REAKCJE

Hydratacja, uwodnienie – ogół procesów chemicznych lub fizycznych, w których związkiem chemicznym przyłączanym do innej substancji jest woda, przy czym woda ta jest przyłączana w całości, jest to szczególny proces solwatacji. Przykładem uwodnienia jest przemiana anhydrytu w gips. Proces zachodzi bardzo często łącznie z uwęglanowieniem i hydrolizą. Procesy przebiegają samorzutnie z wydzielaniem E. Reakcje hydratacji: *bezpośrednia CaSO₄+2H₂O→CaSO₄*2H₂O, *grupy OH^- CaO+H₂O→Ca(OH)₂ i 3CaO*Al₂O₃+6H₂O→Ca₃[Al(OH)₆]₂
Dehydratacja – reakcja chemiczna polegająca na eliminacji wody z cząsteczki związku chemicznego, zachodzi zazwyczaj w podwyższonej tem tzn>100^◦C, np.: Na₂CO₃*H₂O→ Na₂CO₃+H₂O
Hydroliza soli - reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe. W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowowego, (NH₄Cl), kation NH₄⁺ wchodząc w reakcję z wodą pełni rolę kwasu odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH₃ (czyli NH₃*H₂O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H₃O+ NH₄⁺+H₂O↔NH₃+H₂O⁺ Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, CH₃COONa), anion octanowy CH₃COO- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH₃COOH i anionu wodorotlenowego: CH₃COO^-+H₂O↔CH₃COOH+OH^-
Iloczyn rozpuszczalności – iloczyn stężenia jonów (kationów i anionów) powstałych z dysocjacji słabo rozpuszczalnej soli. Wartość iloczynu rozpuszczalności jest w danej temperaturze wartością stałą. Dla soli dysocjującej według równania: A_mB_n = mAⁿ⁺ + nB^m- Ca₃(PO₄)₂=3Ca²⁺+2(PO₄)^3-, Al₂(SO₄)₃=2Al³⁺+3(SO₄)^2-, Zn(NO₃)₂=Zn²⁺+2(NO₃)^- Wartość iloczynu rozpuszczalności obliczamy: IR = [A_mB_n]=[Aⁿ⁺]^m_*[B^m-]ⁿ jest ona również wartością stałą. Ca₃(PO₄)₂=[Ca²⁺]³*[PO₄^3-]², Al₂(SO₄)₃=[Al³⁺]²*[SO₄^2-]³, Zn(NO₃)₂=[Zn²⁺]¹*[NO₃^-]²
Rozpuszczalność ilość związku chemicznego, która tworzy roztwór nasycony w 100g rozpuszczalnika w określonych warunkach ciśnienia i temperatury.t↑ to c↑, ciało s↑, g↓, wpływ pH i wspólnego jonu. Mamy subs prk nierozpusz, słabo i dobrze rozpuszczalne.
Metody otrzymywania fazy stałej: 1.dodanie subs. powodującej: *powstanie związków o małej rozpuszczalności (Na₂SiO₃ + CaCl₂ → Ca_SiO₃↓+2NaCl , CaSiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓+CaCl₂), *obniżenie rozpuszczalności fazy krystalicznej, 2.obnizenie temp, 3.efekt wspólnego jonu (wytrącenie barwnych krzemianów: z soli Fe(NO₃)₂ ∙ 9H₂O w reakcji strącenia: Fe₂+ + SiO₃^2- → FeSiO₃ ↓ , CaSO₄ ∙ 7H₂O w reakcji strącenia : Ca₂+ + SiO₃^2- → CaSiO₃↓)
Krystalizacja to proces powstawania fazy krystalicznej z fazy stałej (amorficznej), fazy ciekłej, roztworu lub fazy gazowej. Krystalizacja jest procesem egzotermicznym. Przeprowadza się ją w celu wyodrębnienia związku chemicznego z roztworu.
