Гравиметрия (устаревшее название - весовой анализ). Совокупность методов количественного анализа, основанных на измерении массы веществ. При прямой гравиметрии (используется наиболее широко) устанавливают массу определяемого компонента или продукта его химического превращения, при обратной - изменение массы вещества в результате химической реакции или физического процесса с участием определяемого компонента. В первом случае определяемый компонент обычно выделяют из раствора в виде элемента или в виде труднорастворимого соединения (форма осаждения). Затем последние превращают в так называемую гравиметрическую форму –устойчивое соединение определенного состава, массу которого измеряют. Например, при определении Ca2+ форма осаждения - CaC2O4, гравиметрическая форма – СаО. Форму осаждения выделяют с помощью электролиза (электрогравиметрия) или реагента-осадителя, отделяют фильтрованием, декантацией, центрифугированием и др., отмывают от следов сорбированных на ней компонентов раствора; часто осадок растворяют и переосаждают. Сорбция сопутствующих компонентов и их осаждение зависят от состава раствора, химических свойств осаждаемого соединения и этих компонентов, формы и структуры осадка (аморфная, мелко- или крупнокристаллическая). Осадок обычно превращают в гравиметрическую форму сушкой или прокаливанием. Прямую гравиметрию используют также для анализа гетерогенных систем с отделением определяемой фазы фильтрованием, центрифугированием и т.п. При анализе газов определяемый компонент поглощают сорбентом и измеряют прирост массы. Например, при определении углерода в органических веществах после их сжигания выделившийся СО2 сорбируют асбестом, пропитанным расплавленным NaOH.. Относительная погрешность измерения массы в прямой гравиметрии может достигать 0,01…0,1%. Однако при этом необходимо вносить поправку на растворимость формы осаждения, обеспечивать ее селективное выделение, предупреждать соосаждение других компонентов раствора и их сорбцию на поверхности формы осаждения, обеспечивать количественный переход формы осаждения в гравиметрическую и т.п. Поэтому точный анализ методами прямой гравиметрии сравнительно трудоемок. Методы гравиметрии постепенно заменяют методами титриметрии, кулонометрии, атомно-абсорбционного анализа, рентгеноспектрального анализа и др. Примеры косвенной гравиметрии – определение гигроскопичности (воды) по убыли массы анализируемого вещества в результате его высушивания при 150˚С (метод отгонки), определение СО2 в карбонатах по изменению массы в результате их взаимодействия с кислотой, а также определение термически неустойчивых веществ методом термогравиметрии. Кислотно-основные индикаторы. Вещества, способные изменять окраску или люминесценцию в зависимости от рН среды. Применяется для установления окончания реакции между кислотами и основаниями (гл. обр. при кислотно-основном титровании) или др. реакций, если в них участвуют ионы Н+. Равновесие в водном растворе кислотно-основных индикаторов можно представить в виде: Ina+H2O Inb+H3O+, где Ina и Inb- соответственно кислотная и основная формы, которые у цветного индикатора окрашены различно. Константа равновесия этого процесса называется константой индикатора КIn. Считают, что цвет одной формы индикатора заметен, если ее концентрация в 10 раз превышает концентрацию другой формы, т.е. интервал перехода окраски практически соответствует изменению отношения Ina/Inb=KIn/[Н3О+] от 0,1 до 10, или области рН=рКIn±1. Значение рН, при котором переход окраски наиболее отчетлив, называется показателем титрования (рТ=рКIn). На изменение окраски индикатора влияют также его концентрация, концентрация раствореннго СО2, присутствие посторонних нейтральных электролитов, природа растворителя, наличие коллоидных частиц (в том числе белковых), температура и т.