Природа коллигативных свойств

Коллигативные свойства — это совокупность физико-химических свойств разбавленных растворов, которые зависят только от молярной доли (или концентрации) растворенного вещества и не зависят от его химической природы.

Эти свойства являются следствием понижения химического потенциала растворителя при введении в него нелетучего растворенного вещества. Раствор стремится к состоянию с более высоким химическим потенциалом, что и проявляется в наблюдаемых эффектах.

Условия применимости:

Раствор должен быть идеальным или достаточно разбавленным.
Растворенное вещество — нелетучее.
Растворенное вещество не диссоциирует и не ассоциирует (для базовых формул).

Основные коллигативные свойства и их закономерности

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества.

(P₀ — P) / P₀ = χ₂ = n₂ / (n₁ + n₂)

P₀ — давление пара чистого растворителя [Па].

P — давление пара над раствором [Па].

χ₂ — молярная доля растворенного вещества.

n₁, n₂ — количество моль растворителя и растворенного вещества соответственно [моль].

Выведем формулу, используемую в сильно разбавленных растворах.Учтем,что в сильно-разбавленных растворах количество растворителя превышает количество растворенного вещества, значит n1=0, тогда

P₀ ≈ n₂ / n₁ = M₁ * m / 1000

m — моляльность [моль/кг],

M₁ — молярная масса растворителя [г/моль]

Кроме того, следует помнить, что существует азеотропные растворы, отклоняющиеся от закона Рауля по причинам, которые можно узнать в следующем конспекте

Повышение температуры кипения (Эбуллиоскопия)

ΔTкип = Tкип(р-ра) — Tкип(р-ля) = Kэ · m · i

Понижение давления пара приводит к необходимости нагревания раствора до более высокой температуры для достижения давления, равного атмосферному.
Kэ — эбуллиоскопическая константа. Для воды Kэ = 0,516 [К·кг/моль].
m — моляльная концентрация [моль/кг].Использование моляльной концентрации в этом уравнении связано с тем, что в других способах выражения концентраций количество растворителя зависит от количества растворённого вещества, а в моляльной концентрации количество растворителя фиксировано (1000 граммов).
i — изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

Понижение температуры замерзания (Криоскопия)

Наличие примеси нарушает кристаллическую решетку растворителя, требуя большего переохлаждения для начала кристаллизации.

ΔTзам = Tзам(р-ля) — Tзам(р-ра) = Kк · m · i

Kк — криоскопическая константа. Для воды Kк = 1,86 [К·кг/моль].
m — моляльная концентрация [кг/моль] .

Оба явления прямо пропорциональны моляльной концентрации и описываются схожими уравнениями, но с разными физическими константами растворителя.

Осмотическое давление:

Осмос — направленная диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из области с меньшей концентрацией растворенного вещества в область с большей его концентрацией.

Осмотическое давление (π) — это избыточное гидростатическое давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить его разбавление чистым растворителем через полупроницаемую мембрану. Это коллигативное свойство, наиболее чувствительное к концентрации и потому особенно важное для изучения высокомолекулярных соединений.

Уравнение Вант-Гоффа и его вывод

Уравнение выводится из равенства химических потенциалов растворителя по обе стороны мембраны в условиях равновесия.

π = i · C · R · T

π — осмотическое давление [кПа, атм].
i — изотонический коэффициент. Показывает, во сколько раз общее число частиц в растворе больше числа исходных молекул из-за диссоциации (i = 1 + α(k-1), где α — степень диссоциации, k — число ионов из одной молекулы).
C — молярная концентрация растворенного вещества [моль/м³ или моль/л]. Важно: для точных расчетов использовать СИ (моль/м³).
R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль·К)).
T — абсолютная температура [K].

Коэффициент i связывает теорию идеальных растворов с поведением реальных растворов, особенно электролитов.

Изотонический коэффициент (i) и его роль

Изотонический коэффициент был введён в последней четверти XIX века Я. Х. Вант-Гоффом. В 1901 году он первым получил Нобелевскую премию по химии — за свои заслуги в изучении растворов.
В реальных концентрированных растворах i может отличаться от теоретического из-за межионных взаимодействий.

Для неэлектролитов (глюкоза, сахароза)	i = 1
Для сильных электролитов (NaCl, KCl)	NaCl → Na⁺ + Cl⁻ (k=2), теоретически i ≈ 2 CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻ (k=3), теоретически i ≈ 3

Очевидно, что взаимодействие ионов уменьшается с повышением температуры, а также с уменьшением их концентрации, то есть, разбавлением раствора, ведь тогда уменьшается вероятность встречи двух частичек.Об этом подробнее можно узнать в

Ионная сила

Расширенная задача с разбором

Рассчитайте осмотическое давление при 37°C раствора, содержащего 4,0 г гидроксида натрия (NaOH) и 18,0 г глюкозы (C₆H₁₂O₆) в 500 мл воды. Плотность раствора принять равной 1 г/мл. Считать NaOH сильным электролитом.

Дано:

m(NaOH) = 4,0 г
m(глюкозы) = 18,0 г
V(р-ра) ≈ 0,5 л (по условию, т.к. плотность ~1 г/мл)
T = 37°C = 310 K
R = 8,31 Дж/(моль·К) = 8,31 кПа·л/(моль·К)
M(NaOH) = 40 г/моль
M(глюкозы) = 180 г/моль
i(NaOH) ≈ 2 (NaOH → Na⁺ + OH⁻)
i(глюкозы) = 1

Решение:

1. Рассчитаем количество вещества и концентрацию для каждого компонента.

Для NaOH:
n(NaOH) = m / M = 4,0 г / 40 г/моль = 0,1 моль
C(NaOH) = n / V = 0,1 моль / 0,5 л = 0,2 М
С учетом диссоциации: Cэфф(NaOH) = i · C = 2 · 0,2 М = 0,4 М
Для глюкозы:
n(глюкозы) = 18,0 г / 180 г/моль = 0,1 моль
C(глюкозы) = 0,1 моль / 0,5 л = 0,2 М
Cэфф(глюкозы) = i · C = 1 · 0,2 М = 0,2 М

2. Найдем общую эффективную молярную концентрацию частиц в растворе.

Cобщ = Cэфф(NaOH) + Cэфф(глюкозы) = 0,4 М + 0,2 М = 0,6 моль/л

3. Рассчитаем осмотическое давление по уравнению Вант-Гоффа.

π = Cобщ · R · T
π = 0,6 моль/л · 8,31 кПа·л/(моль·К) · 310 K
π ≈ 1546 кПа

Ответ: Осмотическое давление раствора составляет 1546 кПа или около 15,3 атм.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Расчет ЭДС гальванического элемента и определение направления реакции

1. Введение: Что такое гальванический элемент?

Гальванический элемент — это устройство, которое генерирует электричество за счёт химической реакции. Представь батарейку: внутри неё металл окисляется, а другой металл восстанавливается.

Пример: Даниеллев элемент (медь и цинк). Два электрода (анод и катод) и электролит. Анод — где происходит окисление (потеря электронов), катод — где восстановление (приобретение электронов).

2. Теория: Расчёт ЭДС

ЭДС (Е°) — это разность потенциалов между анодом и катодом. Она показывает, насколько «хочет» идти реакция или идёт ли она в прямом направлении или в обратном.

2.1. Стандартная ЭДС

Формула: Е° клетки =Е°_ восст(катода) — Е°_восст( анода)

Е° катода — стандартный электродный потенциал катода.

Е° анода — стандартный электродный потенциал анода.

Значения берутся из таблицы стандартных потенциалов (например, Zn²⁺/Zn = -0.76 B, Cu²⁺/Cu = +0.34 B.)

Все потенциалы, приведенные в таблице, являются потенциалами восстановления. Табличные E° — для водных растворов, 25 °C, 1 М (или 1 бар для газов). Реальные элементы могут иметь поляризацию, перенапряжение — но это выходит за рамки базового курса.

Пример: Даниеллев элемент:

Е° катода (Cu²⁺/Cu) = +0.34 В.

Е°анода (Zn²⁺/Zn) = -0.76 В.

Е° клетки = 0.34 — (-0.76) = 1.10 В.

ЭДС = 1.10 В

2.2. Уравнение Нернста (для нестандартных условий)

Формула: Е = Е° — (RT / nF) * In(Q)

Е — ЭДС при данных условиях.

Е° — стандартная ЭДС.

R = 8.31 Дж/(моль-К) (газовая постоянная).

Т — температура (в К, например, 298 К для 25 °C).

n — число передаваемых электронов.

F = 96485 Кл/моль (Фарадей).

Q — реакционная квота (соотношение концентраций продуктов к реагентам)

Упрощённая версия (при 25 °C):

E = Е°- (0.059 / n) * log(Q).

Пример:

Если [Cu²⁺] = 0.1 M, [Zn²⁺] = 1 M, n = 2.

Q = [Zn²⁺] / [Cu²⁺] = 1 / 0.1 = 10

Е= 1.10 — (0.059 / 2) * log(10) ≈ 1.10 — 0.0295 * (1) = 1.0705 В.

3. Определение направления реакции

Реакция спонтанна, если Е° клетки > 0 (положительная ЭДС). Если Е° клетки < 0, реакция идёт в обратном направлении (нужен внешний источник энергии).

Пример:

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu (Е° = 1.10 В > 0, самопроизвольно).

Обратная реакция: Cu + Zn²⁺ → Cu²⁺ + Zn (Е° = -1.10 В, несамопроизвольно).

4. Практика расчета

Условие:

Гальванический элемент Fe | Fe²⁺ || Ag⁺ | Ag. Е°(Fe²⁺/Fe) = -0.44 B, Е°(Ag⁺/Ag) = +0.80 В.

Найти Е° клетки.

Е°катода (Ag⁺/Ag) = +0.80 В.

Е° анода (Fe²⁺/Fe) = -0.44 В.

Е°клетки = 0.80 — (-0.44) = 1.24 В.

Реакция Fe + 2Ag⁺ → Fe²⁺ + 2Ag самопроизвольная

Попробуй сам:

Элемент Pb | Pb²⁺ || Cu²⁺ | Cu. (Е° (Pb²⁺/Pb) = -0.13 B, Е° (Cu²⁺/Cu) = +0.34 B. )

Ответ: Е° клетки = 0.34 — (-0.13) = 0.47 В

5. Применение

Батарейки: Гальванические элементы используются в батарейках (например, щелочные элементы).

Коррозия: Железо окисляется (Е < 0), если контакт с медью (Е > 0), что ускоряет коррозию.

Проверь себя:

1. Рассчитай Е клетки для Zn | Zn²⁺ || Fe²⁺ | Fe. (Е°(Zn²⁺ /Zn) = -0.76 B, Е° (Fe²⁺/Fe) = -0.44 B).

Е°клетки = -0.44 — (-0.76) = 0.32 В.

2. Направление реакции спонтанно? Да, так как Е > 0.