Metody krystalizacji: *Stopniowe obniżenie temperatury roztworu, *Odparowanie rozpuszczalnika, *Gwałtowne ochłodzenie
Etapy krystalizacji: *Zarodki krystalizacji (celowo wprowadzane lub zanieczyszczenia), *Powstanie dendrytów (rozgałęzione struktury krystaliczne), *Łączenie dendrytów w większe struktury
Ciało krystaliczne charakter uporządkowana budowa wew, elementy (atomy, jony i cząsteczki) rozmieszczone w prawidłowy sposób w przestrzeni, tworząc sieć krystaliczna. Jest ciałem anizotropowym tzn. posiada różne właściwości fiz w zależności od kierunku. Typowe cechy fiz zależne od kierunku to wytrzym mechaniczna, łupliwośc, przewodnictwo cieplne i elek, rozszerzalnośc cieplna, współczynnik załamania światłą. Ciała stałe topniją w stałej tem przechodząc w ciecz.
Ciało amorficzne (bezpostaciowe) czyli ciecze przechłodzone, pozornie wydają się ciałami stałymi, gdyż zachowują nadany im kształt. Elementy ciała(atomy, jony, cząst) rozmieszczone są chaotycznie, ciała te są izotropowe tzn. nie wykazują zależności swych własności od kierunku. Przykłady: szkło, emalie, tworzywa sztuczne, stopy polimerów,

WODA BUDOWLANA

Odczyn roztworu określa stężenie, a ściślej aktywność jonów wodorowych wyrażone w molach na litr wody. Dla uproszczenia wprowadzony został wykładnik stężenia jonów wodorowych pH, w praktyce określamy pH jako logarytm dziesiętny z odwrotności wartości stężenia molowego jonów wodorowych (hydroniowych).

Obliczamy pH wg wzoru: pH=-log[H⁺], warunki roztworów: pH<7 roztwor kwasny pH=7 roztwor obojetny pH >7roztwory zasadowe. Metoda kolorymetryczna dodaniu do wody wskaźnika i porównaniu powstałego zabarwienia ze skalą wzorców. Metoda potencjometryczna pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa . Dzięki tej sile można obliczyć stężenie jonów lub pH na podstawie wzoru Nernsta.
Zasadowość jest to zdolność wody do zobojętniania mocnych kwasów mineralnych wobec umownych wskaźników. Zasadowość mineralna jest ilościowym wskaźnikiem zawartości jonów wodorotlenkowych i węglanowych, oznaczanym przez miareczkowanie próbki mocnym kwasem do pH = 8,3 wobec fenoloftaleiny lub potencjometrycznie. Zasadowość ogólna jest ilościowym wskaźnikiem zawartości jonów węglanowych, wodorowęglanowych, wodorotlenkowych i innych anionów pochodzących z dysocjacji soli słabych kwasów i mocnych zasad, oznaczanym przez miareczkowanie próbki mocnym kwasem do pH = 4,6, wobec oranżu metylowego - zasadowość mineralną (F) – dla wód o pH>8,3 (związki reagujące zasadowo wobec fenoloftaleiny, silne zasady) - zasadowość ogólną (M) – dla wód o pH>4,6 (związki reagujące zasadowo wobec oranżu metylowego, słabe kwasy i zasady) Wody o pH<4,6 nie mają zdolności do zobojętniania silnych kwasów.
Kwasowość wody to zdolność wody do zobojętniania dodawanych do niej mocnych zasad wobec umownych wskaźników. Kwasowość wody może być wywołana obecnością: rozpuszczonego dwutlenku węgla, słabych kwasów organicznych (kwasów humusowych), soli, które ulegają w wodzie hydrolizie niektórych odczynem kwasowym (np. soli żelaza lub glinu), substancji dodawanych w procesie uzdatniania wody, a także zanieczyszczeń ściekowych. - kwasowość mineralną (Kmin) – dla wód o pH<4,6 obecność kwasów mineralnych (związki reagujące kwasowo wobec oranżu met, silne kwasy); Przy jej występowaniu woda ma charakter sinie agresywny w stosunku do betonu i stali. W związku z tym kwasowość mineralna jest niedopuszczalna w wodach użytkowych. - kwasowość ogólną (Kog) – dla wód o pH>4,6 i <8,3 wystepuje CO₂(związki reagujące kwasowo wobec fenoloftaleiny, słabe kwas i zas) Wody o pH>8,3 nie mają zdolności do zobojętniania silnych zasad.
