не удастся. Этим методом можно получать высокодисперсные системы только из рыхлых, студенистых свежеприготовленных осадков. Пептизация – это нарушение связей между слипшимися частицами. Чем слабее эти связи, тем легче происходит пептизация.

–  –  –

Мицелла – нейтральный агрегат, представляющий собой заряженную коллоидную частицу с прилегающим к ней слоем противоионов. Заряд на поверхности коллоидной частицы возникает по одному из двух механизмов: 1) за счет избирательной адсорбции ионов из дисперсионной среды; 2) за счет ионизации поверхностных молекул дисперсной фазы. Примеры строения мицелл приведены в табл. 41.

На схеме показано, из каких элементов состоит мицелла.

Таблица 41 Строение мицелл коллоидных растворов

–  –  –

Различают кинетическую и агрегативную устойчивость.

Кинетическая устойчивость – это способность дисперсной системы противостоять действию силы тяжести и сохранять неизменным во времени распределение частиц по объему.

Кинетическая устойчивость возрастает с уменьшением размера частиц дисперсной фазы, с повышением температуры.

Агрегативная устойчивость – это способность дисперсных систем сохранять неизменной во времени степень дисперсности, то есть размер частиц. Чем больше заряд коллоидных частиц, тем они сильнее отталкиваются друг от друга, тем меньше вероятность их слипания, то есть выше агрегативная устойчивость.

При потере агрегативной устойчивости коллоидных систем наступает коагуляция – слипание коллоидных частиц, часто приводящая к седиментации – выпадению дисперсной фазы в осадок.

Причины коагуляции могут быть следующие:

1) изменение температуры раствора;

2) действие электрических и электромагнитных полей;

3) облучение элементарными частицами;

4) механическое воздействие;

5) добавление раствора электролита;

6) сливание золей с разными зарядами;

7) увеличение концентрации коллоидных частиц.

Наиболее важную роль играет коагуляция под действием электролитов – электролитическая коагуляция. Минимальная концентрация электролита, при которой начинается коагуляция, порогом коагуляции СК.

называется Закономерности электролитической коагуляции описывает правило Шульца – Гарди.

1) Коагулирующим действием обладает только тот ион, заряд которого противоположен по знаку с зарядом потенциалопределяющих ионов. Этот ион называют иономкоагулянтом.

2) Коагулирующая способность иона-коагулянта возрастает с увеличением заряда иона и количественно описывается следующим соотношением: C K : C K : C K 1 : :. Порог коагуляции обратно пропорционален заряду коагулирующего иона в 6ой степени.

13.6. Гели и их свойства Трехмерная ячеистая структура, стенки которой образованы коллоидными частицами, а пространство внутри каркаса заполнено дисперсионной средой, называется гелем. Свойства таких структур во многом определяются характером межмолекулярных сил и свойствами прослойки дисперсионной среды. Для этих сил характерны: низкая прочность, тиксотропия, синерезис, способность к набуханию, ползучесть.

Тиксотропия – способность коагуляционных структур после их механического разрушения самопроизвольно восстанавливать свою структуру.

Синерезис – явление самопроизвольного уменьшения размеров геля за счет выделения дисперсионной среды, содержащейся в структуре геля.

14. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. АДСОРБЦИЯ

–  –  –

Адсорбцией называется самопроизвольное изменение концентрации компонента в поверхностном слое по сравнению с его концентрацией в объеме фазы. Фазу, определяющую форму поверхности, называют адсорбентом. Вещество, молекулы которого удерживаются на поверхности адсорбента, называют адсорбатом.

Процесс, обратный адсорбции, называют десорбцией. Различают физическую и химическую адсорбцию. Их особенности отражены в табл. 42.

Зависимость количества адсорбированного вещества от равновесной концентрации или давления адсорбата при постоянной температуре называется изотермой адсорбции.

