Закон предложенный Прустом в 1801 году.
Каждое определенное хим.соединение имеет точный состав независимо от его получения.Так же существуют соединения постоянного(бертаниды)состава и вторые вещества переменного(дальтаниды)состава.
2.Закон эквивалентов.
Предложен Рихтером в 1803 году
Химические элементы соединяются между собой в строго определенном количестве или эквивалентов
Эквивалент-это количество компонентов которые соединяются с 8 частями кислорода.
3.Закон кратерных отношений.
Закон кратных отношений открыт в 1803году Дальтоном
Если два элемента образуют между собой несколько химических соединений,то на одно и тоже весовое количество одного из них приходится такие весовые количества другого которые относятся между собой,как небольшие целые числа.
Закон кратных отношений привел к появлению предложения об атомах как о наименьшиъ частиц.
4.Закон Авогадро и число Авогадро.
В 1811 году предложил знаменитый закон
В равных объемах газов или паров при одинаковых t и p содержится одинаковое число частиц.
Число авогадро-это число частиц при нормальных условиях 6,02*10^34 часть/моль.
5.Атомная масса.Относительная атомная масса.Единица атомной массы.
А́томная ма́сса, относительная атомная масса — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы атома изотопа углерода 12C
Относительная атомная масса элемента – физическая величина,которая показывает,во сколько раз средняя масса атомов данного химического элемента больше 1/12 части массы нуклида углерода -12
А́томная едини́ца ма́ссы (обозначение а. е. м.), она же дальто́н (обозначение Da), она же углеродная единица[1] — внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц
6.Моль.Молярная масса.Моль эквивалент.
Моль — единица измерения количества вещества в Международной системе единиц (СИ
Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моля вещества
Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.
7.Периодическая система элементов Д.И.Менделеева и периодический закон.
Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс
.Сходственность по хим. Св-ам элементы имеют близкие атомные веса и последовательно и однообразно увеличиваются
Величина атомного веса опредяет его св-ва
Величина атомного веса элемента иногда может быть исправлен знак их ориг.вес
Некоторые аналогии элементов открывают по величине веса их атома
8.Современная трактовка периодического закона.
В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов»
9.Строение атома.Модель строение атома Резерфорда
Атом — одноядерная, химически неделимая частица химического элемента, носитель свойства вещества. Из атомов состоят вещества. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака
В соответствие с которой в центре атома находится полож заряженное массивное ядро массивное ядро, а вокруг него вращается отриц. Заряж. Нитроны
Недостаток модели:
Вращаясь вокруг ядра электроны должны вырабатывать энергию и соответсвенно попасть на ядро
Такая модель является неуствойчивой.
10.Квантовые числа.Связь между ними
Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси.
Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака
Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали
Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве
Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси
11.Застройка многоэлектронных атомов.Правило Хунда.Принцип Паулию Правило Клечковского
Принцип Паули.В атоме не может быть двух электронов с одинаковым наборов квантовых чисел. Таким образом, на одной орбитали может находится не более двух электронов, причем с разными спинами вращения.
Правило Хунда.Подуровень заполняется таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. То есть в пределах подуровня сначала заполняется максимальное число квантовых ячеек.
12.Первое начало термодинамики.Внутрения энергия,работа,теплота.
Первое начало термодинамики было сформулировано в середине XIX века в результате работ немецкого учёного Ю. Р. Майера, английского физика Дж. П. Джоуля и немецкого физика Г. Гельмгольца[1]. Согласно первому началу термодинамики, термодинамическая система может совершать работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии. Первое начало термодинамики часто формулируют как невозможность существованиявечного двигателя первого рода, который совершал бы работу, не черпая энергию из какого-либо источника.
Внутренняя энергия – энергия физической системы, зависящая от её внутреннего состояния. Внутренняя энергия включает энергию хаотического (теплового) движения всех микрочастиц системы (молекул, атомов, ионов и т.д.) и энергию взаимодействия этих частиц.
Работа термодинамической системы над внешними телами заключается в изменении состояния этих тел и определяется количеством энергии, передаваемой системой внешним телам при изменении объема.
Теплота (количество теплоты) – количество энергии, получаемой или отдаваемой системой при теплообмене
13.Закон Гесса.Расчет тепловых эффектов химических реакции
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом: количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы)
ДельтаH1=ДельтаH2+ДельтаH3
Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплообразования конечных продуктов + сумме образованных конечных веществ
14.Следствие из закона Гесса.Теплота образования.
· Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье-Лапласа).
· Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
· Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):
· Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.
- Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивыхстандартных состояниях.
- Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:
- С(тв) + 2H2(г) = CH4(г) + 74.9 кДж/моль.