Twardość wody - jest to cecha wody, będąca funkcją stężenia soli, wapnia, magnezu i innych metali, które są zdolne do tworzenia soli na wyższym niż pierwszy stopniu utlenienia. Ogólna twardość wody jest sumą twardości węglanowej i trwałej. Twardość wody wyznacza się metodami wagowymi i miareczkowymi. Wyrażana w jednostkach zw stopniami twardości lub w milimolach związków Ca i MG zawartych w 1dm³ H₂O. -węglanowa, zwaną też przemijającą, gdyż po zagotowaniu H₂O następuje rozkład wodorotlenków i wytrąca się osad CaCO₃ i Mg(OH)₂ - niewęglanowa, zwana trwałą spowodowana obecnością soli Ca i Mg, które pozostają w wodzie po zagotowaniu. Są to siarczany, chlorki i krzemiany.
Zmiękczanie wody, usuwanie związków powodujących twardość wody. Polega na usunięciu z niej rozpuszczalnych związków wapnia i magnezu. Zmiękczanie wody może odbywać się metodami: destylacji, dekarbonizacji (strącenie soli wapnia i magnezu termicznie lub chemicznie, np. przy pomocy sody albo fosforanów), metodą jonitową, poprzez dodawanie związków chemicznych tworzących rozpuszczalne kompleksy z wapniem i magnezem.
Badania wstepne *zapach (akceptowany dla wody pitnej) *detegrenty(brak piany lub ma ginąć w 2min) *oleje i tłuszcze (brak) przejrzystosc(porównywalny z wodą pitną, bezbarwna, lekko żółta) *osad (=<2ml na 80ml wody) *pH (=>4 zeby mozliwe bylo utworzenie struktury betonu) *siarkowodor(obniża pH możliwość pęcznienia) *humusy(nieciemnobarwiona)
Chemiczne *SO₄^2- siarczany (=<2000mg/dm3) *Cl^- (=<500 konstr sprężone,=<1000 kons żelbetowe,=<4500 beton nie zbrojony) *cukry (utrudnienia przy wiązaniu =<100) *Na₂O alkalia (brak wytrzymalosci =<1500) –NO_x azotany (=<500) *P₂O₃ fosforany =<100 *Zu²⁺ (korozja stali) =<100 *Pb²⁺ (korozja stali) =<100

KOROZJA METALI

Korozja chemiczna nie zachodzą w niej procesy elektrochemiczne. Następuje w wyniku działania suchych gazów lub cieczy nie przewodzących prądu elektrycznego. Produkty utleniania metalu i reakcji utleniacza osadzają się w miejscu działania czynnika agresywnego na powierzchnię metalu, a wymiana elektronów między metalem i utleniaczem przebiega w środowisku nie wykazującym przewodnictwa jonowego. Do korozji chemicznej zalicza się także czernienie przedmiotów srebrnych na powietrzu. Głównym składnikiem ciemnego nalotu jest siarczek srebra powstający w reakcji srebra ze związkami siarki zawartymi w powietrzu.
Korozja elektrochemiczna (elektrolityczna) to niszczenie metalu w wyniku procesów elektrodowych zachodzących pod wpływem działania prądu przechodzącego z zew źródła. K:miejsce dopływu prądu, A:odpływ (zniszczenie). Bezpośrednia przyczyną jest różnica wartości potencjału półogniw korozyjnych. Zachodzi co najmniej jedna reakcja anodowa i jedna katodowa. Zachodzi na granicy faz metal-elektrolit. Metal ulega rozpuszczeniu przechodząc do elektrolitu w postaci jonów: Fe↔Fe²⁺+2e^-. W wyniku tej reakcji powstaje elektr potencjał, którego wartość zależy od aktywności metalu i rodzaju elektrolitu. W wyniku tej korozji powstają: *bimetaliczne ogniwa galwaniczne, *ogniwa stężeniowe.