Дополнение

Также, как найти ЭДС (Е°) без справочника и посмотреть его практическое применение:

Термодинамический расчёт ЭДС элемента по ΔG° = –nFE°

Расчет ЭДС в реальных растворах, где нужно использовать активности:

Уравнение Нернста для реальных условий: учет активностей и ионной силы

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Построение градуировочного графика в спектрофотометрии и его статистическая обработка

1. Теоретические основы

1.1. Теория Метода градуировочного графика

В аналитической химии для определения концентрации данного вещества в растворе помимо титрометрии, гравиметрии пользуются также спектрофотометрией. Одним из методов количественной оценки анализируемого вещества является Метод Градуировочного Графика.
В этом методе готовят серию стандартных окрашенных растворов концентрации которых охватывают область возможных изменений концентрации анализируемого раствора и строят график зависимости измеряемой оптической плотности (A) от концентрации вещества (C) в серии стандартных растворов.
Наиболее эффективно этот метод показывает себя при многократном фотометрировании однотипных по химическому составу растворов.

Основополагающий закон, согласно которому оптическая плотность прямо пропорциональна концентрации – закон Бугера-Ламберта-Бера (БЛБ):

A =E × l × C

A – оптическая плотность раствора (изменение интенсивности света на выходе из анализируемого раствора)
Е – молярный коэффициент поглощения (показывает способность данного вещества поглощать свет определённой длины)
l – путь, преодолеваемый лучом света через анализируемый раствор
С – концетрация данного вещества в анализируемом растворе

Пример градуировочного графика:

В спектрометрах путь постоянен и равен длине кюветы. Молярный коэфициент поглощения зависит от длины волны и постоянен при монохроматическом излучении. Поэтому зависимость A от C в идеальной модели – линейная, но из-за примесей в растворе, сложности выполнения монохроматичности волны, приборной ошибки приемника и т.д. могут наблюдаться отклонения.

1.2. Теория Метода Наименьших квадратов.

Для учёта отклонений от линейной зависимости пользуются различными математическими методами, в данном конспекте описывается Метод Наименьших Квадратов.

Метод наименьших квадратов (МНК) используется для нахождения уравнения линейной зависимости (y = ax + b), которая наилучшим образом отражает экспериментальные данные. Задача МНК сводится к тому, чтобы найти такие значения коэффициентов «a» и «b», при которых сумма квадратов расстояний точек снизу от прямой, равна сумме квадратов расстояний точек.

Эти коэффициенты легче всего найти, пользуясь специализируемыми программами обработки данных, например, Excel.

Иначе, пользуются формулами:

а – тангенс угла наклона графика относительно оси Х.
b — отрезок, отсекаемый графиком на оси Y.
Xi — концентрация анализируемого вещества в образце.
Y – Оптическая плотность.
n — число точек

2. Пошаговый алгоритм

Приготовление стандартных растворов: Готовится серия растворов с известной, возрастающей концентрацией определяемого вещества. Каждой концентрации по несколько образцов. Это нужно для оценки воспроизводимости — т.е. насколько значения оптической плотности отличаются в разных растворах при одинаковой концентрации определяемого вещества в растворах.
Измерение сигнала: Сначала измеряют показатель оптической плотности для раствора, который содержит все компоненты анализируемого образца, кроме самого определяемого вещества. Такой опыт называется “Холостым” (blanc), полученное значение принимают за ноль и дальнейшие замеры будут отражать повышение оптической плотности только из-за наличия в растворе определяемого вещества. Далее на спектрофотометре измеряется оптическая плотность (A) каждого стандартного раствора при выбранной длине волны.
Построение графика: На график наносятся точки: по оси X – концентрация (C, моль/л), по оси Y – оптическая плотность (A).
Статистическая обработка (МНК): Рассчитывается показатели постоянных «а» и «b» для линейной зависимости.
Расчет концентрации неизвестного образца: Измеряется оптическая плотность образца (Ax). Его концентрация (Cx) рассчитывается по уравнению калибровочного графика:

3. Разбор примера

1-2) Приготовили ряд стандартных растворов для соединения K₂CrO₄ и измерили оптическую плотность для каждого раствора. Получили следующие данные:

Концентрация определяемого вещества в растворе, моль/л	Оптическая плотность
0,0	0,000
0,01	0,115
0,05	0,295
0,1	0,445
0,15	0,585

3-4) Построим график из полученных данных:

Далее, с помощью МНК (вручную или в программе, напр., Excel) получим уравнение:

A = 3,6877 * C + 0.0604

5) Допустим анализируемый раствор дал значение A = 0.350.

Найдём C:

C = (0.350 — 0.0604) / 3,6877 ≈ 0,079 (моль/л).

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

ГЕТЕРОГЕННЫЕ СИСТЕМЫ И ПРАВИЛО ФАЗ ГИББСА

1. Ключевые понятия

Гетерогенная система – система, в составе которой присутствуют две или более однородных части (фазы), имеющие четкую поверхность раздела. Эти фазы могут различаться между собой по своим физическим свойствам и химическому составу.

Фаза – это однородная составляющая гетерогенной системы, которая характеризуется постоянством химического состава и физических свойств в любой своей точке. Она отделена от других фаз видимой границей раздела и рассматривается применительно к макроскопическим, а не к молекулярным объемам.

Составляющее вещество системы – каждое химическое вещество, которое может быть выделено из системы и существовать в изолированном виде.

Компонент (к) – независимая составляющая системы, минимальное число химических индивидуальных веществ, необходимых для выражения состава всех существующих в системе фаз. Для систем, где не идут химические реакции, число компонентов обычно равно числу составляющих веществ.

Число степеней свободы (f) – количество независимых параметров состояния (таких как температура, давление, концентрация компонентов), которые можно произвольно изменять в некоторых пределах, не нарушая равновесия и не изменяя числа фаз в системе.

2. Вывод правила фаз Гиббса

Рассмотрим равновесную гетерогенную систему, состоящую из Ф фаз, в каждую из которых входят все k компонентов. В условиях равновесия температура (T) и давление (P) одинаковы во всех фазах, а химический потенциал каждого компонента также имеет одинаковое значение во всех фазах.

Чтобы описать состав одной фазы, содержащей k компонентов, достаточно задать концентрации (k-1) компонента. Следовательно, для определения состава всех Ф фаз потребуется Ф(k-1) переменных концентраций. Добавляя к ним два внешних параметра (температуру и давление), получаем общее число переменных: Ф(k-1) + 2.

Однако эти переменные не являются независимыми. На них накладываются условия равновесия, которые выражаются через равенство химических потенциалов для каждого компонента по всем фазам.

Для одного компонента это дает (Ф — 1) независимое уравнение. Для k компонентов общее число таких уравнений связи составит k(Ф — 1).

Таким образом, число степеней свободы (f), то есть число действительно независимых переменных, равно общей численности переменных за вычетом числа уравнений связи между ними:

f = [Ф(k-1) + 2] — k(Ф — 1)

Раскрыв скобки и упростив выражение, получаем:

f = k — Ф + 2

3. Формулировка правила фаз и его модификации

f = k — Ф + 2

Число степеней свободы равновесной гетерогенной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, равно числу компонентов системы минус число фаз плюс два.
ПРАВИЛО ФАЗ ГИББСА

Правило фаз может быть модифицировано, если на систему действуют иные факторы:

● Если добавляется еще один внешний параметр, одинаковый для всех фаз (например, электрический потенциал), то правило принимает вид:

f = k — Ф + 3.

● Если же один из параметров фиксирован (например, давление постоянно), то формула упрощается:

f = k — Ф + 1.

4. Ограничения правила фаз

Важно помнить, что правило фаз Гиббса применимо с рядом ограничений:

● Оно справедливо только для систем, находящихся в состоянии истинного термодинамического равновесия.

● Оно не учитывает влияние таких факторов, как гравитационные, магнитные или электрические поля (если только они не добавлены в формулу явно), а также поверхностные натяжения на границах раздела фаз.

● Предполагается, что фазы являются изотропными и их свойства не зависят от направления.

5. Пример применения правила фаз к воде

Вода в однокомпонентной системе (k=1) может существовать в виде нескольких фаз: различных кристаллических модификаций льда, жидкой воды и пара. Правило фаз для такой системы:

f = 3 — Ф.

● Внутри одной фазы (например, область жидкости на диаграмме состояния, точка a): Ф=1, следовательно, f=2. Система бивариантна – можно одновременно и независимо изменять и температуру, и давление, не изменяя числа фаз.

𝑓 = 𝑛 + 2 − Ф = 1 + 2 − 1 = 2

● На линиях равновесия между двумя фазами (например, линия «жидкость-пар», точка b): Ф=2, f=1. Система моновариантна – можно изменять только один параметр (либо температуру, либо давление), в то время как второй будет определяться однозначно по кривой равновесия.

𝑓 = 1 + 2 − 2 = 1

● В тройной точке O (лед-вода-пар): Ф=3, f=0. Система инвариантна – ни температуру, ни давление нельзя изменить, не вызвая исчезновения одной из фаз. Это состояние фазового равновесия строго определено.

f=1+2-3=0

Диаграмма состояния воды наглядно отображает эти области:

● OK – кривая давления насыщенного пара над жидкостью.

● OA – кривая зависимости температуры плавления льда от давления.

● OB – кривая давления пара над льдом.

● O – тройная точка.

● OC – кривая метастабильного равновесия пара и переохлажденной воды.

Правило фаз подтверждает, что максимальное число фаз, которые могут одновременно сосуществовать в равновесии в однокомпонентной системе, равно трем (f=0).

«Правило фаз» — при анализе электрохимических систем с осадками (например, AgCl) число фаз влияет на равновесие.

Термодинамический расчёт ЭДС элемента по ΔG° = –nFE°

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Температурная зависимость константы скорости. Уравнение Аррениуса и определение энергии активации.

1. Введение: Почему температура так важна?

Из повседневного опыта мы знаем, что скорость большинства химических реакций увеличивается с ростом температуры. Пища быстрее готовится, металлы быстрее ржавеют, а биологические процессы ускоряются в тепле. Количественно эта зависимость описывается константой скорости (k), которая входит в основное кинетическое уравнение.Задача химической кинетики — найти математическое выражение, которое точно описывало бы зависимость k = f(T). Шведский ученый Сванте Аррениус в 1889 году предложил наиболее успешную теорию.

2. Эмпирическая форма уравнения Аррениуса.

На основе критического анализа и переосмысления уже существовавших экспериментальных данных (гидролиз сахарозы, разложение N₂O₅), а также под влиянием его собственных работ по электролитической диссоциации. Аррениус перевел эмпирическое наблюдение в математический закон:

k=A*e^-(E_a/RT)

где:

Переменная	Определение	В чём выражается
k	Константа скорости реакции	Для реакции нулевого порядка: k = моль/(литр · секунда) или М/с (моль/л · с)\| Для реакции первого порядка: k = 1/секунда или с⁻¹ Для реакции второго порядка: k = литр/(моль · секунда) или М⁻¹·с⁻¹ (л/моль · с) Для реакции n-го порядка: Общая формула: k = (концентрация)¹⁻ⁿ / время
A	Предэкспоненциальный множитель, отражает общее число столкновений частиц в единицу времени	Совпадает с константой K
e	Основание натурального логарифма	~2.718
Ea	Энергия активации	кДж/моль
R	Универсальная газовая постоянная	8.314 Дж/(моль·К
T	Абсолютная температура	Кельвин

Физический смысл уравнения: Константа скорости k определяется произведением общего числа столкновений (A) на долю эффективных  столкновений

3. Физическая интерпретация: Энергия активации и теория активных соударений.