15.Зависимость теплового эффекта реакции от температуры.Закон кирхгоффа.
Уравнение Кирхгофа — соотношение, устанавливающее зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры
Закон Кирхгофа гласит, что температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Уравнение Кирхгофа, являющееся следствием этого закона используется для расчёта тепловых эффектов при разных температурах.
16.Энтропия.Расчет энтропия в стандартных условиях
Понятие энтропии было впервые введено в 1865 году Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы приобратимом процессе как отношение общего количества тепла к величине абсолютной температуры :
.
17.Энергия Гиббса.Определние возможности протекание процесса.
Энергия Гиббса (или потенциал Гиббса) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции.
Классическим определением энергии Гиббса является выражение
G=U+PV−TS,
где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия.
Условием принципиальной возможности процесса является неравенство
ΔG < 0
Таким образом, самопроизвольно протекают реакции, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном. Увеличение энергии Гиббса
ΔG > 0
свидетельствует о невозможности самопроизвольного осуществления процесса в данных условиях.
Если
ΔG = 0
то система находится в состоянии химического равновесия.
Так как энергия Гиббса зависит от энтропии и энтальпии следующим образом:
ΔG= ΔН- TΔS
где Н - энтальпия, S - энтропия, Т - температура, то самопроизвольному протеканию процесса способствуют уменьшение энтальпии и увеличение энтропии системы.
18.Обратимые реакции.Химическое равновесие.
Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:
3H2 + N2 ⇌ 2NH3.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]
А2 + В2 ⇄ 2AB
19.Закон действия масс.Константа химического равновесия
В 1864—1867 гг. норвежские химики К. Гульдберг и П. Вааге установили химический закон действия масс (закон действующих масс).
Закон действия масс можно сформулировать так: скорость взаимодействия двух химических реагентов прямо пропорциональна их концентрациям в реакционной системе, а достижимое состояние химического равновесия зависит от скоростей прямой и обратной реакций
Пример: для стандартной реакции
константа химического равновесия определяется по формуле
20.Принцип Ле-Шателье.Влияния температуры и давления на сдвиг химического равновесия.
Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура,давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:
Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.
В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:
|
давление, МПа |
0,1 |
10 |
20 |
30 |
60 |
100 |
|
объемная доля NH3, % |
0,4 |
26 |
36 |
46 |
66 |
80 |
21.Химическая связь.Ковалентная связь:Полярная и неполярная
Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.
Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.
|
Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H2, O2, N2, Cl2 и др. |
|
Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H2O, NF3, CO2. Ковалентная связь образуется между атомами элементов, |
22.Ионная связь.как крайний случай ковалентной связи
Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.
Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:
23.Комплексная связь(Донорно-акцепторная)
Донорно-акцепторный механизм — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.
Термины «донорно-акцепторная связь» или «координационная связь» некорректны, поскольку это не есть вид химической связи, а лишь теоретическая модель, описывающая особенность её образования. Свойства ковалентной химической связи, образованной по донорно-акцепторному механизму, ничем не отличаются от свойств связей, образованных по обменному механизму (например, связи N—H в аммонии (NH4+) или связи O—H в гидроксонии (Н3O+)).
Донорами обычно выступают атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др., имеющие неподелённые электронные пары на валентных орбиталях малого размера. Роль акцептора могут выполнять ионизированный атом водорода H+, некоторые p-металлы (напр., алюминий при образовании иона AlH4-) и, в особенности, d-элементы, имеющие незаполненные энергетические ячейки в валентном электронном слое.
24.Водородная связь.
Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другимэлектроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.[1]
25.Фазовое равновесие.Правило фаз Гиббса.
Равнове́сие фаз в термодинамике — состояние, при котором фазы в термодинамической системе находятся в состоянии теплового, механического ихимического равновесия.
Типы фазовых равновесий:
Тепловое равновесие означает, что все фазы вещества в системе имеют одинаковую температуру.
Механическое равновесие означает равенство давлений по разные стороны границы раздела соприкасающихся фаз. Строго говоря, в реальных системах эти давления равны лишь приближенно, разность давлений создается поверхностным натяжением.
Химическое равновесие выражается в равенстве химических потенциалов всех фаз вещества.
Правило фаз записывается следующим образом:
где j — число фаз (например, агрегатных состояний вещества);
v — число степеней свободы, то есть независимых параметров (температура, давление, концентрация компонентов), которые полностью определяют состояние системы при равновесии и которые можно менять без изменения числа и природы фаз;
k — число компонентов системы — число входящих в систему индивидуальных веществ за вычетом числа химических уравнений, связывающих эти вещества. Иначе говоря, это минимальное количество веществ, из которых можно приготовить каждую фазу системы.
n — число переменных, характеризующих влияние внешних условий на равновесие системы.