Ogniwa stężeniowe powstają na powierzchni metalu w postaci mikroogniw korozyjnych jako wynik działania elektrolitu o różnym stężeniu. Zazwyczaj większe stężenie jest w środku kropli niż na obrzeżu, w tych warunkach powstaje stężeniowa polaryzacja ogniwa. Wyróżniamy korozję: *korozja stężeniowa przy niejednakowym stężeniu elektrolitu A:Fe↔Fe²⁺+2e^‑ (zniszczenie), K:Fe²⁺+2e^-↔Fe *kor stęż przy niejed napowietrzaniu A: Fe↔Fe²⁺+2e^‑ (zniszczenie), K:H₂O↔H⁺+(OH)^-, Fe²⁺+2(OH)^-↔Fe(OH)₂^-↓, w pobliżu K zachodzi: Fe(OH)₂↓+H₂O+O₂↔Fe₂O₃*nH₂O(rdza)
Ogniwa galwaniczne opisują zjawiska zachodzące na styku dwóch metali lub stopów o różnych potencjałach elektrochemicznych. Efektywność wzrasta ze wzrostem różnicy potencjału stykających się ze sobą metali. W ogniwie bardziej ujemnym zachodzi rekcja rozpuszczania, a w bardziej dodatniej zachodzi redukcji. Przykłady korozji: Fe-Zu A:Zu↔Zu²⁺+2e^- (zniszczenie), K:H₂O↔H⁺+(OH)^- , H⁺+2e^-↔H₂ w pobliżu K: Zu2++2(OH)-↔Zu(OH)₂↓, Cu-Fe A: Fe↔Fe²⁺+2e^- (zniszczenie), K: H₂O↔H⁺+(OH)^-, H⁺+2e^-↔H₂ pobliżu K: Fe³⁺+3(OH)^-↔Fe(OH)₃↓
MakroOgniwo Cu-Fe A: Fe↔Fe²⁺+2e^- (zniszczenie), K: H₂O↔H⁺+(OH)^-, H⁺+2e^-↔H₂ pobliżu K: Fe³⁺+3(OH)^-↔Fe(OH)₃↓Na A zachodzi rozpuszczanie metalu i jony Fe²⁺ wędrują do elektrolitu, do K przyłączają się elektrony. Powstające jony OH^- i Fe²⁺ tworzą trudno rozpuszczalny Fe(OH)₂, który pod wpływem tlenu w wodzie ulega utlenieniu do Fe(OH)₃. Prowadzi to do rdzewienia elementu.
Ogniwo Zn-Fe A:Zn→Zn²⁺+2e^- K:2H⁺+2e^-→H₂ na A zachodzi rozpuszczanie i jony Zn²⁺ idą do elektrolitu. Uwolnione elektrony idą na K i reagują z H⁺. Jony OH^- i Zn²⁺ powodują powstanie trudno rozpuszczalnego Zn(OH)₂ i osadza się na A spowalniając procesy korozyjne ochronnej warstwy cynku.
Korozja w wysokiej T zendrowanie żelaza, powlekanie stali warstwą tlenków Fe₃O₄, będące wynikiem reakcji przy podgrzewaniu metalu między jonami Fe³⁺ i Fe²⁺ a tlenem: 4Fe+3O₂→2Fe₂O₃(t<570^◦C), 2Fe+O₂→2FeO(>570), 2Fe+1/2O₂→2Fe₂O₃.
Korozja żelaza w H₂SO₄ jest to korozja rozpuszczania i zachodzi analogicznie jak w kor utleniania. Fe+H₂SO₄→FeSO₄+H₂↑
Ochrona przed korozją: *inhibitory, *podniesienie pH, *<wilgoci, *stosowanie powłok nieorganicznych: niemet(utlenianie, fosforowanie, chromianowanie) i metalowe(anodowe i katodowe), organicznych: farby lakiery, smoła i smar.