Таблица 42 Особенности физической адсорбции и хемосорбции

–  –  –

Вещества, понижающие поверхностное натяжение, называются поверхностно-активными веществами (ПАВ). По отношению к водным растворам поверхностно-активными являются спирты, жирные кислоты и их соли, амины и другие вещества, имеющие в своем составе полярную и неполярную группы. Говорят, что молекула ПАВ имеет дифильное строение. Молекулу ПАВ изображают так: O, где круг обозначает полярную часть, а прямая линия – неполярный углеводородный радикал.

Полярные группы – это группы –СООН, –СН2ОН, –NH2 и другие.

На границе раздела полярной и неполярной фаз молекулы ПАВ располагаются таким образом, что неполярный углеводородный радикал ориентируется в сторону неполярной фазы, а полярные функциональные группы находятся в полярной фазе.

ПАВ, способные в растворе распадаться на ионы, называют ионогенными. Ионогенные ПАВ делятся на катионоактивные, анионоактивные и амфолиты, или амфотерные ПАВ. Если в растворе ПАВ не диссоциируют на ионы, они называются неионогенными.

Поверхностной активностью, то есть способностью понижать поверхностное натяжение, обладают, как правило, молекулы, имеющие не менее 10 атомов углерода в составе радикала. Экспериментально определено, что поверхностная активность предельных жирных кислот в водных растворах возрастает в 3 – 3,5 раза при удлинении углеводородной цепи на одно звено –СН2 (правило Дюкло – Траубе). В табл. 43 приведена классификация поверхностно-активных веществ в зависимости от их строения.

Таблица 43 Классификация поверхностно-активных веществ по их строению

–  –  –

15. ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

15.1. Классификация высокомолекулярных соединений Высокомолекулярными соединениями (ВМС) называются вещества, имеющие молекулярную массу от 10 000 до нескольких миллионов атомных единиц массы.

По происхождению ВМС делятся на натуральные (природные) и синтетические. Натуральные ВМС – белки (казеин, желатин, яичный альбумин), шерсть, шелк, полисахариды (целлюлоза, крахмал).

Полисахариды – это полимерные углеводы (С6Н10О5)n, образующиеся в растениях при фотосинтезе.

Синтетические ВМС получают в результате химического синтеза. В качестве исходных веществ для получения полимеров используют низкомолекулярные ненасыщенные или полифункциональные соединения – мономеры. Повторяющиеся остатки мономеров называются звеньями. Количество звеньев в степенью полимеризации макромолекуле называется или поликонденсации.

Если цепь полимера состоит только из углеродных атомов, такой полимер называется гомоцепным, или гомополимером.

Если в цепь полимера входят атомы кислорода, азота, серы и фосфора, полимер называется гетероцепным, или гетерополимером.

Стереорегулярными называются полимеры, макромолекулы которых состоят из звеньев, имеющих одинаковые или различные, но повторяющиеся в определенной периодичности конфигурации. Они способны кристаллизоваться, обладают большой прочностью и теплостойкостью.

Изотактическими называются полимеры, у которых однотипные боковые заместители расположены по одну сторону макромолекулы.

Полимеры, в которых боковые заместители чередуются в строгой последовательности, называются синдиотактическими.

Атактическими называют полимеры, боковые заместители в цепи которых расположены в произвольном порядке. Атактические полимеры не способны кристаллизоваться и по прочности и теплостойкости уступают стереорегулярным полимерам того же состава.

15.2. Методы получения полимеров

Методы синтеза некоторых полимеров приведены в табл. 44.

Полимеризацией называется соединение молекул мономера с образованием макромолекул, по элементному составу не отличающихся от исходного мономера. В реакцию полимеризации могут вступать соединения с двойной или тройной связью и содержащие неустойчивые циклы.

Поликонденсацией называют соединение молекул мономера, сопровождающееся выделением низкомолекулярных веществ: Н2О, NH3. В реакцию поликонденсации могут вступать мономеры, содержащие две или более функциональные группы.

Сополимеризация – это соединение двух или нескольких мономеров разного состава, при котором не происходит выделения низкомолекулярных соединений.

Сополиконденсация – соединение молекул двух или нескольких различных мономеров, сопровождающееся выделением низкомолекулярных соединений.