26.Фазовая Диаграмма воды
Фрагмент фазовой диаграммы воды
Фа́зовая диагра́мма воды — графическое отображение равновесного состояния фаз воды (жидкости, водяного пара и различных модификаций льда). Строится в системе координат температура—давление.
27.Диаграмма плавкости 2-ух компонентных систем.
Рис. 2. Диаграмма плавкости двойной системы, компоненты которой А и В не образуют твердых растворов. L - область существования жидкости (расплава), (L + SA) и (L + SB) области сосуществования жидкой фазы и твердых А и В соответственно; (SA + SB) область существования механической смеси твердых А и В. ТАETВ и MEN - линии ликвидуса и солидуса соответственно, E - эвтектическая точка. С, D, F, G, О и Q - фигуративные точки (пояснения в тексте).
28.Кинетика химических реакции.Зависимость скорость реакции от концентрации реагирующих веществ.Константа скорости
Кинетика химических реакции- скорость хим.реакции определяет количество вещ-ва прореагирующего за единицу времени единицеи объема.
Концентрация. Чем выше концентрация, тем больше скорость реакции, Эта зависимость выражается законом действующих масс.
Например, сера горит в чистом кислороде и на воздухе. СКОРОСТЬ ГОРЕНИЯ СЕРЫ В КИСЛОРОДЕ В 5 раз больше, чем на воздухе.
Констанста скорости есть скорость реакции при концентрации которой взаимодействующие части равны 1.
29.Зависимость скорости реакции от температурыю.Правило вант-гоффа
Скорость не зависит от концентрации,но зависит от всех других парамертов в том числе и от t.
При повышении t на 10 градусов,скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раз.
Уравнение, которое описывает это правило, следующее:
где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например, белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:
30.Вода.Нахождение в природе.Физический св-ва воды
Вода́ (оксид водорода) — бинарное неорганическое соединение, химическая формула Н2O. Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного — кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью. При нормальных условиях представляет собой прозрачную жидкость, не имеет цвета (в малом объёме), запаха и вкуса. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром. Вода также может существовать в виде жидких кристаллов (на гидрофильных поверхностях)[2][3]. Около 71 % поверхности Земли покрыто водой (океаны,моря, озёра, реки, льды) — 361,13 млн км2[4][5]. На Земле примерно 96,5 % воды приходится на океаны, 1,7 % мировых запасов составляют грунтовые воды, ещё 1,7 % на ледники и ледяные шапки Антарктиды и Гренландии, небольшая часть в реках, озёрах и болотах, и 0,001 % в облаках (образуются из взвешенных в воздухе частиц льда и жидкой воды)[6][7]. Бо́льшая часть земной воды — солёная, и она непригодна для сельского хозяйства и питья. Доля пресной составляет около 2,5 %, причём 98,8 % этой воды находится в ледниках и грунтовых водах. Менее 0,3 % всей пресной воды содержится в реках, озёрах и атмосфере, и ещё меньшее количество (0,003 %) находится в живых организмах[6].
Физические свойства воды «подарили» нам такие явления, как парниковый эффект и микроволновая печь. Около 60% парникового эффекта создает водяной пар, который отлично поглощает инфракрасные лучи. При этом показатель оптического преломления воды n=1,33. Кроме того, вода поглощает и микроволны, благодаря высокому дипольному моменту ее молекул. Эти свойства воды в природе и натолкнули ученых на мысли об изобретении микроволновой печи.
31.Химические св-ва воды.Вода-Как универсальный растворитель
ода является наиболее распространённым растворителем на планете Земля, во многом определяющим характер земной химии, как науки. Большая часть химии, при её зарождении как науки, начиналась именно как химия водных растворов веществ. Её иногда рассматривают, как амфолит — и кислоту и основание одновременно (катион H+ анион OH−). В отсутствие посторонних веществ в воде одинакова концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода (или ионов гидроксония), pKa ≈ 16.
Вода — химически активное вещество. Сильно полярные молекулы воды сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности.
Вода – инертный растворитель. Это важно для всего живого на земле, поскольку необходимые питательные вещества поступают в водных растворах в сравнительно устойчивом виде. Вода имеет память о ранее растворенных в ней веществах.
Нет в природе ничего прочнее воды. Даже гранит вода со временем разрушает, поэтому в морской воде можно найти не только легкорастворимые вещества. Вода морей содержит в себе почти все элементы периодической системы Менделеева. Больше всего в морской воде поваренной соли. Поэтому вода в море соленая.