д. В качестве кислотно-основных индикаторов используются главным образом органические соединения, а также некоторые неорганические, например, гидроксид и соли алюминия, соли цинка и серебра, экстракты растений (красный и синий капустный сок и др.). Из хемилюминесцентных кислотно-основных индикаторов чаще всего применяю лофин (люминесцирует при рН 8,9-9,4 в присутствии K3[Fe(CN)6]), люминол и люцигенин. При титровании разбавленных растворов необходим индикатор с узким интервалом перехода окраски (до 0,2 единицы рН). Для этого используют смешанные индикаторы, которые представляют собой композиции из индикатора и нечувствительного к изменению рН красителя, цвет которого дополняет окраску одной из форм индикатора, или из двух кислотно-основных с близкими значениями рКIn; эти смеси имеют дополнительную окраску при промежуточном значении рН (например, смесь тимолового синего с фенолфталеином; рТ 9,0). Разновидность смешанных индикаторов – универсальные индикаторы – смеси нескольких веществ, которые изменяют цвета в широких пределах изменения рН (иногда от 1 до 14). Особая группа – кислотно-основные индикаторы, применяемые для установления конечной точки титрования в неводных средах. Например, при титровании слабых органических оснований в среде ледяной СН3СООН применяют тимоловый синий, при титровании слабых карбоновых кислот в ДМФА – о-нитроанилин. Для определения органических кислот и оснований в смеси воды и несмешивающегося с ней растворителя применяют так называемые амфи-индикаторы, которые представляют собой соли кислот, служащих кислотно-основными индикаторами (например, тропеолин ОО, ализарин С, метиловый оранжевый, бромфеноловый синий), с различными органическими основаниями (алкалоидами, спартеином, атропином, эфедрином, хинином, кодеином, пилокарпином и др.). Эти индикаторы хорошо растворяются в органических растворителях, плохо – в воде; отличаются высокой чувствительностью. Титриметрия (объемный анализ). Совокупность методов количественного анализа, основанных на измерении количества реагента, необходимого для взаимодействия с определяемым компонентом в растворе или газовой фазе. Раствор или газовую смесь с точно известной концентрацией реагента (титрант) постепенно добавляют к анализируемой смеси, причем объем (или массу) вводимого титранта контролируют. Эта операция называется титрованием. Кривая титрования представляет собой зависимость какого-либо физического свойства раствора или газовой смеси (окислительно-восстановительного потенциала, электрической проводимости и др.) от объема или массы титранта. Для вычисления массы определяемого компонента необходимо зафиксировать точку эквивалентности, т.е. момент титрования, когда объем (масса) титранта эквивалентен количеству определяемого компонента в соответствии со стехиометрией реакции между ними при условии, что эта реакция практически необратима. По изменению окраски титруемого раствора (в который обычно добавляют индикаторы), по излому или скачку на кривой титрования экспериментально устанавливают конечную точку титрования, которая достаточно мало отличается от точки эквивалентности. Если реакция между определяемым компонентом и вводимым реагентом недостаточно быстра, используется метод обратного титрования. При этом к анализируемой смеси добавляют точно известное количество реагента, избыток которого определяют с помощью подходящего титранта. По типу реакции при титровании различают окислительно-восстановительное титрование, титрование по методу осаждения, комплексообразования и др.; по способу индикации конечной точки – потенциометрическое титрование, фотометрическое титрование, кондуктометрическое титрование, амперометрическое титрование и др. В зависимости от того, раствор какого реагента применяется в качестве титранта, различают перманганатометрию, иодометрию, комплексонометрию и т.д. Титрование проводят с помощью объемных и весовых бюреток или на специальных титраторах с автоматической регистрацией кривой титрования или автоматической остановкой титрования в конечной точке. Селективность анализа зависит от титранта и способа индикации конечной точки, а также от характера предварительной обработки анализируемой смеси реагентами. Титриметрический анализ отличается малой трудоемкостью, простотой аппаратурного оформления и довольно высокой точностью (относительная погрешность обычно не превышает десятых долей процента). Окислительно-восстановительное титрование. Метод титриметрического определения вещества, основанный на его окислительно-восстановительной реакции с титрантом: аОх1 + bRed2 + cA1 + dB1 +… = αRed1 + βOx2 + γA2 + δB2 +…, где Ох1 и Ох2 – окисленные формы соответствующего титранта и определяемого вещества; Red1 и Red2 – их восстановленные формы; А1, В1, А2, В2 – неокисляющиеся и невосстанавливающиеся вещества, участвующие в окислительно-восстановительной реакции или образующиеся в результате этой реакции; а, b, с, …, α, β, γ, δ,… - стехиометрические коэффициенты. Если реакция происходит в прямом направлении, титрант действует как окислитель, если в обратном – как восстановитель. Для выяснения возможного направления