15.3. Строение и свойства полимеров По строению полимерной цепи ВМС бывают линейными, разветвленными, пространственными. Линейные полимеры образуются из бифункциональных мономеров (имеют две функциональные группы). Линейные полимеры высокоэластичные, хорошо растворяются в растворителях, могут образовывать волокна, нити. Схематически линейный полимер можно изобразить схемой:

АААААААА

Пространственные полимеры образуются, если функциональность мономера больше двух и в процессе роста цепи функциональность макромолекулы увеличивается. Структура пространственного полимера представляет собой трехмерную сетку.

Пространственные полимеры менее эластичны, обладают большей твердостью, менее растворимы, но способны к набуханию.

Схематически пространственный полимер можно изобразить так:

А А А | | |

АААААААА

| | | А А А | | |

АААААААА

–  –  –

Классификация природных полимеров (биополимеров) представлена в табл. 45. Наиболее важные из биополимеров – белки.

Мономерами, из которых построены молекулы белков, являются – аминокислоты. В состав белков входят 20 аминокислот.

Последовательность аминокислот в молекуле белка составляет его первичную структуру. Аминокислоты соединяются друг с другом, образуя пептидные связи. Макромолекула белка может «свернуться»

в спираль – это определяет вторичную структуру белковой молекулы. Расположение элементов вторичной структуры в пространстве относительно друг друга называется третичной структурой белка. Образование в пространстве глобул, то есть свернутых в клубок макромолекул белка, определяет его четвертичную структуру. Реакция распада макромолекулы белка на более простые составляющие части в кислой или щелочной среде называется гидролизом белка. При нагревании разрушается Таблица 44 Методы синтеза полимеров

–  –  –

1. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для вузов /Н.В. Коровин – М.: Высшая школа, 2010. – 557 с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия: учебник для вузов /Н.Л. Глинка – М.: Юрайт, 2010. – 896 с.

3. Коллоидная химия / М.И. Гельфман, О.В. Ковалевич, В.П. Юстратов – СПб.:

Лань, 2004. – 336.

4. Никитина Н.Г.Аналитическая химия: учебник /Н.Г. Никитина, Т.И. Хаханина

– М.: Юрайт, 2010. – 278 с.

5. Семчиков Ю.Д. Высокомолекулярные соединения: учебник для вузов /Ю.Д.

Семчиков – М.: Академия, 2003. – 368 с.

6. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии /Ю.Ю. Лурье – М.: Химия, 1989. – 448 с.

7. Рабинович В.А. Краткий химический справочник /В.А. Рабинович, З.Я. Хавин – Л.:

Химия, 1978. – 392 с.

8. Химические свойства неорганических соединений / Р.А. Лидин, В.А.

Молочко, Л.Л. Андреева – М.: Химия, 2000. – 480 с.

–  –  –

Отпечатано в подразделении ОП издательства СибАДИ




Похожие работы:

«1 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования "ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ" Институт Биологии Кафедра ботаники, биотехнологии и ландшафтной архитектуры Тюменцева Е.А. ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ БОТА...»

«РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА для написания раздела диплома "Мероприятия по охране труда и безопасности жизнедеятельности"Структура раздела и правила оформления диплома: 1. Дипломное проектирование: мероприятия по охране труда и безопасности жизнедеятельности: учеб.-метод. пособие для студентов в...»

«ВЕСТНИК БЕЛГОРОДСКОГО УНИВЕРСИТЕТА КООПЕРАЦИИ, ЭКОНОМИКИ И ПРАВА УДК 338.436.33: Перцев В.Н., канд. экон. наук, глава администрации Ракитянского района ПОВЫШЕНИЕ УСТОЙЧИВОСТИ РАЗВИТИЯ РЕГИОНАЛЬНОГО АПК НА ОСНОВЕ БИОЛОГИЗАЦИИ ЗЕМЛЕДЕ...»

«МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ ГУ "РЕСПУБЛИКАНСКИЙ НАУЧНО-ПРАКТИЧЕСКИЙ ЦЕНТР РАДИАЦИОННОЙ МЕДИЦИНЫ И ЭКОЛОГИИ ЧЕЛОВЕКА" Ю.И. Ярец БИОХИМИЧЕСКИЕ ТЕСТЫ В ПРАКТИЧЕСКОЙ МЕДИЦИНЕ Часть II Практическое пособие для врачей Гомель, ГУ "РНПЦ РМиЭЧ", 2016 УДК 61:577.1 Автор: Ю.И. Ярец,...»

«БІОГЕОЦЕНОЛОГІЧНІ ДОСЛІДЖЕННЯ УДК 502.1 (477) © А. В. Боговин ТИПЫ КАТЕГОРИЙ БИОРАЗНООБРАЗИЯ В УСЛОВИЯХ АНТРОПОГЕННОЙ ТРАНСФОРМАЦИИ ЭКОЛОГИЧЕСКИХ СИСТЕМ Национальный научный центр "Институт земледелия НААНУ" О...»

«СУДЕБНАЯ КОЛЛЕГИЯ ПО УГОЛОВНЫМ ДЕЛАМ ВЕРХОВНОГО СУДА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ (121260, г. Москва, ул. Поварская, д. 15) адвоката Демьянчука А.В., в защиту ААА на приговор ХХХ районного суда от 03.04.200_ и кассационное определение Судебной коллегии по уголовным делам от 23.06.200_. НАДЗОРНАЯ ЖАЛОБА Указ...»

«23 РОЗДІЛ 2. ЗООЛОГІЯ ТА ЕКОЛОГІЯ ТВАРИН УДК 597. 2/5: 577.112(262.5) СЕЗОННЫЕ КОЛЕБАНИЯ УРОВНЯ ЭНДОГЕННОЙ ИНТОКСИКАЦИИ В КРОВИ МОРСКОГО ЕРША Дорохова И. И., ведущий инженер Институт биологии южных морей НАН Украины Проведен анализ сезонного влияния на уровень эндогенной интоксикации в крови морского ерша из прибрежной зоны моря г. Севастополя....»

«УДК 504 Т. А.Мелешко, В.В.Толмачева, г. Шадринск Социально-экологические проблемы взаимодействия человека и природы В данной статье представлен историко-логический анализ проблемы взаимоотношения человека и природы, выделены основные предпосылки и этапы становления проблемы. Человек, природа, экологический кризис, взаимодействие. T.A.Meleshko, V....»

«СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ БИОЛОГИЯ, 2016, том 51, 1, с. 111-118 Микобиота зерновых культур: региональные аспекты УДК 636.086.13:632.4(470.23/.25) doi: 10.15389/agrobiology.2016.1.111rus ЗАРАЖЕННОСТЬ ЗЕРНА ОВСА ГРИБАМИ Fusarium И Alternaria И ЕЕ СОРТОВАЯ СПЕЦИФИКА В УСЛОВИЯХ СЕВЕРО-ЗАПАДА РОССИИ...»

«Примечания к финансовой отчетности 1 июля 2007 года АО "Илийский Картонно-Бумажный Комбинат" (Суммы указаны в тенге) 1. ОБЩАЯ ИНФОРМАЦИЯ АО “Илийский Картонно-Бумажный Комбинат” зарегистрировано в органах юст...»

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФГБОУ ВО "СГУ имени Н.Г. Чернышевского" Биологический факультет Рабочая программа дисциплины Биология индивидуального развития Направление подготовки 44.03.01 Педагогическое образование Профиль подготовки Биология Квалификация выпускника Бакалавр Форма обуч...»

«002-12-00130 АКТ ЭКСПЕРТИЗЫ № На постоянную номенклатуру производства для оформления сертификатов происхождения товара (форма СТ-1) (Срок действия акта экспертизы – один год – по 05.02.2018г.) 1. Эксперт: Бганцева Т.А. 2. Дата составления акта: 06.02.2017г.3. Основание для проведения экспертизы: За...»










 
2017 www.book.lib-i.ru - «Бесплатная электронная библиотека - электронные ресурсы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.