32.Жесткость воды.Водоподготовка
Жесткость, вызываемая содержанием в воде бикарбонатов кальция и магния, называют карбонатной или временной. При кипячении соли осаждаются и жесткость уменьшается.
Жесткость, обусловленная присутствием прочих солей кальция и магния и сохраняющаяся после кипячения воды, называется некарбонатной или постоянной. Ее можно удалить не только добавкой соды, но и заменив ионы кальция и магния ионами натрия, пропустив ее через ионообменную колонку с катионитом. Ионы кальция и магния удержатся в катионите, а в воду перейдет эквивалентное количество ионов натрия.
Общая жесткость воды складывается из карбонатной и некарбонатной жесткости.
В жесткой воде плохо развариваются мясо, овощи, крупы, плохо заваривается чай. При стирке тканей на поверхности волокон осаждаются нерастворимые соединения и постепенно разрушают их. Образование накипи на стенках нагревательных элементов приводит к преждевременному их изнашиванию.
Водоподготовка — обработка воды, поступающей из природного водоисточника, для приведения её качества в соответствие с требованиями технологических потребителей.
Водоподготовка включает следующие основные методы обработки:
· осветление (удаление из воды коагуляцией, отстаиванием и фильтрованием коллоидальных и суспензированных загрязнений);
· умягчение (устранение жёсткости воды осаждением солей кальция и магния, известью и содой или удаление их из воды катионированием);
· обессоливание и обескремнивание (ионный обмен или дистилляцией в испарителях);
· удаление растворённых газов (термическим или химическим методом) и окислов железа и меди (фильтрованием).
· биологическая очистка воды от бактерий, вирусов и других микроорганизмов. В настоящее время в основном используется хлор, озон и УФ-стерилизация.
· улучшение органолептических свойств воды (удаление из воды веществ, придающих воде запах (сероводород, хлор), и ряда органических веществ).
33.очистка сточных вод
Очистка сточных вод — комплекс мероприятий по удалению загрязнений, содержащихся в бытовых и промышленных сточных водах. Обычно осуществляется в КОС установках.[источник не указан 317 дней][источник не указан 317 дней]:
Процесс очистки делится на 4 этапа:
· механический
· биологический
· физико-химический
· дезинфекция сточных вод.
Производится предварительная очистка поступающих на очистные сооружения сточных вод с целью подготовки их к биологической очистке. На механическом этапе происходит задержание нерастворимых примесей
Биологическая очистка предполагает деградацию органической составляющей сточных вод микроорганизмами (бактериями и простейшими)[источник не указан 317 дней].
На данном этапе происходит минерализация сточных вод, удаление органического азота и фосфора, главной целью является снижение БПК.
Могут использоваться как аэробные, так и анаэробные микроорганизмы.
Данные методы используют для очистки от растворенных примесей, а в некоторых случаях и от взвешенных веществ. Многие методы физико-химической очистки требуют предварительного глубокого выделения из сточной воды взвешенных веществ, для чего широко используют процесс коагуляции.
ля окончательного обеззараживания сточных вод предназначенных для сброса на рельеф местности или в водоем применяют установки ультрафиолетового облучения.
Для обеззараживания биологически очищенных сточных вод, наряду с ультрафиолетовым облучением, которое используется, как правило, на очистных сооружениях крупных городов, применяется также обработка хлором в течение 30 минут.
34.Растворимость.Способы выражения состава растворов.
Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе.
1. Массовая доля
ω = mрв·100%/mр-ра, [%]
2. Молярная доля
N2 = n2/(n1 + n2)
3. Молярная концентрация
СМ = mрв/(М · V), [моль/л]
4. Молярная концентрация эквивалента
Сн = mрв/(Мэ · V) , [моль/л]
5. Моляльность
Сm = mрв/(М · mр-ля) , [моль/кг]
6. Титр
Т = mрв / V, [г/мл]
35.Свойства растворов неэлектролитов.Законы Рауля
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.
словием 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.
36.Свойства растворов электролитов.Теория электрической диссоциации Аррениуса
Вещества, подвергающиеся при взаимодействии с растворителем диссоциации на ионы и сообщающие раствору способность проводить электрический ток, называются электролитами. Ионы – электрически заряженные частицы, которые являются переносчиками электричества в растворах и расплавах.
Следует помнить, что не все электролиты диссоциируют (т.е. распадаются на ионы) в одинаковой степени. В связи с этим выделяют:
сильные электролиты (вещества, полностью диссоциирующие в растворе);
слабые электролиты (вещества, диссоциирующие в растворе лишь частично).