процесса его представляют в виде суммы двух электродных процессов (полуреакций): aOx1 + ne + cA1 +…= αRed1 + γA2 +…, βOx2 + ne + δB2 +…= bRed2 + dB1+… Эти полуреакции потенциалами характеризуются соответствующими E1=E1o+ ln E2=E2o+ ln окислительно-восстановительными где E1o и E2o - стандартные потенциалы пар Ох1/Red1 и Ох2/Red2 в данной системе, n-число электронов, участвующих в полуреакциях, F-число Фарадея, R – универсальная газовая постоянная. Окислительно-восстановительная реакция протекает в прямом направлении, если Е1>Е2, и в обратном направлении, если Е2>Е1. Титрование эффективно, если при этом отношение [Red2]/[Ox2] в случае титрования окислителем или обратное отношение в случае титрования восстановителем мало. Для этого подбирают титрант, обеспечивающий достаточно большое значение |E1o-E2o|, увеличивают концентрацию А1 или А2, например ионов Н+ при окислительно-восстановительном титровании восстановителей солями ванадиевой, марганцевой или других кислородосодержащих кислот. В соответствии с тем, какое вещество служит титрантом, различаютперманганатометрию, иодометрию, иодатометрию, дихроматометрию, феррометрию, тиосульфатометрию и др. Формально к окислительно-восстановительному можно отнести и кулонометрическое титрование, в котором роль титранта выполняет электрический ток. Конечную точку титрования устанавливают потенциометрически, с помощью окислительновосстановительных индикаторов, по появлению или исчезновению окраски титранта, титруемого вещества или их соединений с реагентами (например, иода с крахмалом). Для прямого титрования окислительно-восстановительная реакция должна быть быстрой. Если она медленная, применяется обратное титрование. Окислительно-восстановительные индикаторы. Вещества, способные изменять окраску в зависимости от окислительно-восстановительного потенциала раствора. Применяются для установления конечной точки окислительно-восстановительного титрования и для колориметрического определения окислительно-восстановительного потенциала (преимущественно в биологии). Такими индикаторами служат, как правило, вещества, которые сами подвергаются окислению или восстановлению, причем окисленная (InOx) и восстановленная (InRed) формы имеют разные окраски. Для обратимых окислительно-восстановительных индикаторов можно записать полуреакцию InOx + ne InRed, где n– число электронов. При потенциале Е отношение концентраций обеих форм индикатора определяется урвнением Нернста: , EоIn где – стандартный потенциал индикатора. (В статьях о конкретных окислительновосстановительных индикаторах приводятся значения Е0In при [H+]=1М и температуре 25оС.) Интервал перехода окраски практически соответствует изменению отношения [InOx]/[InRed] от 0,1 до 10, что при 25oС соответствует Δ (В). Некоторые окислительновосстановительные индикаторы изменяют окраску необратимо, например разрушаются при окислении с образованием бесцветных продуктов, как индиго (под действием гипохлоритов), нафталовый сине-черный (в броматометрии). При титровании сильными окислителями (K2Cr2O7, KMnO4) применяются индикаторы, имеющие сравнительно высокие ЕoIn, например дифениламин и его производные; при титровании сильными восстановителями [солями Ti(III), V(II) и т.д.] применяются индикаторы с относительно низкими Еo, например сафранин, метиленовый синий. В качестве окислительновосстановительных индикаторов используют также вещества, специфически взаимодействующие с одной из форм окислительно-восстановительной пары с изменением окраски, например крахмал – индикатор на I2, а роданид-ионы – на Fe3+. лекарственное средство – вещество или смесь веществ, разрешенные для применения с целью лечения, предупреждения или диагностики заболевания; лекарственное вещество [materia medica, substancia pharmaceutica] – лекарственное средство, представляющее собой индивидуальное химической соединение или биологически активное вещество; лекарственное растительное сырье - растительное сырье, разрешенное для медицинского применения; лекарственная форма [forma medicamentorum]- удобное для применения состояние, придаваемое лекарственному средству или растительному сырью, при котором достигается необходимый лечебный эффект; лекарственный препарат [praeparatum pharmaceuticum] – лекарственное средство в виде определенной лекарственной формы; действующее вещество – компонент(ы) лекарственного средства, оказывающий(е) терапевтическое, профилактическое или диагностическое действие; комбинированные лекарственные