Для объяснения экспоненциального характера зависимости, Аррениус ввел понятие энергии активации (Eₐ). Энергия активации — это избыточная энергия, которой должны обладать частицы реагентов по сравнению со средней энергией, чтобы столкновение между ними привело к химической реакции.

Реагенты находятся в «долине» до горки.
Продукты — в «долине» после горки.
Энергия активации Eₐ — это высота горки, которую нужно преодолеть.

Чем выше горка (Eₐ), тем меньше частиц сможет ее преодолеть при данной температуре, и тем медленнее идет реакция.

3.1. Распределение Максвелла-Больцмана

Молекулы в системе движутся с разными скоростями и, следовательно, обладают разной кинетической энергией. Распределение Максвелла-Больцмана описывает долю молекул, обладающих энергией, равной или превышающей некоторое значение.

e^-(E_a/RT)

Доля частиц с энергией ≥ Eₐ пропорциональна множителю.

Как температура влияет на долю активных частиц:

При T₁ (низкая температура) доля частиц с E ≥ Eₐ невелика (площадь под кривой справа от Eₐ). Реакция идет медленно.
При T₂ (высокая температура) эта доля значительно возрастает. Именно поэтому небольшое увеличение температуры приводит к резкому росту скорости реакции — зависимость экспоненциальная.

3.3. Физический смысл предэкспоненциального множителя.

Множитель A учитывает два фактора:

Частоту столкновений между молекулами.
Стерический фактор (p) — вероятность того, что столкновение произойдет с правильной пространственной ориентацией молекул. Даже если энергия достаточна, молекулы могут не прореагировать, если столкнутся «не теми» частями.

Таким образом, A = p · Z, где Z — общая частота столкновений.

4. Аналитическая форма уравнения Аррениуса и определение Eₐ

Экспоненциальная форма не всегда удобна для расчетов. Прологарифмируем уравнение Аррениуса:

Шаг 1: Логарифмирование

Шаг 2: Получение линейного уравнения
Это уравнение имеет вид линейной функции y = b + a · x:

y = ln k
x = 1/T
a = -E_a / R (тангенс угла наклона прямой)
b = ln A (отрезок, отсекаемый на оси y)

Эта форма чрезвычайно полезна, так как позволяет определить Eₐ и A из экспериментальных данных.

Шаг 3: Экспериментальное определение Eₐ

Проводят серию экспериментов по измерению константы скорости k при разных температурах T.
Строят график в координатах ln k от 1/T (так называемый график Аррениуса).
Если экспериментальные точки накладываются на прямую линию (что выполняется для большинства реакций), это подтверждает справедливость уравнения Аррениуса для данной реакции.
Энергию активации рассчитывают по угловому коэффициенту (тангенсу угла наклона) полученной прямой:

5. Пример расчета

Задача: Константа скорости реакции при 300К равна 2.6×10⁻² л/(моль·с), а при 400К — 6.4×10⁻² л/(моль·с). Найдите энергию активации реакции

Решение:

Запишем уравнение Аррениуса в логарифмической форме для двух температур:
Вычтем первое уравнение из второго, чтобы избавиться от ln A:
Подставим известные значения:
- k₂ = 6.4×10⁻², k₁ = 2.6×10⁻²
- T₁ = 300 К, T₂ = 400 К
- R = 8.314 Дж/(моль·К)
Найдем Eₐ:

Ответ: Энергия активации реакции составляет 9.0 кДж/моль.

6. Область применимости и ограничения.

Уравнение Аррениуса блестяще описывает кинетику подавляющего большинства элементарных реакций и многих сложных. Однако существуют исключения:

Классический пример: Разложение пероксида водорода (H₂O₂)

Реакция разложения: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
Без катализатора эта реакция идет очень медленно, так как имеет высокий энергетический барьер. В присутствии иодид-иона (I⁻) скорость реакции резко возрастает. Механизм этого катализа выглядит следующим образом:

Медленная стадия: H₂O₂ + I⁻ → H₂O + IO⁻ (константа скорости k₁, энергия активации Eₐ₁)
Быстрая стадия: H₂O₂ + IO⁻ → H₂O + O₂ + I⁻ (константа скорости k₂, энергия активации Eₐ₂)

Иодид-ион не расходуется, он является катализатором. Лимитирующей (определяющей общую скорость) является первая стадия. Экспериментально установлено, что кинетическое уравнение для этой реакции имеет вид:

v = k_набл [H₂O₂] [I⁻]

Как связана наблюдаемая константа скорости с константами отдельных стадий?
В данном случае, для предлагаемого механизма, скорость образования продуктов определяется скоростью первой стадии:

v = k₁ [H₂O₂] [I⁻]

Следовательно, наблюдаемая константа скорости равна константе скорости первой стадии:

k_набл = k₁

Вывод для этого случая: Кажущаяся энергия активации Eₐ каж будет равна истинной энергии активации лимитирующей стадии: Eₐ каж = Eₐ₁. Катализатор ( I⁻ ) предоставляет альтернативный путь реакции с более низкой Eₐ₁ по сравнению с некатализируемой реакцией.

Реакции с нулевой энергией активации: Некоторые реакции (например, ионные в растворе) идут очень быстро и слабо зависят от температуры. Для них Eₐ ≈ 0.
Многостадийные сложные реакции: Для них график Аррениуса может не быть строго линейным, так как наблюдаемая константа скорости является комбинацией констант отдельных стадий, каждая со своей Eₐ.
Туннельные эффекты: Для очень легких частиц (электроны, протоны) при низких температурах становится существенным квантовомеханическое туннелирование через энергетический барьер, что не описывается классическим уравнением Аррениуса

7. Заключение и выводы:

Уравнение Аррениуса — фундаментальный закон химической кинетики, устанавливающий экспоненциальную зависимость константы скорости от температуры.
Энергия активация (Eₐ) — это минимальная избыточная энергия, необходимая для протекания реакции. Она является мерой «высоты» энергетического барьера реакции.
Предэкспоненциальный множитель (A) характеризует частоту и правильность ориентации столкновений частиц.
Линейная форма уравнения ln k = ln A — Eₐ/(RT) позволяет экспериментально определять Eₐ и A по данным о скорости реакции при разных температурах.
Знание Eₐ позволяет не только предсказывать скорость реакции при различных температурах, но и делать выводы о механизме реакции, что является одной из центральных задач физической химии.

Никита Ноздрачев

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Построение диаграммы распределения для полипротонных кислот

1. Основные понятия

Полипротонная кислота – это кислота, способная отдавать более одного протона (иона H⁺). Примеры: H₂SO₄, H₃PO₄, H₂CO₃, H₂C₂O₄.
Диаграмма распределения – это график, который показывает, как доля (α) каждой частицы (кислоты и продуктов её диссоциации) в растворе зависит от pH.
Доля (α) – безразмерная величина, показывающая мольную долю данной формы в общем аналитическом количестве кислоты. Сумма всех долей в любой точке равна 1 (или 100%).

2. Процесс диссоциации полипротонной кислоты

Рассмотрим трёхосновную кислоту H₃PO₄. Её ступенчатая диссоциация описывается следующими уравнениями и константами:

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻ Константа диссоциации: Ka₁
H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻ Константа диссоциации: Ka₂
HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻ Константа диссоциации: Ka₃

Для кислоты справедливо: Ka₁ > Ka₂ > Ka₃

Далее для удобства, в качестве общего виды кислоты будем иcпользовать H₃A.

3. Формулы для расчёта долей форм

Общая аналитическая концентрация кислоты: C = [H₃A] + [H₂A⁻] + [HA²⁻] + [A³⁻]

Доли каждой формы рассчитываются по следующим формулам:

α(H₃A) = [H₃A] / C = [H⁺]³ / D
α(H₂A⁻) = [H₂A⁻] / C = Ka₁ * [H⁺]² / D
α(HA²⁻) = [HA⁻] / C = Ka₁ * Ka₂ * [H⁺] / D
α(A³⁻) = [A³⁻] / C = Ka₁ * Ka₂ * Ka₃ / D

Где D (знаменатель) – общий знаменатель для всех долей:
D = [H⁺]³ + Ka₁[H⁺]² + Ka₁Ka₂[H⁺] + Ka₁Ka₂Ka₃

Также долю последней формы кислоты можно использовать и в других целях. Например знание α(PO₄³⁻) необходимо для расчёта растворимости Ca₃(PO₄)₂ при разных pH (см. конспект), а также α(Y⁴⁻) для ЭДТА — это диаграмма распределения для 4-основной кислоты (см. конспект).

Важно: Эти формулы выводятся из системы уравнений, включающей константы диссоциации и материальный баланс.

4. Ключевые точки на диаграмме и правила построения

Диаграмма строится в координатах Доля (α) → pH.

Точки пересечения кривых (где доли двух соседних форм равны) являются ключевыми. В этих точках pH равен pKa соответствующей ступени диссоциации.
- Когда α(H₃A) = α(H₂A⁻), pH = pKa₁
- Когда α(H₂A⁻) = α(HA²⁻), pH = pKa₂
- Когда α(HA²⁻) = α(A³⁻), pH = pKa₃

Правило: При pH = pKaₙ концентрации двух соседних форм равны, а доля каждой из них составляет примерно 0.5. Доля остальных форм в этой точке пренебрежимо мала.

5. Алгоритм построения диаграммы (на примере H₃A)

Рассчитайте pKa₁, pKa₂, pKa₃.
Нанесите на ось pH точки, равные pKa₁, pKa₂, pKa₃. Эти точки разделят диаграмму на 4 характерные области.
Определите доминирующую форму в каждой области:
- При pH < pKa₁: доминирует полностью протонированная форма H₃A.
- При pKa₁ < pH < pKa₂: доминирует промежуточная форма H₂A⁻.
- При pKa₂ < pH < pKa₃: доминирует промежуточная форма HA²⁻.
- При pH > pKa₃: доминирует полностью депротонированная форма A³⁻.
Рассчитайте доли форм для ряда значений pH (например, с шагом 0.5-1 единица pH) по формулам выше.
Постройте график, соединив рассчитанные точки плавными кривыми для каждой формы.

6. Пример (ортофосфорная кислота H₃PO₄)

pKa₁ ≈ 2.15
pKa₂ ≈ 7.20
pKa₃ ≈ 12.35

Описание диаграммы для H₃PO₄:

При pH < 2.15: в растворе преобладает H₃PO₄.
При pH ≈ 2.15: α(H₃PO₄) = α(H₂PO₄⁻) ≈ 0.5.
При 2.15 < pH < 7.20: доминирует ион H₂PO₄⁻.
При pH ≈ 7.20: α(H₂PO₄⁻) = α(HPO₄²⁻) ≈ 0.5.
При 7.20 < pH < 12.35: доминирует ион HPO₄²⁻.
При pH ≈ 12.35: α(HPO₄²⁻) = α(PO₄³⁻) ≈ 0.5.
При pH > 12.35: доминирует ион PO₄³⁻.