Электропроводность слабых электролитов определяется в основном степенью диссоциации a, величина которой зависит от концентрации электролита и температуры. Для любого электролита:
. (1.1)
По величине степени диссоциации судить о силе электролита не очень удобно, так как величина зависит от многих параметров, особенно от концентрации. Более удобно использовать величину константы диссоциации Кд.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:
Константа диссоциации определяется активностями катионов , анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:
Значение зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:
,
где — средний коэффициент активности электролита.
37.Степень и константа диссоциации.Ионное произведение воды.Водородный показатель (ph)
Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): α = n / N
Электролитическая диссоциация слабых электролитов, согласно теории Аррениуса, является обратимой реакцией, то есть схематически её можно представить уравнениями (для одновалентных ионов:):
KA ↔ K+ + A−,
где:
· KA — недиссоциированное соединение;
· K+ — катион;
· A− — анион.
Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением:
|
, |
(1) |
где:
· [KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе;
· [K+] — концентрация катионов в растворе;
· [A−] — концентрация анионов в растворе.
Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.
Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:
Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:
где:
· [H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);
· [OH−] — концентрация гидроксид-ионов;
· [H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;
Водоро́дный показа́тель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:
38.Гидролиз солей
идролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:
· 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
· 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
· 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).
· 4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.
39.Электрохимия.Гальванический элемент Даниэля-Якоби.ЭДС
Электрохимия-рассматривает круг вопросов связанных:
С превращением химическои энергии в электрическую(т.е. работу различных источников тока батарейки,аккумуляторв и т.д.)
Различие устро-ва связанные с превращением хим. Энергии в электрическую,а так же способы от электрической коррозии.
Гальванический элемент
Схема гальванического элемента Даниэля-Якоби
Электроды-пластинки из метала или другого электропроводимого материала,которые служат для приема или передачи электричества
Электролит-это раствор который содержит ионы реагирующий вещество и служат для передачи заряда внутри системы 2-ого эрода
Внешняя цепь-провод изготовленный из метала(проводник 1-ого рода)который служит для передачи электричества анодов и катодов.
ЭДС
Это развность потенциалов которая возникает на электронах гальванического элемента в обратимых условиях
Чтобы рассчитать ЭДС гальванического элемента,надо из положит потенц вычесть потенциал менее по лож или отриц.
40.Электродный потенциал.Уравнение Ненрста
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов. ,
где
· — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;
· — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
· — абсолютная температура;
· — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль−1;
· — число молей электронов, участвующих в процессе;
· и — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим
41.Определние электродных потенциалов.Водородный электрод
Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Стандартный водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах. Водородный электрод (ВЭ) представляет собой пластинку или проволоку из металла, хорошо поглощающего газообразный водород (обычно используют платину или палладий), насыщенную водородом (при атмосферном давлении) и погруженную в водный раствор, содержащий ионы водорода. Потенциал пластины зависит[уточнить] от концентрации ионов Н+ в растворе. Электрод является эталоном, относительно которого ведется отсчет электродного потенциала определяемой химической реакции. При давлении водорода 1 атм., концентрации протонов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К потенциал ВЭ принимают равным 0 В. При сборке гальванического элемента из ВЭ и определяемого электрода, на поверхности платины обратимо протекает реакция:
2Н+ + 2e− = H2
42.Химические источники тока.Аккумуляторя.топливные элементы
Хими́ческий исто́чник то́ка (аббр. ХИТ) — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию
Электрический аккумулятор — химический источник тока многоразового действия (то есть в отличие от гальванического элемента химические реакции, непосредственно превращаемые в электрическую энергию, многократно обратимы). Электрические аккумуляторы используются для накопления энергии и автономного питания различных устройств.
Топливный элемент — электрохимическое устройство, подобное гальваническому элементу, но отличающееся от него тем, что вещества для электрохимической реакции подаются в него извне — в отличие от ограниченного количества энергии, запасенного в гальваническом элементе или аккумуляторе.
Аккумулятор (автомобильный обычный) — устройство способное как поглощать (заряд) так и отдавать (разряд) электрическую энергию в результате обратимой химической реакции происходящей внутри устройства. Аккумулятор автомобильный обычный является не источником тока, а источником электрической энергии, а более точно, источником напряжения. Поскольку только источник напряжения способен поддерживать заданную величину разности потенциалов при изменении сопротивления нагрузки.
43.Электролиз.Законы Фарадея
· Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.
· Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.
Законы Фарадея можно записать в виде следующей формулы:
где:
· m — масса осаждённого на электроде вещества в граммах
· Q — полный электрический заряд, прошедший через вещество
· F = 96 485,33(83) Кл·моль−1 — постоянная Фарадея
· M — молярная масса вещества (Например, молярная масса воды H2O = 18 г/моль)
· z — валентное число ионов вещества (число электронов на один ион).