средства – лекарственные средства, содержащие в одной лекарственной форме более одного действующего вещества в фиксированных дозах. Таумерия (от греч. tautos — тот же самый и meros — доля, часть) — явление обратимой изомерии, при которой два или более структурных изомера (таутомера) находятся между собой в подвижном равновесии. Твердые растворы — однородные твердые вещества, состоящие из нескольких компонентов, концентрации которых могут быть изменены в некоторых пределах при данных температуре, давлении и т. п. без нарушения однородности. Многие металлические сплавы (напр., сталь, бронза), минералы (полевые шпаты, слюды и др.), стекла являются твердыми растворами. Температура кипения — температура, при которой происходит кипение жидкости, находящейся под постоянным давлением. Температура кипения при нормальном атмосферном давлении (1013,25 гПа, или 760 мм рт. ст.) называют нормальной температурой кипения или точкой кипения. Температура плавления — температура перехода твердого кристаллического тела в жидкое состояние. Температура плавления при нормальном атмосферном давлении (1013,25 гПа, или 760 мм ртутного столба) называют точкой плавления. Ацетаты – соли уксусной кислоты СН3СООН, например, ацетат натрия СН3СООNa, кальция (СН3СОО)2Са и т.д. Аэрозоли – дисперсные системы, состоящие из взвешенных в воз- духе мелких твердых (дым, пыль) или жидких (туман) частиц. Образо- вание аэрозолей в производственных процессах часто нежелательно, так как приводит к уносу ценных веществ (пыль в металлургии, цементная пыль), загрязнению атмосферы, вредно действует на здоровье людей, образуют взрывчатые смеси с воздухом. В то же время аэрозоли широко 18 используются при решении технических задач: при окраске изделий и нанесении покрытий методом распыления, при распылении инсектици- дов и лекарственных препаратов, в военном деле (дымовые завесы) и т.д. Бензол C6H6 – органическое химическое соединение, бесцветная жидкость с приятным сладковатым запахом. Ароматический углеводо- род. Бензол входит в состав бензина, широко применяется в промыш- ленности, является исходным сырьѐм для производства лекарств, различных пластмасс, синтетической резины, красителей. Хотя бензол вхо- дит в состав сырой нефти, в промышленных масштабах он синтезирует- ся из других еѐ компонентов. Токсичен, канцерогенен Брома соединения – почти все соединения брома растворимы в во- де и поэтому легко выщелачиваются из горных пород. Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромо- водорода HBr. Раствор HBr в воде – это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. С кислородом и азотом бром непо- средственно не взаимодействует. Бром образует большое число различ- ных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF3 и BrF5, с иодом – IBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr3, CuBr2, MgBr2 и др. Бром – сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион – до нитрата и т. Д Валентность (от лат. Valentia сила) – способность атома присоеди- нять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Существует несколько видов валентности, например, стехиометрическая – число эквивалентов, кото- рое может к себе присоединить данный атом, электронная – число хи- мических связей, образуемых данным атомом. Значения этих двух ва- лентностей могут не совпадать: в пероксиде водорода Н–О–О–Н сте- хиометрическая валентность кислорода равна единице, а электронная – двум. Существует также координационная (структурная) валентность, которая определяется числом соседних атомов. Количественной мерой валентности атома элемента Э может служить число атомов водорода (валентность по водороду) или кислорода (валентность по кислороду), которые Э присоединяет, образуя гидрид ЭНx или оксид ЭnОm. Есть элементы, котрые имеют постоянную валентность: одновалентны H, Li, Na, K, Rb, Cs; двухвалентны Be, Mg, Ca, Sr, Ba; трехвалентны B, Al. В различных соединениях атомы одного и того же элемента могут прояв- лять различные валентности (переменная валентность): так, сера двух- валентна в H2S и CuS, четырехвалентна в SO2 и SF4, шестивалентна в SO3 и SF6. В рамках электронной теории химической связи валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих элек- тронных пар с электронами других атомов. Водорода соединения – во всех соединениях водород одновалентен, степень окисления +1 (галогеноводороды, кислоты, гидросоли, все ор- ганические соединения) или –1 (гидриды активных металлов). Водородная