Важно: есть такое понятие, как “хорошо разделенные рКа”, суть заключается в том, что значение рКа двух соседних форм кислоты должны достаточно различаться друг от друга (больше, чем 3), чтобы их можно было эффективно разделить друг от друга и четко видеть переход от одной формы, к другой. У фосфорной кислоты это правило соблюдается и мы четко видим переход из одной области в другую. А вот у щавелевой кислоты разность рКа уже меньше, чем 3 и вторая форма на графике никогда не будет доминирующей.

7. Практическое применение диаграмм распределения

Буферные растворы: Области, где кривые двух форм пересекаются (вокруг pKa), являются зонами буферирования. Наибольшая буферная емкость наблюдается при pH = pKa.
Расчёт равновесных концентраций: Позволяет легко определить, какая форма кислоты преобладает при заданном pH.
Аналитическая химия: Используется для выбора условий титрования, индикаторов, разделения веществ.
Биохимия: Объяснение поведения аминокислот, белков и других биомолекул, которые являются полипротонными.

Вывод: Диаграмма распределения – это мощный визуальный инструмент для анализа кислотно-основного равновесия в растворах полипротонных кислот, связывающий концентрации всех форм с pH раствора и константами диссоциации.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Расчёт растворимости труднорастворимых электролитов с учётом ионной силы и pH

Ученые начала XX века столкнулись с проблемой: классическая теория электролитов переставала работать с увеличением концентрации растворов. Экспериментальные данные всё больше расходились с теоретическими предсказаниями. Нужен был новый подход.

Ионная сила и активность

В 1923 году Питер Дебай и Эрих Хюккель предложили элегантное решение. Они ввели новую величину — ионную силу, которая стала мерой «неидеальности» раствора. Это позволило перейти от концентраций к активностям — эффективным концентрациям, с которыми ионы реально участвуют в процессах.

Обычные концентрации описывают идеальные растворы. Активность же наоборот используются для описания неидеальных растворов.

I=(1/2)*Σ(Zi² * Ci)

В этой формуле I — это ионная сила, Z — заряд иона, C — концентрация иона

Чем выше значения ионной силы тем выше отклонение от идеальности.

Установлена связь концентрации и активности через коэффициент активности.

a=f*c

Где f — коэффициент активности. Коэффициент активности равный 1 характеризует идеальный раствор. Но в неидеальных растворах он может быть и больше, и меньше 1. Это соответствует положительным и отрицательным отклонениям от идеальности. Обычно при решении задач значения лежат в диапазоне от 0,01 до 10.

Для расчета коэффициента активности был предложен набор формул для разных значений ионной силы:

1)I меньше или равна 0,01М

lg f = 0,509*Z²*(I)^½

2)I в интервале от 0,01 до 0,1

lg f = -(0,509*Z²(I)^½)/(1+a*B*(I)^½)

Здесь a — эмпирическая константа, которая зависит от размера иона, характеризует среднее расстояние на которое сближаются сольватированные ионы.

a=(3-4)*10^(-8)

B=0.33*10⁸эта константа зависит от температуры и диэлектрической проницаемости растворителя

3)I от 0.1 до 0.5 М. В этом случае используется уравнение Девиса.

lg f = -((A*Zi²*I^1/2)/(1+aB*I^1/2)) + C*I

Всё это необходимо для описания равновесия в растворе, в которых ионная сила не равна 0 и возможно присутствие индифферентного элемента. Это такой элемент, который хоть и присутствует в растворе, но не принимает непосредственного участия в реакции.

Растворимость

Труднорастворимые электролиты образуют систему “осадок — раствор над раствором”, например, хлорид серебра и вода, карбонат кальция и вода, порошок тиомочевины и ацетон. Эта система называется гетерогенной, и она характеризуется двумя характеристиками: растворимость и константа растворимости.

Растворимость — это концентрация вещества в растворе над осадком. Выражается в виде М (моль/л).

На растворимость влияют температура (при нагревании увеличивается) и pH раствора (наиболее важный фактор для рассмотрения, если в состав осадка входят ионы, образующие с частицей H+ слабый электролит)

Для расчета растворимости (S) будет пользоваться константой растворимости (Ks).

Константа растворимости — это величина, которая характеризует растворимость малорастворимых веществ в насыщенном растворе при определенной температуре.

Ks используется для идеальных растворов.

Пример расчета системы без побочных реакций

Пусть у нас есть гетерогенная система: AgCl (осадок) = Ag+ + Cl- (раствор над осадком). Ks для такой системы будет равна: Ks = [Ag+]*[Cl-].

В идеальных условиях равновесная константа равновесия (та, которая была написана выше Ks) равна термодинамической(K⁰s). Термодинамическая константа используется для описания неидеальных растворов, в которых существуют взаимодействия между молекулами.

K⁰s = а(Ag+) * a(Cl-)

K⁰s = [Ag+]*[Cl-]*f(Ag+)*f(Cl-)

K⁰s = Ks*f(Ag+)*f(Cl-)

Пользуясь этой формулой можно рассчитать растворимость соединения в неидеальном растворе.

Равновесные концентрации, например, [Ag+], складываются из двух величин: стехиометрических коэффициентов и растворимости (S), т.е. [Ag+] = 1*S. Отсюда мы можем находить численное значение растворимости.

Как в случае с растворимостью, так и с устойчивостью комплексов (Хромов «Расчёт растворимости труднорастворимых электролитов с учётом ионной силы и pH») , истинная термодинамическая константа — величина постоянная. Но в реальных условиях её нужно корректировать на доли активных форм, чтобы получить условную константу, применимую к конкретным условиям (pH, ионная сила)

Расчет растворимости труднорастворимых электролитов с учетом ионной силы

Рассчитайте растворимость (S) CaCO3 в водном растворе NaNO3

CaCO3 + H2O + NaNO3

NaNO3 хоть и является индифферентным элементом, но вносит изменения в ионную силу, поэтому ионная сила для этого раствора не равна нулю. Следовательно, пользуемся формулой, выведенной ранее.

f(Ca²⁺) = 0,675 f(CO3^2-)=0,665 Ks = 3,8*10^-9

K⁰s = Ks*f(Ca²⁺)*f(CO3^2-) = 3,8*10^-9*0,675*0.665 = 1,7*10^-9

S = √Ks = √1,7*10^-9 = 4,12*10^-3 моль/л.

Растворимость CaCO3 в идеальном растворе, т.е. в растворе с ионной силой равной нулю, равна 6,2*10^-5 моль/л. Значит, что при введении индифферентного NaNO3 значение растворимости выросло.

Расчет растворимости труднорастворимых электролитов с учетом pH раствора

Следующий фактор, который может влиять на растворимость – это pH раствора.

Пусть у нас есть тот же водный раствор CaCO3, но его pH = 6. Что в таком случае будет с растворимостью?

Так как угольная кислота может существовать в нескольких формах в зависимости от pH, то мы должны учитывать каждую возможную форму в растворе.

В данном случае используется условная константа растворимости, т.к. в растворе протекают побочные процессы, которыми мы не в силе пренебречь. В данном случае из-за pH образуется слабая угольная кислота, которая после разлагается на H2O и CO2.

K^*s = C(Ca²⁺)*C(Cl^—)

Для расчёта условной константы растворимости необходимо знать долю активной формы аниона (например, α(CO₃²⁻)). Эта величина подробно разбирается в курсе Степанова “Диаграмма распределения для полипротонных кислот

Воспользуемся степенью диссоциации (𝛼). Это величина, которая показывает какая доля растворенного вещества распалась на ионы.

𝛼=[Ca²⁺]/C(Ca²⁺); 𝛼=[CO3^2-]/C(CO3^2-)

Из степени диссоциации выразим общую концентрацию:

C(Ca²⁺)=[Ca²⁺]/𝛼(Ca²⁺); C(CO3^2-)=[CO3^2-]/𝛼(CO3^2-)

Подставим эти общие концентрации в формулу условной константы растворимости.

Тогда:

K^*s = [Ca²⁺]/𝛼(Ca²⁺)*[CO3^2-]/𝛼(CO3^2-)= K⁰s/𝛼(Ca²⁺)*𝛼(CO3^2-)

Здесь произведение [Ca²⁺]*[CO3^2-]=K⁰s.

(Ca²⁺)=1, т.к. соли кальция являются сильными электролитами и в растворах почти полностью распадаются на ионы.

Составим уравнение материального баланса. Это уравнение позволяет учесть все формы, в которых существует конкретный ион в растворе.

C(CO3^2-)=[CO3²⁺]+[HCO3^—]+[H2CO3]

С учетом констант диссоциации угольной кислоты (H2CO3):

C(CO3^2-)=[CO3^2-]+[H⁺][CO3^2-]/K2+[H⁺]²*[CO3^2-]/K1K2

C(CO3^2-)=[CO3^2-](1+[H⁺]/K2+[H⁺]²/K1K2)

Обозначим выражение в скобках как A. Тогда:

[CO3^2-]=C(CO3^2-)/A

K^*s = K⁰s/(CO3^2-)

(CO3^2-)=[CO3^2-]/C(CO3^2-)=C(CO3^2-)/C(CO3^2-)*A = 1/A

K^*s=K⁰s *A = 1,75*10^-4

S=√K^*s = 1,3*10^-2 моль/л.

То есть, растворимость карбоната кальция выросла.

Заключение

Таким образом, для понимания поведения труднорастворимых электролитов в растворе в реальных системах необходимо учитывать ионную силы, pH раствора, возможные побочные реакции. Изученные формулы и термины являются неотъемлемой частью отхождения от идеальных моделей к неидеальным.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Анализ изотермы адсорбции по БЭТ: определение удельной поверхности твёрдого тела.

1. Введение

Удельная поверхность (S_уд) — это площадь поверхности твёрдого тела, отнесённая к его единице массы (м²/г). Чем мельче частицы и чем больше в материале пор, тем выше этот параметр. Его знание критически важно для создания эффективных катализаторов, сорбентов, фильтров и аккумуляторов.

2. Адсорбция: основные понятия

Адсорбция — это увеличение концентрации вещества на границе раздела фаз (например, газа на поверхности твёрдого тела). Поглощение веществом по всему объёму — это абсорбция.

Адсорбент — твёрдое тело, на поверхности которого идёт адсорбция (например, активированный уголь).

Адсорбтив — вещество, которое адсорбируется (например, газообразный азот).

3. Изотерма адсорбции

Изотерма адсорбции — это график зависимости количества адсорбированного газа от его давления (или относительного давления P/P₀) при постоянной температуре. Для пористых материалов чаще всего получают изотермы II и IV типов по IUPAC.

4. Теория БЭТ

Визуальная схема модели БЭТ (Брунауэра-Эммета-Теллера) иллюстрирует многослойную физическую адсорбцию на поверхности твердого тела. Графическое пояснение включает в себя изображение адсорбента с пористой поверхностью и молекул адсорбата (например, газа), которые образуют один слой на поверхности, а затем последующие слои над первым, при конденсации газа на уже адсорбированных молекулах.