Заметим, что M/z — это эквивалентная масса осаждённого вещества.
Для первого закона Фарадея M, F и z являются константами, так что чем больше величина Q, тем больше будет величина m.
Для второго закона Фарадея Q, F и z являются константами, так что чем больше величина M/z (эквивалентная масса), тем больше будет величина m.
В простейшем случае постоянного тока электролиза приводит к:
и тогда
где:
· n — выделенное количество вещества («количество молей»): n = m/M
· t — время действия постоянного тока.
44.Явление поляризации,перенапряжения
Поляризация электрохимическая, отклонение электродного потенциала Е от стационарного потенциала Ест, который электрод приобретает в отсутствие внешнего тока. Поляризация электрохимическая измеряется в вольтах (милливольтах). Если отклонение отрицательно (вызвано подводом электронов, которые должны расходоваться в реакциях, идущих в катодном направлении), то поляризацию электрохимическую называют катодной; при противоположном направлении тока — анодной
Часто реально необходимый потенциал разложения электролита оказывается больше теоретической величины. Эта разность называется перенапряжением
η = ϕ(р) - ϕ(i)
где ϕ(р) – равновесный потенциал, ϕ(i) – потенциал при протекание тока.
45.Электролиз водных растворов с нерастворимыми электродами.
46.Коррозия:Химическая и Электрохимическая
Корро́зия (от лат. corrosio — разъедание) — это самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. В общем случае это разрушение любого материала, будь то металл или керамика, дерево или полимер
Химическая коррозия — взаимодействие поверхности металла с коррозионно-активной средой, не сопровождающееся возникновением электрохимических процессов на границе фаз. В этом случае взаимодействия окисления 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:
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).
Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.), 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 её повышается, и скорость процесса увеличивается.
При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый коррозионный элемент.
Если растворяющийся электрод коррозионно-стоек, процесс коррозии замедляется. На этом основана, например, защита железных изделий от коррозии путём оцинковки — цинк имеет более отрицательный потенциал, чем железо, поэтому в такой паре железо восстанавливается, а цинк должен корродировать. Однако в связи с образованием на поверхности цинка оксидной плёнки процесс коррозии сильно замедляется.
47.Виды коррозии
Химическая коррозия
Электрохимическая коррозия
Биологическая коррозия
48.Способы защиты от коррозии.Анодные и катодные покрытия
Методы защиты от коррозии можно объединить в следующие группы:
1) нанесение защитных покрытий и пленок;
2) изменение электрохимического потенциала защищаемого материала по отношению к среде на границе фаз;
3) модификация коррозионной среды.
Борьба с коррозией с применением защитных покрытий является наиболее распространенным способом. В качестве защитных применяют металлические и неметаллические покрытия.
Металлические покрытия могут быть выполнены из металла более или менее благородного, чем подложка. В связи с этим они делятся на две группы: катодные и анодные покрытия.
К катодным покрытиям относятся те покрытия, электрохимический потенциал которых в данных условиях больший, чем у защищаемого металла. На алюминий почти всегда наносят катодные покрытия. Покрытия из благородных металлов на стали имеют такой же характер. Катодные покрытия защищают металл только благодаря его изоляции от атакующей среды. Поэтому свою роль они выполняют только при наличии полной сплошности. Если в катодном покрытии образуется щель, то в условиях коррозии она становится катодом, а открытая часть защищаемого металла – анодным элементом. Анодная поверхность при этом значительно меньше, чем катодная. Электрохимическое разрушение металла концентрируется на небольшой поверхности. Учитывая опасности, кроющиеся в возможных несплошностях катодных покрытий, их делают сравнительно большой толщины.
Анодные покрытия – это покрытия, выполненные из металла, у которого электродный потенциал меньше, чем у защищаемого металла. Для железа, работающего в малокислых или нейтральных растворах, анодными покрытиями являются цинк, алюминий. Защитные свойства анодных покрытий состоят не только в механической изоляции металла от коррозионной среды. Они заключаются еще и в электрохимическом воздействии. В случае нарушения покрытия и образования коррозионного элемента, защищаемый металл, являющийся катодом, не разрушается. Небольшие несплошности в анодных покрытиях не опасны.
Металлические покрытия наносят электроосаждением, погружением в расплавленные металлы, металлизацией напылением, химическим осаждением солей, диффузией и т. д. В последнее время все большее распространение получает нанесение покрытий в вакууме.