связь – форма ассоциации между электроотрицатель- ным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных ато- мов могут выступать N, O или F. Часто водородную связь рассматрива- ют как электростатическое взаимодействие, усиленное небольшим раз- мером водорода, которое обеспечивает близость взаимодействующих диполей. Энергия водородной связи значительно меньше энергии обыч- ной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль), однако этой энер- гии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их объедине- ние в димеры или полимеры. Водородная связь служит причиной ано- мально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак. Водородный показатель pH – мера активности (в очень разбавлен- ных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водоро- да в растворе, и количественно выражающая его кислотность; вычисля- ется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный лога- рифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+ ]) и гидрок- сид-ионов ([OH− ]) одинаковы и составляют 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+ ] · [OH− ] и составляет 10−14 моль²/л² (при 25 °C). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор име- ет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентра- ция ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания – наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водо- рода падает. Если [H+ ] > [OH− ], то раствор является кислым, а при [OH− ] > [H+ ] – щелочным. Таким образом, рН – показатель кислотности 29 раствора. Обратная величина рОН – показатель основности: рОН = –lg [OH– ], рН + рОН = 14. Волюмометрия (объемный титриметрический анализ) – методика химического анализа, основанная на измерении объема использованно- го реактива, выделенного или поглощенного газа. Восстановители – вещества, отдающие электроны в окислительно- восстановительных реакциях; это простые вещества (водород, графит, металлы) и соединения, содержащие элементы в минимальных (или близких к минимальным) отрицательных степенях окисления: H2S, NH3, N2H4 и др. Восстановление – процесс приема электронов, протекающий в окислительновосстановительных реакциях. Химическая связь — взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Химическая связь имеет в основном электромагнитный характер. При образовании химической связи происходит перераспределение электронной плотности связывающихся атомов. По характеру этого распределения химические связи классифицируют на ковалентную, ионную, координационную, металлическую. По числу электронных пар, участвующих в образовании данной химической связи, различают простые (одинарные), двойные, тройные химические связи, по симметрии электронного распределения — и -связи, по числу непосредственно взаимодействующих атомов — двух-, трех- и многоцентровые. Щёлочи — хорошо растворимые в воде основания, создающие в водном растворе большую концентрацию ионов ОН- . К щелочам относятся гидроксиды металлов подгрупп Iа и IIа периодической системы [напр., NaOH, Ba(OH)2]. Широко применяются в промышленности. Нормальность раствора — концентрация раствора, выраженная числом грамм- эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора. Нормальный элемент — гальванический элемент, электродвижущая сила которого стабильна при постоянной температуре и давлении. Положительный электрод нормального элемента — Hg, отрицательный — амальгама кадмия или цинка, электролит — водный раствор сульфата кадмия или цинка. Различают нормальный элемент насыщенный (электродвижущая сила 1,0185=1,0187 В) и ненасыщенный (электродвижущая сила 1,0186=1,0194 В). Используют в качестве образцовой меры электродвижущей силы и источника опорной электродвижущей силы в измерительных приборах. Моль — единица количества вещества СИ, обозначается моль. В 1 моле содержится столько молекул (атомов, ионов или каких-либо др. структурных элементов вещества), сколько атомов содержится в 0,012 кг 12С (углерода с атомной массой 12), т. е. 6,022·1023 (см. Авогадро постоянная). Молярность раствора — концентрация раствора, характеризуемая числом молей растворенного вещества в 1 л раствора. Кислоты — химические соединения, обычно характеризующиеся диссоциацией в водном растворе с образованием ионов Н+ (точнее — ионов гидроксония Н3О + ). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус кислот и их способность изменять окраску индикаторов химических. При замещении водорода кислотными металлами образуются соли. Число атомов Н, способных замещаться металлом, 13 называется основностью кислот. Известны одноосновные (HCl), двухосновные (H2SO4), трехосновные (Н3РО4) кислоты. Сильные кислоты в разбавленных водных растворах полностью диссоциированы (HNO3), слабые — лишь в незначительной степени (Н2СО3). По современной теории кислот и оснований, к кислотам относится более широкий круг соединений, в частности и такие, которые не содержат водорода. Катализ (от греч. katalysis — разрушение) — ускорение химической реакции в присутствии веществ — катализаторов, которые взаимодействуют с реагентами, но в реакции не расходуются и не входят в состав продуктов. При гомогенном катализе исходные реагенты и катализатор находятся в одной фазе (газовой или жидкой), при гетерогенном — газообразные или жидкие реагенты взаимодействуют на поверхности твердого катализатора. Катализ обусловливает высокие скорости реакций при небольших температурах; предпочтительно образование определенного продукта из ряда возможных. Каталитические реакции являются основой многих химико-технологических процессов (напр., производства серной кислоты, некоторых полимеров, аммиака). Большинство процессов, происходящих в живых организмах, также являются каталитическими (ферментативными). Катализаторы — вещества, ускоряющие химические реакции. Вещества, замедляющие реакции, называются ингибиторами. Биологические катализаторы называются ферментами. Катализаторами служат синтетические алюмосиликаты, металлы платиновой группы, серебро, никель и др. Катион (от греч. kation, букв. — идущий вниз) — положительно заряженный ион; в электрическом поле (напр., при электролизе) движется к отрицательному электроду (катоду). Раствор(ы) – однородные гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Любой раствор состоит из одного или нескольких растворенных веществ и растворителя – среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде моле- кул или ионов. Различают следующие виды растворов: Буферный раствор – раствор слабой кислоты и ее соли (или слабого основания и его соли), концентрация катионов водорода в которых почти не меняется при введении в них сильной кислоты или сильно- го основания. Жидкие растворы – растворы, растворителем в которых является жидкое вещество; подразделяются на водные (растворитель – вода) и неводные (растворитель – спирт, ацетон, жидкий аммиак и др.). Идеальный раствор – раствор, образование которого не сопровождается тепловыми и объемными эффектами; воображаемое понятие, используемое в научных целях; к идеальному раствору близки по свойствам лишь очень разбавленные растворы неэлектролитов. Истинные растворы – растворы, в которых растворенное вещество содержится в виде молекул или ионов. Коллоидные растворы – растворы с размерами частиц растворенного вещества от 1∙10–9 до 5∙10–5 м, занимают промежуточное положе- 118 ние между истинными растворами и дисперсными системами. Частицы коллоидного раствора проходят через бумажный фильтр, но их можно обнаружить с помощью ультрамикроскопа. Коллоидные растворы образуют макромолекулярные вещества, например, белковые вещества и полимеры, животные и растительные клеи, гидратированные оксиды кремния, олова, алюминия и т.д. Насыщенные растворы – растворы, в которых растворенное вещество и раствор находятся в состоянии химического равновесия: процессы растворения и кристаллизации идут с одинаковой скоростью, поэтому содержание растворенного вещества остается постоянным. Нейтральный, кислый и щелочной растворы отличаются концентрацией катионов водорода (гидроксония), т.е. водородным показателем: в нейтральном растворе рН = 7, в кислом рН < 7, в щелочном рН > Ненасыщенные растворы – растворы, в которых процесс растворе- ния преобладает над процессом кристаллизации, поэтому содержа- ние растворенного вещества в растворе увеличивается. Пересыщенные растворы – образуются при осторожном охлаждении насыщенных, содержат избыток растворенного вещества, по- этому такие растворы неустойчивы. Разбавленные и концентрированные растворы – качественное раз- деление растворов по содержанию в них растворенного вещества: в разбавленных его мало, в концентрированных – много. Растворы неэлектролитов – растворы, которые не проводят электрический ток, так как растворенные вещества находятся в них в ви- де молекул. Растворы электролитов – растворы, проводящие электрический ток, так как растворенные вещества в них находятся в виде ионов вследствие протекания при растворении процесса