KOLOIDY

Otrzymywanie koloidów:
z roztworów – kondensacja cząstek:*Zmniejszenie rozpuszczalności fazy wewnętrznej, polegające na przeniesieniu substancji z ośrodka, w którym jest dobrze rozpuszczalna i tworzy roztwór właściwy, do ośrodka w którym jest praktycznie nierozpuszczalna. W ten sposób można otrzymać koloidalne roztwory siarki, czy kalafonii w wodzie wprowadzając ich nasycone alkoholowe roztwory do wody; *Reakcje chemiczne takie jak: -Redox Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → S_koloid + Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O –Wymiana AgNO₃ + KI → AgI_koloid + KNO₃ –Hydroliza FeCl₃ + 3HOH_≈100°C ↔ Fe(OH)_3koloid + 3HCl *Polimeryzacja,m*Zarodnikowanie, *Rozpuszczanie np. koloidalny roztwór mydła, czy kleju stolarskiego w wodzie, -
z zawiesin – dyspersja cząstek: *Metoda mechaniczna – rozdrabnianie cząstek zawiesin w specjalnych młynach koloidalnych o bardzo dużej liczbie otworów *Metoda termiczna – rozpylanie wysokotemperaturowe *Metoda elektryczna – rozpylanie zawiesin w elektrycznym łuku Volty * Metoda Brediga dotyczy w szczególności czystych metali i ich tlenków oraz otrzymywania koloidalnego grafitu *Metoda ultradźwiękowa – wykorzystująca drgania akustyczne o częstotliwości rzędu 20 MHz; otrzymamy z zawiesin m.in. zole barwników, krochmalu czy gipsu * zastosowanie peptyzatorów, czyli subs. o silnych właściwościach adsorpcyjnych rozdzielających zbite cząstki koloidalne
Metody oczyszczania: **Dializa (elektrodializa) – wymuszenia przenikania zanieczyszczeń zoli przez błony półprzepuszczalne, na których pozostają większe cząstki koloidów **Dializa – przenikanie jest wynikiem osmozy **Elektrodializa – przenikane jest wymuszane działaniem silnego pola elektrycznego **Filtracja (ultrafiltracja) – ultra sączenie zolu przez sączki lub sita o oczkach zbliżonych do wymiarów pojedynczych cząstek koloidalnych wywołane zmniejszonym ciśnieniem w środowisku koloidu. O procesie tym czasem mówi się jako o odwróconej osmozie **Elektrodekantacja – połączenie elektrodializy i dekantacji polegająca na oddekantowaniu (zlaniu) roztworu elektrolitów zanieczyszczających koloid znad powierzchni zawierającej zagęszczony, wskutek elektrodializy, roztwór zolu; czynności elektrodializy i dekantacji powtarza się aż do uzyskania czystego od zanieczyszczeń koloidu **Adsorpcja wymienna na jonitach.

Zole liofobowe – brak powinowactwa międzyfazowego – cząstki koloidalne (agregaty cząsteczek) utrzymują się w stanie wielkiego rozdrobnienia dzięki elektrostatycznemu odpychaniu się jednoimiennych ładunków elektrycznych znajdujących się na ich powierzchni
Zole liofilowe – wyraźne powinowactwo międzyfazowe – cząstki koloidalne (makrocząstki) mają na swojej powierzchni zaadsorbowane cząstki fazy rozpraszającej, tzw. otoczkę solwatacyjną.
WŁAŚCIWOŚCI LIOFOBOWY i LIOFILOWY Otrzymywanie: -Dyspersja lub kondensacja *Także zwykłe rozpuszczanie,, Struktura: -Agregaty cząstek *Makrocząstki,, Stężenie fazy rozproszonej: -Małe *Może być duże,, Solwatacja: -Nie wykazują *Wykazują,, Granica faz: -Wyraźna *Niewyraźna,, Ruchy Browna: -Wyraźne *Niewyraźne, słabe,, Efekt Tyndalla:-Wyraźny *Niewyraźny, słaby,, Barwa układu: -Często barwne(opalescencja) *Zwykle bezbarwne,, Lepkość: -Nieznaczna *Znaczna,, Napięcie powierzchniowe: -Niewielka różnica między napięciem powierzchniowym faz *Wyraźna różnica na styku faz, ułatwienie zwilżania,, Pęcznienie: -Nie *Tak, zwiększając objętość,, Tworzenie piany: -Nie *Łatwo tworzą,, Tworzenie galaret: -Nie *Łatwo tworzą,, Ładunek elektryczny: -Cząsteczki zawsze naładowane *Słaby lub brak ładunku,, Wrażliwość na działanie elektrolitu: -Duża *Niewielka,, Charakter koagulacji: -Nieodwracalna *Odwracalna,, Warunek trwałości: -Zachowanie ładunku elektrycznego na pow. fazy wewnętrznej *Zachowanie warunków solwatacji..