Основные положения модели БЭТ

Многослойная адсорбция: В отличие от модели Ленгмюра, которая описывает монослойную адсорбцию, модель БЭТ учитывает образование нескольких слоев адсорбированных молекул.
Предположения:
- Поверхность адсорбента считается однородной.
- Взаимодействие между адсорбентом и адсорбатом является более сильным, чем взаимодействие между молекулами адсорбата.
- Взаимодействие между молекулами адсорбата учитывается только в направлении, перпендикулярном поверхности, и рассматривается как процесс конденсации.

Графическое пояснение

На схеме модель БЭТ изображается как пористая структура адсорбента.

Первый слой: Молекулы газа адсорбируются на поверхности адсорбента. Это соответствует монослою адсорбата, который показан непосредственно на поверхности пор.
Последующие слои: Когда адсорбированный слой полностью сформирован, дальнейшие молекулы газа продолжают адсорбироваться на поверхности первого слоя, образуя второй слой. Этот процесс продолжается, пока не будет адсорбировано несколько слоев.
Учет взаимодействия: Схема показывает, что адсорбированные молекулы в последующих слоях взаимодействуют как молекулы в конденсированном газе. Такое взаимодействие происходит в направлении, перпендикулярном поверхности.
Модель в целом: Визуализация модели БЭТ помогает понять, как адсорбция происходит в многослойном режиме и как можно рассчитать площадь поверхности материала, исходя из объема адсорбированного газа.

Примечание: Модель БЭТ широко используется для оценки удельной площади поверхности пористых материалов, например, при анализе адсорбции азота.

Метод БЭТ обобщает модель Ленгмюра (см. Симовин) на случай нескольких слоёв. При P/P₀ → 0 изотерма БЭТ переходит в изотерму Ленгмюра

5. Практическое применение метода БЭТ

Уравнение БЭТ в линеаризованной форме — главный инструмент расчёта:

P/P₀ — относительное давление газа

a — количество адсорбированного вещества при данном относительном давлении газа

a_m— искомая мономолекулярная ёмкость

C — константа, связанная с энергией адсорбции.

Как работать с уравнением:

Проводят эксперимент по адсорбции азота при температуре кипения 77К
Строят график в координатах P/P₀ по оси X, а [P/P₀]/[a(1-P/P₀)] по оси Y
Находят линейный участок в диапазоне P/P₀0.05-0.35
По углу наклона (k) и отрезку, отсекамому на оси Y(b), рассчитывают:

a_m= 1/(k+b)

С=k/b + 1

На практике построение графиков БЭТ сегодня почти всегда делается в автоматизированных системах (например, NovaWin, Micromeritics, BET Surface Area Calculator и др.).

6. Расчет удельной поверхности.

Зная a_m(объём газа, необходимый для покрытия одного монослоя), переходят к удельной поверхности

¹N_A — число Авогадро
σ — площадь поперечного сечения одной молекулы адсорбата (для N₂ 0,162 нм²)
m — масса образца адсорбента
V_m — молярный объём газа

Примечание:

Значение σ = 0.162 нм² для N₂ при 77 К принято в большинстве стандартов (ISO, IUPAC), но в научной литературе могут встречаться значения от 0.14 до 0.18 нм². Это — основной источник систематической погрешности в методе БЭТ

Дано:

При P/P₀ = 0.10, 0.15, 0.20, 0.25

a = 12, 18, 25, 35 см³/г

Построить график БЭТ → найти k и b → вычислить aₘ → рассчитать Sуд.

По формуле БЭТ рассчитываем для каждого значения

y=P/P₀/(a(1-P/P₀))

Строим график зависимости y от x=P/P₀. Линейная аппроксимация даёт уравнение прямой: y=kx+b

Коэффциенты:

k = 0.00198

b = 0.00930

Дальше по формуле рассчитываем объём монословая a_m:

a_m=1/(k+b)=88,65 см³/г

Удельную поверхность рассчитываем по формуле:

S_уд=a_mN_As/V_m

Где число Авогадро N_A=6.022*10²³, площадь одной молекулы азота s=0,162*10^-18 м². Молярный объём V_m=22400 см³/моль, что даёт:

S_уд=386.1 м²/г.

Ниже приведён график БЭТ с экспериментальными точками и аппроксимирующей прямой линии.

7. Ограничения метода БЭТ

Метод БЭТ даёт хорошие результаты для материалов с развитой поверхностью (S_уд > 1–5 м²/г). Он менее точен для непористых или микропористых материалов, где преобладает мономолекулярная адсорбция и модель полимолекулярного покрытия не работает.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Getting Started with WordPress: A Complete Overview

WordPress is the world’s most popular content management system, powering everything from personal blogs to enterprise-level websites. This post walks you through the core formatting elements and structural building blocks you’ll use every day.

Working with Text

WordPress supports all standard HTML formatting tags out of the box. You can highlight important information in bold, use italics for subtle emphasis, or combine them for bold italic. For technical terms or snippets, use the inline code tag.

Great content isn’t just words on a page — it’s structure, visual hierarchy, and a reading experience that keeps people coming back.

Lists and Structure

Unordered lists work best for features, benefits, and non-sequential items:

Support for unlimited pages and posts
Flexible theme and template system
Over 50,000 plugins in the official WordPress plugin directory
Built-in SEO-friendly URL structure
Multilingual support via plugins like WPML or Polylang

Ordered lists are ideal for step-by-step instructions:

Install WordPress on your hosting server or locally
Choose and activate a theme from the Themes directory
Install essential plugins: SEO, caching, and security
Create your core pages: Home, About, and Contact
Configure permalink structure under Settings → Permalinks

Going Deeper with Subheadings

Media and Images

WordPress includes a built-in Media Library for uploading and managing images, videos, and documents directly from the dashboard. Supported formats include JPEG, PNG, GIF, WebP, and SVG.

The Gutenberg Block Editor

Since version 5.0, WordPress uses the Gutenberg block editor. Every piece of content — a paragraph, heading, image, table, or button — is its own individual block. This gives you full layout control without touching a single line of CSS.

Feature Comparison

Feature	WordPress.com (Free)	Self-Hosted (org)
Custom domain	❌	✅
Plugin installation	❌	✅
Full code access	❌	✅
Platform cost	Free	Free

Wrapping Up

WordPress powers more than 43% of all websites on the internet — and for good reason. Whether you’re launching a portfolio, a blog, or a full e-commerce store, the platform gives you everything you need to build a professional web presence.

This post was created for demonstration purposes. Feel free to use it as a template for testing how your theme renders standard HTML elements.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Углеводы

Общие понятия

Углеводы — это органические соединения, состоящие из кислорода, углерода и водорода, содержащие альдегидные/кетонные и гидроксильные группы. Общая формула углеводородов — Cn(H2O)m (кроме дезоксирибозы).

Классификация

Углеводы могут существовать в двух формах: в линейной (ациклической) и циклической (когда линейная молекула замыкается в гетероцикл с участием кислородного атома). Есть углеводы, способные существовать лишь в одной форме (как правило, углеводы с длинной цепью склонны к замыканию, а короткие, наоборот, существуют в линейной форме). Типичный пример — глюкоза, циклизующаяся в растворе:
В общем случае, если углевод имеет циклическую структуру, то его изображают “сбоку” для упрощения восприятия сложной структуры.
по растворимости в воде
- нерастворимые (к этой категории относятся все полисахариды: крахмал, целлюлоза, хитин и пр.)
- растворимые (все моно- и дисахариды, например, глюкоза и сахароза)
по числу звеньев
- — моносахариды — моноциклические соединения
- — дисахариды — состоят из остатков двух одинаковых или разных моносахаридов, соединённых определённым образом
- — полисахариды — полимерные соединения, состоящие из большого количества остатков моносахаридов
по числу атомов углерода в структурном звене
- триозы
- тетрозы
  Эритроза
- пентозы (рибоза и дезоксирибоза)
- гексозы (глюкоза)
  и т.д.
по конфигурации (энантиомеры — зеркальные отражения). Хиральный атом углерода — sp3-гибридизованный с тремя заместителями
L-ряд
D-ряд
Отличие в том, что у D-ряда предпоследний в цепи гидроксил расположен справа (на формуле Фишера), а у L-ряда — слева. Природные углеводы, как правило, относятся к D-типу.
по химическим свойствам
- восстанавливающие (альдегидные свойства, связь с участием спиртового кислорода) Примеры: мальтоза, лактоза, глюкоза
- невосстанавливающие (не участвуют в ОВР, связь между звеньями осуществлена без участия спиртового кислорода). Примеры: сахароза, полисахариды
- негидролизующиеся — все моносахариды. Не способны подвергаться процессу гидролиза — распаду на составные звенья (т.к. образованы единственным структурным звеном)
- гидролизующиеся — ди- и полисахариды — способны в определённых условиях разлагаться на моносахариды.

Типичные примеры (со структурными формулами)

глюкоза: существует в двух формах (см. выше)
рибо-и дезоксирибоза
лактоза
сахароза
галактоза (пространственный изомер глюкозы)
- крахмал и целлюлоза (различие в том, тто крахмал состоит из звеньев альфа-, а целлюлоза из бета-глюкозы, также молекулы крахмала разветвлены)

Физические свойства

Моно- и дисахариды растворимы в воде, имеют сладкий вкус, низкую температуру плавления
Полисахариды в большинстве своём нерастворимы, безвкусны

Методы получения

фотосинтез — происходит в зелёных клетках растений при помощи хлорофилла: CO2 + H2O = C6H12O6
кислотный гидролиз полисахаридов (например, нагревание крахмала в растворе серной кислоты) — высокомолекулярное соединение разлагается на мономеры
синтез Бутлерова из формальдегида в присутствии солей кальция n(HCOH) = (CH2O)n
неудобен из-за низкой селективности, так трудно получить необходимый компонент — в ходе реакции можно получить лишь трудноразделимую смесь веществ
ферментативный гидролиз — под действием ферментов (напр. амилазы) крахмал может гидролизоваться до моносахаридов.

Химические свойства

полное окисление до углекислого газа и воды (горение)
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O
окисление концентрированной серной кислотой (обугливание, выделение газов вследствие окисления углевода H2SO4)
C12H22O11+H2SO4 → C + H2O + SO2
реакция восстанав-щих углеводов с гидроксидом диамминсеребра — реакция серебряного зеркала (качественная реакция на альдегиды, поэтому реакция протекает только с углеводами, содержащими альдегидную группу, например, с глюкозой)
C6H12O6 + 2[Ag(NH3)2]OH = C6H11O7NH4 + Ag + NH3 + H2O
В результате поверхность сосуда покрывается тонким слоем серебра, благодаря чему реакция получила своё название. В качестве побочного продукта получаем глюконовую кислоту (в виде аммонийной соли)
глюконовая кислота
реакция с гидроксидом меди (2) при нагревании — красный осадок Cu2O — глюкоза окисляется до глюконовой кислоты
C6H12O6 + Cu(OH)2 = C6H12O7 + Cu2O + H2O
свежий гидроксид двухвалентной меди с глюкозой и пр. восстанавливающими углеводами дают насыщенно-синий раствор из-за образования комплексного соединения.
окисление бромной водой — альдозы окисляются бромной водой до соответствующих кислот, обесцвечивая её
C6H12O6 + Br2 = C6H12O7 + HBr + H2O
спиртовое брожение — глюкоза при помощи микроорганизмов превращается в этанол
молочнокислое брожение — глюкоза превращается в молочную кислоту

Роль в биологических процессах

энергетическая и запасающая (животные запасают гликоген, растения — крахмал, далее используют для получения энергии)
структурная (клетчатка в растениях)

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Массовая доля и молярная концентрация

Концентрация веществ встречается в нашей жизни повсюду — количество сахара в чае, соли в супе и даже уксуса в консервированных продуктах; у каждого этого компонента есть определенное содержание в общем растворе.