49.Протекторная защита
ротекторная защита является разновидностью катодной защиты. К защищаемой конструкции присоединяют более электроотрицательный металл — протектор — который, растворяясь в окружающей среде, защищает от разрушения основную конструкцию. После полного растворения протектора или потери контакта с защищаемой конструкцией, протектор необходимо заменить.
Протектор работает эффективно, если переходное сопротивление между ним и окружающей средой невелико. Действие протектора ограничивается определенным расстоянием. Максимально возможное удаление его от защищаемой конструкции называется радиусом защитного действия протектора.
50.Легирование(производство сплавов)
Леги́рование (нем. legieren — «сплавлять», от лат. ligare — «связывать») — добавление в состав материалов примесей для изменения (улучшения) физических и/или химических свойств основного материала. Легирование является обобщающим понятием ряда технологических процедур, различают объёмное (металлургическое) и поверхностное (ионное, диффузное и др.) легирование.
В разных отраслях применяются разные технологии легирования.
В металлургии легирование производится в основном введением в расплав или шихту дополнительных химических элементов (например, в сталь — хрома, никеля, молибдена), улучшающихмеханические, физические и химические свойства сплава. Для изменения различных свойств (повышения твёрдости, износостойкости, коррозионной стойкости и т. д.) приповерхностного слоя металлов и сплавов применяются также и разные виды поверхностного легирования. Легирование проводится на различных этапах получения металлического материала с целями повышения качества металлургической продукции и металлических изделий.
51.Оксидирование.анодирование.фосфатирование
Оксидирование — создание оксидной плёнки на поверхности изделия или заготовки в результате окислительно-восстановительной реакции
Анодное Оксидирование — процесс создания оксидной плёнки на поверхности некоторых металлов и сплавов путём их аноднойполяризации в проводящей среде. Существуют различные виды анодирования, в том числе электрохимическое анодирование — процесс получения оксидного покрытия на поверхности различных металлов (Al, Mg, Ti, Ta, Zr, Hf и др.) и сплавов (алюминиевых, магниевых, титановых) в среде электролита, водного или неводного.
Фосфатирование используют для дополнительной защиты от коррозии, улучшения твердости, износостойкости, повышения электроизоляционных свойств основного покрытия на черных и цветных металлах. Суть процесса фосфатирования состоит в создании на поверхности защищаемого изделия слоя малорастворимых фосфатов железа, цинка или марганца.
Фосфатированию подвергаются: чугун, низколегированные, углеродистые стали, кадмий, цинк, медь, сплавы меди, алюминий.
52.Защита от коррозии изменением свойств среды.
Изменение свойств среды
- ингибирование среды;
- обескислороживание водной среды;
- осушение воздуха;
- удаление агрессивных реагентов среды (соли, кислоты и т.п.);
53.Ингибиторы коррозии
Особое практическое значение имеют ингибиторы коррозии металла. По современным представлениям, механизм действия ингибиторов коррозии имеет электрохимическую природу. Применительно к коррозии металла ингибитором называют вещество, которое, адсорбируясь на поверхности металла, делает её потенциал положительнее, тем самым замедляя процесс коррозии.
К ингибиторам также часто причисляют вещества, снижающие активность коррозионной среды или создающие на поверхности металла защитные пленки, являющиеся продуктом взаимодействия ингибитора с раствором, металлом или продуктом его коррозии (кроющие ингибиторы).
Известно большое количество веществ, которые можно рассматривать в качестве ингибиторов коррозии. Наиболее четко ингибиторное действие выражено у аминов, азотсодержащихгетероциклических соединений, тиолов, мочевины и тиомочевины, сульфидов, альдегидов и др.
54.Комбинированные методы защиты от коррозии
- нанесение защитных покрытий изолирующих металл от агрессивной среды (лакокрасочные, металлические, оксидные, фосфатные, масла, смазки и т.п.);
- катодная поляризация (катодная защита, нанесение анодных покрытий);
- устранение анодной поляризации (защита от контактной коррозии, электродренаж, устранение блуждающих токов и пр.);
- рациональное проектирование (устранение зазоров, правильный выбор металла для данной среды, устранение контактов разнородных металлов, устранение застойных зон и т.п.);
Часто для эффективной защиты от коррозии используют комбинированные методы, сочетающие в себе несколько методов или способов антикоррозионной защиты.