электролитической диссоциации. Строительный раствор – тестообразная масса, служащая связующим средством кирпичной кладки, оштукатуривания поверхностей и для других строительных целей, состава: песок + вода + связующее (гипс или гашеная известь). Твердые растворы – однородные смеси твердых веществ; такие растворы являются следствием изоморфизма. Растворимость – свойство вещества, количественным показателем которого является его концентрация в насыщенном растворе. Реагенты – исходные вещества в химической реакции. Реактивы – химической вещества высокой или относительно высокой чистоты, а также растворы, специально приготовленные и предназначенные для анализа, научно-исследовательских и других лабораторных работ. Реакторы химические – аппараты для проведения химических ре- акций: колонны, башни, автоклавы, конверторы, полимеризаторы и т.д. Реакции замещения – химические реакции, в которых од- ни функциональные группы, входящие в состав химического соединения, меняются на другие группы. Общий вид реакций замещения: R– X + Y–Z → R–Y + X–Z. Реакции присоединения – в органической химии так называются химические реакции, в которых одни химические соединения присоединяются к кратным (двойным или тройным) связям другого химического соединения; присоединение может осуществляться как по связи углерод-углерод, так и по связи углерод гетероатом. Температура – косвенный показатель средней кинетической энергии теплового движения частиц вещества. В химии используются следующие температуры. Критическая температура – температура, при которой исчезает различие в свойствах жидкого и газообразного состояния вещества; такое состояние (флюидное состояние) наблюдается при высоких давлениях. Критическая температура растворения – температура, начиная с которой две жидкости неограниченно растворяются одна в другой. Температура кипения – температура, при которой давление насы щенного пара над жидкостью равно нормальному атмосферному давлению, т.е. 101325 Па. Предельной температурой кипения является критическая температура вещества. Температура кристаллизации – температура, при которой происходит переход жидкого вещества в твердое состояние. Температура плавления – температура перехода твердого кристаллического вещества в жидкое состояние. Температура просветления – температура, выше которой жидко- кристаллическое вещество из мутного состояния переходит в прозрачное. Термодинамическая (абсолютная) температура (К), в которой за абсолютный нуль температуры (0 К) принята температура на 273,160 °С ниже тройной точки воды (на фазовой диаграмме), в которой сходятся линии плавления, кипения и сублимации. Соответ ствующая температурная шкала называется шкалой Кельвина. Стандартная температура (Т °) равна 25 °С = 298,16 К. Титрование – метод определения содержания вещества в растворе по объему другого (рабочего) раствора, затраченного на реакцию с анализируемым раствором. По типу реакций, протекающих при титровании, различают кислотно-основное, окислительно-восстановительное, комплексометрическое и осадительное титрование. Концентрат – технический термин, относящийся к продуктам обогащения какого-либо исходного сырья в процессе получения простых и сложных веществ; например, железнорудным концентратом называется продукт обогащения железной руды, направляемый непосредственно на процесс получения железа. Концентрация раствора – содержание растворенного вещества в единице массы или объема раствора или растворителя. Используется несколько способов выражения концентрации. Массовая доля растворенного вещества ω – отношение массы рас- творенного вещества к общей массе раствора; выражается в массовых процентах или в долях единицы. Мольная доля χ – отношение количества одного растворенного компонента раствора к общему количеству всех компонентов; обычно безразмерная величина, хотя может быть выражена в процентах. Объемная доля – отношение объема жидкого растворенного вещества к общему объему раствора; выражаетсяв объѐмных процентах. Молярная концентрация СМ – количество растворенного вещества в одном литре раствора; выражается в моль/л. Молярная концентрация эквивалентов (эквивалентная концентрация) Сэк – количество (моль) эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора; выражается в моль экв/л. Титр Т – масса растворенного вещества в одном миллилитре раствора; выражается в г/мл. 74 Моляльность) Сm – количество растворенного вещества в одном килограмме растворителя; выражается в моль/кг.