Так, все растворы химических веществ также имеют определенное содержание в воде или другом компоненте, и химикам нужно его знать.

Массовая доля

Массовая доля показывает какую часть по массе составляет растворенное в воде вещество.

Массовую долю представляют двумя способами:

в долях от единицы (расчет по формуле)
ω(HNO₃) = 0,2
в процентах (итог домножают на 100%)
ω(HNO₃) = 0,2*100% = 20%

Универсальная формула для массовой доли:

где m₁ — масса раствора/вещества в исходном растворе

m₂ — масса раствора/вещества в добавленном растворе

+m'(в-ва) — к изначальному раствору добавили еще сухого вещества

К 150 г 10%-ого раствора карбоната калия добавили 20 грамм той же сухой соли. Вычислите массовую долю вещества конечного раствора.

Для решения этой задачи необходимо:

найти массовую массу растворенного вещества в первом растворе:
m1(в-ва)=ω1(в-ва)*m1(р-ра) = 0,10 *150 = 15 г
Далее необходимо написать формулу для нахождения массовой доли конечного раствора:

2. -m'(в-ва) — из начального раствора выпал осадок (понижение температуры смеси)

20%ный раствор, содержащий 15 г хлорида натрия, охладили с 120 С до 30 С, при этом в осадок выпало 7 г соли. Вычислите массовую долю конечного раствора.

Для решения этой задачи необходимо:

Найти массу изначального раствора:

Далее необходимо посчитать массовую долю для конечного раствора:

3. +m'(воды) — к раствору добавили воду (раствор разбавили)

К изначальному 25%-ому раствору массой 120 г сульфата натрия добавили 30 г воды. Вычислите массовую долю конечного растовора.

Для решения этой задачи необходимо:

Найти массу растворенного вещества в первом растворе:
m(в-ва)=ω1(в-ва)*m(р-ра)=0,25*120=30 г
Рассчитать массовую долю конечного раствора:

4. -m'(воды) — раствор выпарили (нагрели до кипения)

14%-ный раствор йодида калия массой 300 г нагрели и выпарили из раствора 20 г воды. Рассчитайте конечную массовую долю вещества.

Для решения этой задачи необходимо:

Найти массу растворенного вещества в первом растворе:
m(в-ва)=ω1(в-ва)*m(р-ра)=0,14*300=42 г
Рассчитать массовую долю конечного раствора:

5. +m₂(р-ра) — к изначальному раствору приливают еще один раствор

К изначальному 15%-ному раствору хлорида калия массой 200 г добавили 15 г раствора того же вещества с массовой долей 5%. Рассчитать массовую долю конечного раствора.

Для решения этой задачи необходимо:

Найти массу растворенного вещества в первом растворе:
m1(в-ва)=ω1(в-ва)*m1(р-ра)=0,15*200=30 г
Найти массу растворенного вещества во втором растворе:
m2(в-ва)=ω2(в-ва)*m2(р-ра)=0,05*15=0,75 г
Рассчитать массовую долю конечного раствора:

Если в условии сказано о выполнении одного действия над раствором, то формула приобретает вид одной из вышеперечисленных.
Если в условии сказано о выполнении нескольких действий над раствором, то формулы комбинируются и включают в себя большее количество слагаемых.

Важные величины и их формулы

Массовая доля (ω)
Формула для расчета массовой доли вещества в растворе: 

Единицы измерения — проценты (%), доли (нет размерности).

Переход от процентов к долям: проценты = доли*100%

Можно выразить формулы для нахождения массы вещества и массы раствора из первоначальной.

Масса вещества по известной массе раствора и массовой доле:

m(в-ва)=m(р-ра)*(в-ва)

Масса раствора по известной массе вещества и массовой доле:

Молярная концентрация (Cm)

Данная концентрация характеризует какое количество вещества находится в литре раствора.

Формула для расчета молярной концентрации:

Единицы измерения — моль/л

Данная концентрация используется в задании №22 КИМ ЕГЭ, а также формула пригодится и в 34 задании для расчета количества вещества.

Количество вещества (n или v)

Простыми словами, количество вещества — это порция этого вещества, содержащая определенное число его частиц. В химии эта величина используется для определения числа атомов или молекул, участвующих в реакции, а также для расчета молярной концентрации, об этом поговорим чуть позже.

Существует несколько формул для расчета количества вещества:

где m — масса вещества (г), M — молярная масса вещества (г/моль)

где V — объем вещества (л), Vm — молярный объем вещества, 

Vm = 22.4 моль/л; это постоянная величина при нормальных условиях (давление равное 1 атмосфере и температура равная 0 C, следовательно, при других значениях давления и температуры, молярный объем также будет иным). Данное значение равно конкретной величине, так как 1 моль любого газа занимает один и тот же объем (закон Авогадро).

где N — число молекул, Na — постоянная Авогадро,

Na = 6,02*10²³, моль^-1; это значение — неизменная константа, показывающая, что содержание любых молекул в 1 моле вещества остается равным определенному количеству частиц при одинаковых условиях и значения объема.

Единицы измерения — моль

1 моль вещества содержит 6,02*10²³ молекул

Молярная масса вещества (M)

Формула для расчета молярной массы:

M(в-ва)=N*Ar, где N — количество атомов, Ar — относительная атомная масса данных элементов

Единицы измерения — г/моль

Ar элементов указаны в таблице Менделеева — округляем их значения до целых (кроме Cl = 35,5 г/моль)

Пройти тестирование можно тут:

Загрузка…

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

НЕМЕТАЛЛЫ

Неметаллы — химические элементы, как правило, не обладающие свойствами металлов.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Водород

При нормальных условиях водород — бесцветный, не имеющий запаха газ, почти не растворяется ни в каких растворителях.

Кислород

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

Галогены

Фтор — светло-жёлтый газ с резким раздражающим запахом.

Хлор — жёлто-зелёный газ с резким удушливым запахом.

Йод — серо-чёрные кристаллы (пар — фиолетовые) с резким запахом.

Бром — красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом.

Сера

Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций — сера ромбическая, моноклинная, пластическая.

Азот

При нормальных условиях азот — это бесцветный газ, не имеет запаха, малорастворим в воде.

Фосфор

Твёрдое кристаллическое вещество.

Он хрупок при низких температурах, но при комнатной температуре мягкий и легко режется ножом.

Кремний

Кремний представляет собой вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Является полупроводником.

Углерод

Углерод в природе существует в виде нескольких аллотропных модификациях: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

Водород с активными металлами (щелочные, щелочно-земельные и магний) образует гидриды:

2Na+H₂=2NaH

Ca+H₂=CaH₂

Галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды:

2Fe+3Cl₂=2FeCl₃

Фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II), а йод до йодида меди (I):

Cl₂+2Cu=2CuCl₂

2Cu+I₂=2CuI

Железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂+2Fe=2FeCl₃

Fe+I₂=FeI₂

Кислород

Серебро, платина и золото не реагируют с кислородом

C щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород проявляет свойства окислителя, образуются оксиды:

2Ca+O₂=2CaO

С натрием кислород образует пероксиды, а с калием рубидием и цезием надпероксиды:

2Na+O₂=Na₂O₂

K+O₂=KO₂

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn+O₂=2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃ красно-коричневый цвет

2Fe+O₂=2FeO чёрный цвет

Происходит при умеренном нагревании на воздухе в отсутствие воды:

3Fe+2O₂=Fe₃O₄ чёрный цвет

Сера проявляет свойства окислителя, образуются сульфиды:

S+Fe=FeS

S+Hg=HgS

3S+2Al=Al₂S₃

Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. Образуются нитриды:

N₂+6Li=2Li₃N

Фосфор проявляет свойства окислителя, образуются фосфиды:

2P+3Ca=Ca₃P₂

2P+3Mg=Mg₃P₂

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ДРУГИМИ НЕМЕТАЛЛАМИ

Водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода:

H₂+S=H₂S

С азотом водород при нагревании и катализаторе образуется аммиак:

3H₂+N₂=2NH₃

Водород реагирует с углеродом:

C+2H₂=CH₄

Водород горит, взаимодействует с кислородом со взрывом:

2H₂+O₂=2H₂O Гремучая смесь

Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

O₂+F=OF₂ Степень окисления кислорода +2

При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды.

При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды:

● если избыток хлора:

2P+5Cl₂=2PCl₅

● если недостаток хлора:

2P+3Cl₂=2PCl₃

2F₂+C=CF₄

При взаимодействии с водородом образуются галогеноводороды:

2Br+H₂=2HBr

Cl₂+H₂=2HCl

Кислород образует оксиды:

Si+O₂=SiO₂

Сера при горении на воздухе образует оксид серы (IV):

S+O₂=SO₂

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO₂ кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V2O5).

2SO₂+O₂=2SO₃

При взаимодействии серы с галогенами (кроме йода) образуются галогениды:

S+3Cl₂=SCl₂

При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

● недостаток серы

2P+3S=P₂S₃

● избыток серы

2P+5S=P₂S₅

2S+C=CS₂

С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S+H₂=H₂S

Азот реагирует с кислородом только при высокой температуре:

N₂+O₂=2NO -Q

Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора (железо). При этом образуется аммиак:

N₂+3H₂=2NH₃

Фосфор при взаимодействии с кислородом воздуха образует оксиды:

4P+3O₂=P₂O₃

4P+5O₂=P₂O₅

Фосфор не реагирует с водородом.

При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal₃ и PHal₅

● избыток фосфора

2P+3Cl₂=2PCl₃

● избыток хлора

2P+5Cl₂=2PCl₅

2P + 5F₂= 2PF₅.

Углерод при комнатной температуре реагирует с фтором с образованием фторида углерода.

Углерод не взаимодействует с фосфором.

При сильном нагревании углерод реагирует с кремнием с образованием карбида кремния:

C+Si=SiC

Кремний при обычных условиях реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV):

Si+2F₂=SiF₄

Кремний не реагирует непосредственно с водородом

При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом:

Si+2Cl₂=SiCl₄

При температуре выше 600°С взаимодействует с серой:

Si+2S=SiS₂

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМ

а) С КИСЛОТАМИ-ОКИСЛИТЕЛЯМИ

Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S+6HNO₃=H₂SO₄+6NO₂+2H₂O

Серная кислота также окисляет серу:

S+2H₂SO₄=3SO₂+2H₂O

Концентрированная серная кислота окисляет углерод при нагревании. При этом образуются оксид серы (IV), оксид углерода (IV) и вода:

C+2H₂SO₄=CO₂+2SO₂+2H₂O

Концентрированная азотная кислотой окисляет углерод также при нагревании:

C+4HNO₃=CO₂+4NO₂+2H₂O

Серная кислота также окисляет фосфор:

2P+5H₂SO₄=2H₃PO₄+4SO₂+2H₂O

б) С КИСЛОТАМИ-НЕОКИСЛИТЕЛЯМИ

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO₂+O₂=2HNO₃

Хлор окисляет сероводород:

Cl₂+H₂S=S+2HCl

Аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образованием гексафторкремниевой кислоты:

Si+6HF=H₂[SiF₆]+2H₂

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ

Хлор, бром и йод при растворении в щелочах диспропорционируют с образованием различных солей (йод и бром реагируют как хлор с хол. щелочью).