Czynniki wywołujące koagulację ( zniszczenie) koloidów: **Ogrzewanie **Zmiana pH **Dodanie elektrolitu lub wprowadzenie zolu o odmiennym znaku ładunku elektrycznego **Działanie mechaniczne (mieszanie, wstrząsanie, działanie ultradźwiękami) **Zachodząca reakcja chemiczna prowadząca do łączenia się cząstek fazy rozproszonej **Naświetlanie radiochemiczne (np. promieniowanie β powoduje koagulację zoli dodatnich) **Dehydratacja lub de solwatacja przez dodanie środków odwadniających (np. alkoholu lub acetonu) **Odparowanie lub wymrażanie ośrodka dyspersyjnego.
PUNKT IZOELEKTRYCZNY – punkt, w którym występuje całkowity zanik składowej dyfuzyjnej podwójnej warstwy elektrycznej, czyli maksymalne stężenie jonu obojnaczego, można zaobserwować max obniżenie lepkości, najmniejszą rozpuszczalność i najmniejsze ciśnienie osmotyczne.
ŁADUNEK ELEKTRYCZNY cząstek koloidalnych jest rezultatem selektywnej adsorpcji jonów z roztworu na powierzchni cząstki tj. utworzenia warstwy adsorpcyjnej. Najlepiej adsorbowane są jony wchodzące w skład struktury cząstki koloidalnej

lub takie, których adsorpcja nie narusza ich struktury. Wskutek adsorpcji, na powierzchni cząstki skupiają się jony dodatnie lub ujemne obecne w roztworze, dzięki czemu cząstka koloidalna uzyskuje ładunek
PIANA układ, w którym faza gazowa jest rozproszona w cieczy lub ciele stałym. Ośrodek rozpraszający: ciecz – piana ciekła, ciało stałe – piana stała. Powstawaniu pian sprzyja obecność środków powierzchniowo czynnych obniżających napięcie powierzchniowe, a w przypadku cieczy również zwiększających lepkość, tzw. poroforów. Obecność środków powierzchniowo czynnych zapobiega koalescencji prowadzącej do opadania piany.Przykłady: -Piana ciekła: piana mydlana, -Piana stała: pumeks, szkło piankowe, kamień cementowy, tworzywa mikroporowate
EMULSJE zdyspergowana mieszanina dwóch wzajemnie nierozpuszczalnych w sobie substancji, z których przynajmniej jedna jest cieczą i w której występują micele. Micele emulsji w warstwie wewnętrznej zawierają cząstki fazy rozproszonej, w której znajduje się otoczka solwatacyjna składająca się z fazy rozpraszającej lub emulgatora stabilizującego powstałą emulsję. Przykłady: -Spożywcze: mleko, śmietana, masło, majonez -Farmaceutyczne: mleczka i kremy lecznicze -Kosmetyczne: mleczka i kremy kosmetyczne -Budowlane: *Farby emulsyjne, farby dyspersyjne Wodorozcieńczalne emulsje bitumiczne * Hydrofobiezujące emulsje silikonowo – siloksanowe -Stałe: kwarc mleczny, opal
ZOL układ, w którym fazy: rozproszona i rozpraszająca są w różnych stanach skupienia. Ośrodek rozpraszający: gaz – gazozole (np. mgła, chmury, dym, kurz), ciecz – lizole (np. roztwory białek, dyspensje metali i tlenków metali), ciało stałe – zole stałe, dirozole (np. szkła kolorowe i mleczne, ametyst,rubin)