55.Общие свойства металлов.Легкие и тяжелые.черные и цветные металлы
Электропродовность.Связанные со своб.передвиж элеткродов. Самая большая электропроводность(серебро.медь).Электропров не только металлов.но и растворов.Электропров металлов осуществляеться за счет электронов.а в растровах за счет ионов
Повышение t увеличивает электпров растрово(за счет увелечение скорости ионов)
А при электпров 1-ого рода металлов при повышение t уменшается (т.к. при повышение t увелич. Колебание ионов металла в решетке.что препятвует прохождению электронов)электпроводнолсть
Св-во металлово которое связано со своб. Перемещением металлов это теплопров.металлов
Фотоэффект-заключается в том что некоторые металлы у которых эектпров наиболее слабо связано с решеткой.к таким металлам относят металлы 1-ой группы
Пластичность св-ва метталов.При обработке металлов оно не теряет свое св-ва
56.Физические св-ва металлов.С чем они связаны
Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако обладают различной твёрдостью
Температуры плавления чистых металлов лежат в диапазоне от −39 °C (ртуть) до 3410 °C (вольфрам).
В зависимости от плотности, металлы делят на лёгкие (плотность 0,53 ÷ 5 г/см³) и тяжёлые (5 ÷ 22,5 г/см³)
Большинство металлов пластичны, то есть металлическую проволоку можно согнуть, и она не сломается
Все металлы хорошо проводят электрический ток; это обусловлено наличием в их кристаллических решётках подвижных электронов, перемещающихся под действием электрического поля.
Высокая теплопроводность металлов также зависит от подвижности свободных электронов
57.Химические свойства металлов
На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)
· С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды:
· С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:
- С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины:
58.Нахождение металлов в природе.Основные руды
Бо́льшая часть металлов присутствует в природе в виде руд и соединений. Они образуют оксиды, сульфиды, карбонаты и другие химические соединения. Для получения чистых металлов и дальнейшего их применения необходимо выделить их из руд и провести очистку
алюминия — 8,2%
железа — 4,1%
кальция — 4,1%
натрия — 2,3%
магния — 2,3%
калия - 2,1 %
титана — 0,56%
59.Способы получения металлов
Металлы часто извлекают из земли средствами горной промышленности, результат — добытые руды — служат относительно богатым источником необходимых элементов. Для выяснения нахождения руд используются специальные поисковые методы, включающие разведку руд и исследование месторождений. Месторождения, как правило, делятся на карьеры (разработки руд на поверхности), в которых добыча ведётся путем извлечения грунта с использованием тяжелой техники, а также — на подземные шахты.
Из добытой руды металлы извлекаются, как правило, с помощью химического или электролитического восстановления. В пирометаллургии для преобразования руды в металлическое сырьё используются высокие температуры, в гидрометаллургии применяют для тех же целей водную химию. Используемые методы зависят от вида металла и типа загрязнения.
Когда металлическая руда является ионным соединением металла и неметалла, для извлечения чистого металла она обычно подвергается выплавлению — нагреву с восстановителем. Многие распространенные металлы, такие как железо, плавят с использованием в качестве восстановителя углерода. Некоторые металлы, такие как алюминий и натрий, не имеют ни одного экономически оправданного восстановителя и извлекаются с применением электролиза.[4][5]
Сульфидные руды не улучшаются непосредственно до получения чистого металла, но обжигаются на воздухе, с целью преобразования их в окислы.
60.Получение чистых и сверхчистых металлов
Химические методы получения простых полупроводников и чистых элементов, используемых при легировании и в производстве сложных полупроводниковых материалов, обеспечивают высокую степень очистки. Дистилляцией (испарение жидкой фазы) удаляют легкоиспаряющиеся примеси, ректификацией (многократное испарение и конденсация) — примеси, имеющие невысокие температуры плавления, испарения и большой интервал жидкого состояния. Сублимацией (испарение твердой фазы) очищают от механических примесей и газов и получают монокристалл. Перечисленными методами можно получать монокристаллы с высоким значением удельного электросопротивления. Например, монокристалл германия при r = 0,10 Ом × м содержит в 1 м3 1020 атомов примесей.
Более глубокую очистку полупроводниковых материалов (для германия r > 0,45 Ом × м), а также легирование в строго контролируемых микродозах проводят кристаллофизическими методами. Основными из них являются методы направленной кристаллизации из расплава. Кристаллофизические методы очистки основаны на различной растворимости примесей в твердой и жидкой фазах.
Если общее содержание примеси составляет N %, то в процессе кристаллизации при 720 °С примеси в твердой фазе Na будет значительно меньше, чем в жидкой фазе NЖ. Распределение примеси между фазами характеризуется коэффициентом распределения К, равным отношению концентрации примеси в твердом растворе и в расплаве:
|
K=Na/NЖ. |
(*) |
Таким образом, если К < 1, то при кристаллизации примесь скапливается в жидкой фазе. Это явление легло в основу нескольких методов очистки.