Cl₂+2NaOH_(хол)=NaCl+NaClO+H₂O

3Cl₂+6NaOH_(гор)=5NaCl+NaClO₃+3H₂O

Сера при растворении в щелочах диспропорционирует до сульфита и сульфида при нагревании:

3S+6NaOH=2Na₂S+Na₂SO₃+3H₂O

Фосфор при реагировании с щелочью образует фосфин:

4P+3NaOH+3H₂O=3NaH₂PO₂+PH_3(газ)

Кремний

Si+2NaOH+H₂O=Na₂SiO₃+2H₂

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ

Образуются оксиды неметаллов и новые соли:

Al₄C₃+6O₂=3CO₂+2Al₂O₃

6P+5KClO₃=3P₂O₅+5KCl

4C+Na₂SO₄=Na₂S+4CO

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

2NaBr+Cl₂=2NaCl+Br₂

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ

Углерод взаимодействует с оксидом цинка с образованием металлического цинка и угарного газа:

ZnO+C=CO+Zn при нагревании

Также углерод восстанавливает железо из железной окалины:

4C+F₃O₄=4CO+3Fe

Водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды:

ZnO+H₂=Zn+H₂O

ПОЛУЧЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ

Водород

Водород получают в лаборатории при взаимодействии металлов с кислотами:

2Zn+2HCl=H₂+2ZnCl

В промышленности водород получают следующим образом:

a) реакция метана с водяным паром:

CH₄+H₂O=CO+3H₂

б) разложение метана:

CH₄=C+2H₂

в) электролиз воды:

2H₂O=2H₂+O₂

Галогены

Галогены получают путем окисления галогеноводородных кислот:

MnO₂+HCl=4MnCl+Cl₂+2H₂O

Промышленное получение фтора и хлора основано на электролизе.

Фтор получают электролизом расплавов фторидов металлов, а хлор электролизом расплавов и растворов хлоридов:

2KF=2K+F₂

Кислород

Для получения кислорода в лаборатории используют реакции термического разложения кислородсодержащих сложных веществ:

2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

Сера

Серу получают неполным окислением сероводорода или путём взаимодействия сернистого газа с сероводородом:

2H₂S+O₂=2S+2H₂O

Азот

Для получения азота используют реакцию разложения нитрита аммония:

NH₄NO₂=N₂+2H₂O

Фосфор

Фосфор получают нагреванием фосфата кальция с коксом и оксидом кремния(IV) без доступа воздуха в промышленности:

Ca₃PO₄+3SiO₂+5C = 3CaSiO₃+5CO+2P

Кремний

Кремний получают в промышленности из кремнезема восстановлением магнием или углеродом (коксом):

SiO₂+2Mg=Si+2MgO

SiO₂+2C=Si+2CO

Пройти тестирование по теме можно тут:

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Скелетные формулы.

Умение быстро и правильно составлять скелетные формулы значительно экономит вам время при составлении конспектов, решении химический уравнений и задач. Также, внутри заданий ЕГЭ, касающихся органической химии, часто используются скелетные формулы, поэтому необходимо уметь понимать скелетные формулы для решения задач.

В органической химии для изображения молекул, согласно с основными положениями теории Бутлерова, принято использовать различные формулы:

Молекулярные, или Брутто формулы: показывают, сколько и каких атомов содержится в молекуле. Этан это C₂H₆ и так далее.

Структурные: отображают последовательность соединения атомов в молекуле.

Сокращенные: тоже отображают последовательность соединения атомов в молекуле, но в данном случае связь между водородом и другими атомами не указываются.

Электронные: используют для отображения электронного строения молекулы – вместо черточек, обозначающих ковалентную связь, пишется пара точек, обозначающих электроны.

Скелетные: Атомы С не показываются, так как предполагается, что каждый угол в изображении соединения содержит атом углерода. Атомы Н тоже не показываются. Если в углу не сходятся 4 линии, то это означает, что все оставшиеся заняты водородом.

Так как Брутто, или Молекулярные, формулы не отображают стереохимического строения молекулы, то чаще всего используют Структурные формулы, или их сокращенную версию – Скелетные формулы.

Правила составления структурных формул:

Основу любой структурной формулы составляет углеродный скелет — цепочка последовательно соединенных атомов углерода.
Ковалентные связи обычно обозначаются черточками, обозначающих общую электронную пару двух атомов. Ионную связь черточками обозначать нельзя, черточка обозначает общую электронную пару, которая в ионной связи не образуется!!!
Кратность связи обозначают двумя или тремя черточками, расположенными друг над другом.

Валентности некоторых, наиболее встречающихся атомов в органических соединениях:

Атом углерода (С) в органической химии всегда четырехвалентен, это означает, что он образует 4 связи с другими атомами (Это не значит, что все 4 связи образованы с разными атомами – углерод может образовывать двойные и тройные связи)

Атом кислорода (О) имеет валентность равную двум, значит, образует 2 связи с другими атомами.

пропановая кислота — Пропановый альдегид

Атом водорода (Н) одновалентен, образует одну связь с другими атомами

Атом азота (N) – трехвалентен, три связи с другими атомами

Переход к скелетным формулам и обратно выполняется довольно просто: достаточно лишь убрать все обозначения углерода и водорода, оставив их только в том случае, если они входят в состав функциональной группы, которая, в свою очередь, не входит в состав углеродного скелета, или отображают стереохимию молекулы.

P.S. Основные функциональные группы и их обозначение:

Пройти тестирование по теме можно тут:

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Термохимия

Вступающие в химическую реакцию вещества и ее продукты обладают разным запасом энергии. Это приводит к тому, что в ходе реакции должна выделяться теплота, если суммарная энергия продуктов меньше чем у реагентов, и, напротив, требуется дополнительная энергия из окружающей среды на образование продуктов, которые должны обладать более высоким запасом энергии по сравнению с исходными. Эти тепловые характеристики связаны с прочностью (энергией) химических связей

Таким образом, любая химическая реакция будет обладать тепловым эффектом:

Тепловой эффект — энергия (теплота), которая выделяется или поглощается в ходе протекания химической реакции. Она измеряется в килоджоулях (кДж)

Расчеты с участием теплового эффекта находят свое применение в самых различных областях химии. К примеру, они позволяют анализировать поведение веществ в разнообразных реакциях, сравнивая их энергетические параметры, а также подбирать оптимальные условия для протекания химических процессов, что имеет важное значение для достижения максимальной эффективности на промышленных установках.

Данные о теплотах реакций имеют большое значение при изучении химической кинетики, т.к. тепловые характеристики веществ сильно влияют на скорость и направление химических реакций.

Также тепловые эффекты могут использоваться в аналитической химии для качественного и количественного анализа

Классификация реакций по тепловому эффекту

Если в ходе реакции теплота выделяется (знак теплового эффекта «+»), то такая реакция является экзотермической:
2NO + O₂ → 2NO₂ + 114 кДж.

При окислении двух молей NO по этой реакции выделяется 114 кДж. Это связано с образованием оксида NO₂ с более прочными химическими связями — их формирование энергетически выгодно, поэтому излишняя энергия выделяется в окружающую среду в виде теплоты

Если в ходе реакции теплота поглощается (знак теплового эффекта «-»), то такая реакция является эндотермической:

N₂ + O₂ → 2NO – 180,8 кДж

При окислении одного моля N₂ поглощается 180.8 кДж. Молекула азота является крайне стабильной. Валентные связи в ней крайне прочные и для их разрыва требуются большие затраты энергии из внешней среды. Именно поэтому азот, составляющий 78% земной атмосферы, не вступает самопроизвольно во многие потенциальные химические реакции, оставаясь достаточно инертным веществом

Такие уравнения реакций, для которых указано количество выделяющейся или поглощаемой в ее ходе теплоты, называются термохимическими уравнениями

С термохимическими уравнениями можно работать как с математическими выражениями, т.е. их можно складывать, вычитать или же умножать на какое-то число. Т.к. часто тепловой эффект реакции рассматривается только для одного моля вещества, то стехиометрические коэффициенты, стоящие при других участниках реакции, могут оказываться дробными величинами. Записывать термохимические уравнения с дробными коэффициентами возможно, т.к.тепловой эффект указывается в расчете на моль вещества, т.е. эти уравнения оперируют количеством вещества, а не молекулами

СН₄ +3/2О₂ = СО + 2Н₂О_(Г) + 519,33 кДж

Правило для задач:

Как видно из этих уравнений тепловой эффект всегда пропорционален количеству одного из веществ (любого), участвующего в химической реакции. Это правило используется в расчетных задачах

Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия

В соответствие с принципом Ле Шателье можно сказать, что:

При повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермического процесса

H_{2 (г)} + Cl_{2 (г)} ⇄ 2HCl _(г)+ Q

Реакция является экзотермической, т.е. идёт с выделением теплоты, поэтому при нагревании ее равновесие сместится влево, в сторону исходных веществ, а при уменьшении температуры — наоборот, вправо, в сторону образования продуктов.

C₄H_{10 (г)} ⇄ C₄H_{8 (г)} +H_{2 (г)} — Q

Реакция является эндотермической — она идет с поглощением теплоты извне, поэтому при нагревании ее равновесие сместится в сторону образования продуктов, а при уменьшении температуры — в сторону исходных веществ.

Какие выводы можно сделать из ТХУ?

является ли реакция эндотермической или экзотермической
позволяет проанализировать устойчивость соединений и прочность образующихся связей
позволяет подобрать более оптимальные условия для протекания реакции
рассчитать, какое количество вещества вступило в реакцию и какое количество продукта образовалось, если известен тепловой эффект реакции и наоборот

Существуют некоторые закономерности, которые помогают в некоторых случаях предсказать знак теплового эффекта.

Например, реакции, которые протекают самопроизвольно при нормальных условиях, чаще всего являются экзотермическими. В качестве примера можно привести горение угля. Эта реакция протекает самопроизвольно и необратимо с выделением большого количества тепла, т.е. реакция является экзотермической

Типичными экзотермическими реакциями являются:

реакции горения
реакции активных металлов и их оксидов с водой или с кислотами
реакции нейтрализации между щелочами и сильными кислотами
большинство легко протекающих реакций соединения (исключения: взаимодействие азота с кислородом и некоторые другие реакции)

Типичными эндотермическими реакциями являются:

реакции разложения
фотосинтез

Дополнительные термины

Отдельно выделяют теплоту образования и сгорания вещества, которые используют при описании химического соединения:

Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.

Например, при сгорании алюминия:

2Аl + 3/2О₂ → Аl₂О₃ + 1675 кДж

теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль.

Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:

4Аl + 3О₂ → 2Аl₂О₃ + 3350 кДж

теплота образования Al₂O₃ все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.

Теплота сгорания вещества – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

Например, при горении метана:

СН₄ + 2О₂ → СО₂ + 2Н₂О + 802 кДж

теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Иногда в некоторых физико-химических задачах требуется вычислить теплоту, которую нужно затратить на нагревание веществ до определенной температуры или для осуществления фазового перехода (например, когда меняется агрегатное состояние воды: лед-жидкость-пар). В этом случае пользуются новыми термодинамическими величинами

Удельная теплоемкость вещества — это физическая величина, которая показывает, какое количество теплоты в Дж необходимо передать веществу массой 1 кг для его нагрева на 1°C

Значения удельной теплоемкости различных веществ приводятся в справочниках. Так для воды (ж.) удельная теплоемкость равна 4200 Дж/кг*1°C

Задачи на тепловой эффект

Пример 1 задачи на расчеты с тепловым эффектом

Дано термохимическое уравнение для реакции сгорания водорода:

2H_2(г) + O_2(г) = 2H₂O_(г) + 484 кДж

Необходимо найти массу образовавшейся воды в граммах, если известно, что в ходе реакции выделилось 1479 кДж теплоты

Решение:

Из термохимического уравнения видно, что при образовании двух моль воды выделяется (т.к. реакция экзотермическая) 484 кДж теплоты. Вычислить массу, выделившейся в ходе реакции воды можно, составив простую пропорцию:

2 моль H₂O — 484 кДж
x моль H₂O — 1479 кДж

m(H₂O) = n(H₂O)*M(H₂O) = 6.1 моль*18 г/моль = 110 г

Пример 2 задачи на расчеты с тепловым эффектом

В ходе реакции сгорания 8.96 л этана при нормальных условиях выделилось 588 кДж теплоты. Определите теплоту сгорания этана в этих условиях.

Теплота сгорания — это количество теплоты, которые выделится при сгорании одного моль вещества. В соответствии с этим определением запишем уравнение реакции для одного моль этана C2H6. Мы воспользуемся дробными коэффициентами:

Рассчитаем количество этана в молях:
n(C2H6)=8.96/22.4 = 0.4 моль

Тогда для решения задачи достаточно составить простую пропорцию:

0.4 моль C₆H₆ — 588 кДж
1 моль C₆H₆ — x кДж

Пример 3 задачи на расчеты с тепловым эффектом

Дано термохимическое уравнение сгорания метана

Рассчитайте количество литров (н.у) метана, которое понадобится для того, чтобы вскипятить 2л воды, которая изначально имеет температуру 20°C. Удельная теплоемкость воды равна 4200 Дж/кг*°C

Для начала найдем количество теплоты, которое нужно затратить для того, чтобы довести воду до точки кипения

Теперь составим пропорцию

1 моль CH₄— 891 кДж
x моль CH₄ — 672 кДж

В этом случае понадобится 0.75*22.4 = 16.8 л CH4

Проверить свои знания по теме «Термохимия» можно в этом тестировании:

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Типы химических реакций в органической химии

В данном курсе мы рассмотрим основные типы химических реакций в органической химии. Их необходимо понимать и знать потому что на этих правилах основаны все взаимодействия в органической химии.

Реакции можно классифицировать по разным критериям. Например по механизму реакции, типу взаимодействия или изменению структуры.

Механизмы реакций— это последовательность этапов протекания химической реакции. На каждом этапе происходит создание или разрушение молекулярных связей.

В зависимости от способа разрыва связи различают реакции, протекающие по радикальному и ионному механизму. При радикальном механизме – промежуточными частицами в реакции являются радикалы, а при ионном механизме – промежуточными частицами в реакции являются ионы.

Радикальный механизм

В таких реакциях принимают участие свободные радикалы, образующиеся при гомолитическом разрыве молекулы. Радикалы имеют неспаренный электрон, за счет которого протекает реакция

Ионный механизм
Это процесс, в котором химические реакции протекают через образование и взаимодействие ионов

Типы реакций

1.Реакции замещения

— это реакция, в ходе которой 1 атом или группа атомов заменяется другой группой атомов в органическом веществе. Принцип схож с замещением в неорганической химии, однако механизм протекания реакции зависит от класса вещества.

Примеры:

1. Нуклеофильное замещение:

Реакция бромбензола с натриевым гидроксидом: реакция проходит через образование карбокатиона как промежуточного продукта. Это нуклеофильное замещение типа S_N1

+ NaOH ->NaBr + H2O

Также возможно прямое взаимодействие нуклеофила с субстратом по типу замещения S_N2, что приводит к одновременному разрыву связи с функциональной группой. Примером является реакция бромистого метила с гидроксидом натрия

CH₃Br + NaOH = CH₃OH + NaBr

2. Электрофильное замещение:

Нитрование бензола

в бензоле происходит замещение водорода на нитрогруппу

3. Радикальное замещение

Галогенирование алканов:

CH₄ + Cl₂→CH₃Cl + HCl один из атомов водорода в метане замещается на хлор

2.Реакции присоединения

— это реакции, в которых два или более реагента соединяются, образуя более сложное соединение.

1. Электрофильное присоединение

протекает по такому же механизму, как в замещении

Гидрирование соединений с кратной связью между атомами углерода:

C₂H₄ + H₂ C₂H₆ этилен превращается в этан

2. Электрофильное присоединение

Гидратация соединений с кратной связью между атомами углерода:

C₃H₆+ H₂O -> C₃H₈О пропен превращается в пропанол

3. Галогенирование соединений с кратной связью между атомами углерода:

— Присоединение брома к этилену- электрофильное присоединение. Бром выступает как электрофил, а двойная связь алкена — как нуклеофил.

C₂H₄ + Br₂→C₂H₄Br₂ образуется бромид 1,2-дибромэтан

4. Электрофильное присоединение

Гидрогалогенирование соединений с кратной связью между атомами углерода:

C₄H₈ + HCl→C₄H₉Cl бутен превращается в алкилгалогенид

5. Радикальное присоединение

Полимеризация: Процесс, при котором маленькие молекулы (мономеры) соединяются в длинные цепочки (полимеры). Например, полимеризация этилена (C₂H₄) может происходить с помощью радикалов, образующих полиэтилен.

3. Реакции отщепления

— это реакции, в которых из молекулы удаляется небольшая группа атомов, обычно с образованием двойной связи или циклической структуры. Отщепление атома водорода происходит преимущественно от наименее гидрогенизированного атома углерода по правилу Зайцева

Примеры:

1. Дегидратация спиртов:

— Отщепление воды от этанола:

C₂H₅OH+C₂H₄ + H₂O этанол превращается в этилен

2. Дегидрирование алканов:

— Отщепление водорода от пропана:

C₃H_{8 ->}C₃H₆ + H₂ пропан превращается в пропен

3. Отщепление углекислого газа:

— Декарбоксилирование карбоновых кислот:

RCOOH→RH + CO₂ карбоновая кислота превращается в углеводород и углекислый газ, обычно реакция протекает при нагревании в присутствии кислот или оснований

4. в реакциях с основами:

— Отщепление галогена и водорода:

RCH₂CH₂X + KOH→RCH=CH₂ + HX + H₂O алкилгалогенид превращается в алкен

4. Изомеризация

— это процесс, в ходе которого молекулы с одинаковой молекулярной формулой, но различной структурой или пространственным расположением атомов, превращаются друг в друга. Процесс протекает в присутствии катализаторов. Обычно это кислотные, щелочные или металлические катализаторы

Примеры:

1. Изомеризация алканов:

— Изомеризация н-бутана в изобутан:

2. Изомеризация алкенов:

— Изомеризация 1-бутена в цис- и транс-2-бутен:

3. Изомеризация углеводородов с помощью катализаторов:

— Изомеризация циклоалканов:

C₆H₁₂->C₆H₁₂ например, циклопентан может изомеризоваться в метилциклобутан (при нагревании, в присутствии Al₂O₃)

4. Изомеризация спиртов:

— Изомеризация пропан-1-ола в пропан-2-ол (при нагревании, в присутствии Al2O3):

C₃H₈O->C₃H₈O

По теме конспекта можно проверить свои знания по этому тесту:

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024

Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024

Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024

Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024

Вавиловские чтения 2024
09.10.2024

Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Класс	Обозначение	Пример
Одноатомные спирты
Фенолы
Кетоны
Карбоновые кислоты
Простые эфиры
Амины
Нитросоединения
Аминокислоты
Алкены (двойные связи)
Алкины (тройные связи)
Алкадиены
Альдегиды

Коллигативные свойства растворов и осмотическое давление

Природа коллигативных свойств

Условия применимости:

Основные коллигативные свойства и их закономерности

Повышение температуры кипения (Эбуллиоскопия)

Понижение температуры замерзания (Криоскопия)

Осмотическое давление:

Расширенная задача с разбором

Новости

Расчет ЭДС гальванического элемента и определение направления реакции

1. Введение: Что такое гальванический элемент?

2. Теория: Расчёт ЭДС

2.1. Стандартная ЭДС

2.2. Уравнение Нернста (для нестандартных условий)

Пример:

3. Определение направления реакции

Пример:

4. Практика расчета

Попробуй сам:

5. Применение

Проверь себя:

Дополнение

Новости

Построение градуировочного графика в спектрофотометрии и его статистическая обработка

1. Теоретические основы

2. Пошаговый алгоритм

3. Разбор примера

Новости

ГЕТЕРОГЕННЫЕ СИСТЕМЫ И ПРАВИЛО ФАЗ ГИББСА

1. Ключевые понятия

2. Вывод правила фаз Гиббса

3. Формулировка правила фаз и его модификации

4. Ограничения правила фаз

5. Пример применения правила фаз к воде

Новости

Температурная зависимость константы скорости. Уравнение Аррениуса и определение энергии активации.

1. Введение: Почему температура так важна?

2. Эмпирическая форма уравнения Аррениуса.

3. Физическая интерпретация: Энергия активации и теория активных соударений.

3.1. Распределение Максвелла-Больцмана

3.3. Физический смысл предэкспоненциального множителя.

4. Аналитическая форма уравнения Аррениуса и определение Eₐ

5. Пример расчета

6. Область применимости и ограничения.

7. Заключение и выводы:

Новости

Построение диаграммы распределения для полипротонных кислот

Новости

Расчёт растворимости труднорастворимых электролитов с учётом ионной силы и pH

Ионная сила и активность

Растворимость

Пример расчета системы без побочных реакций

Расчет растворимости труднорастворимых электролитов с учетом ионной силы

Расчет растворимости труднорастворимых электролитов с учетом pH раствора

Заключение

Новости

Анализ изотермы адсорбции по БЭТ: определение удельной поверхности твёрдого тела.

1. Введение

2. Адсорбция: основные понятия

3. Изотерма адсорбции

4. Теория БЭТ

5. Практическое применение метода БЭТ

6. Расчет удельной поверхности.

7. Ограничения метода БЭТ

Новости

Getting Started with WordPress: A Complete Overview

Working with Text

Lists and Structure

Going Deeper with Subheadings

Media and Images

The Gutenberg Block Editor

Feature Comparison

Wrapping Up

Новости

Углеводы

Общие понятия

Классификация

Типичные примеры (со структурными формулами)

Физические свойства

Методы получения