| 13986122 15360 8522 910 1ов. В восстановит, средах применяют металлич. материалы, имеющие высокую термодинамич. устойчивость: Си; Ni; никелевые сплавы, содержащие Мо (.гастелой) или Си (монелъ-металлы); титановые сплавы, легиров. Мо. В слабоокислит. и слабовосстановит. средах применяют сложные по хим. составу стали и сплавы, легиров. металлами, повышающими их пассивируемость и термодинамич. устойчивость: высоколегированные Ni, Mo и Си нержавеющие стали, никелевые сплавы с добавками Сг, Мо и W, Ti с небольшим количеством Pd и др.
Неметаллич. К. м. подразделяют на органические и неорганические. Среди органич. К. м. всё возрастающее применение находят полимерные материалы: фаолит, поливинилхлорид, полиэтилен, полипропилен, поликарбонат, фторопласты и др. Фторопласты отличаются наибольшей хим. стойкостью, они не разрушаются даже в сильноокислит. средах. Из указанных материалов изготавливаются листы, трубы, прутки, фасонные изделия. Мн. из них хорошо свариваются, склеиваются, армируются стеклянным волокном. В качестве теплопроводящего К. м. применяют графит, в т. ч. пропитанный различными смолами. К неорганич. К. м. относятся: кислотоупорная керамика, каменное литьё, силикатные и кварцевые стёкла, ситаллы, асбест, фарфор, кислотоупорные эмали, замазки, бетон и цемент. См. также Коррозионностойкие материалы.
Лит.: Батраков В. П., Коррозия конструкционных материалов в агрессивных средах, М., 1952; Пластмассы и синтетические смолы в противокоррозионной технике, М., 1964; К л ин о в И. Я., Коррозия химической аппаратуры и коррозионностойкие материалы, 4 изд., М., 1967. В. П. Батраков.
КИСЛОТОУСТОЙЧИВЫЕ БАКТЕРИИ, виды бактерий, клетки к-рых после их окрашивания карболовым фуксином в красный цвет не обесцвечиваются раствором серной к-ты. Это связано с особенностями химич. состава бактериальных клеток. Оптимальная реакция питательной среды для роста К. б. не кислая, а нейтральная. К ним относятся нек-рые виды микобактерий, в т. ч. болезнетворные, вызывающие проказу, туберкулёз (как животных, так и человека), а также встречающиеся в почве бактерии, фиксирующие молекулярный азот.
КИСЛОТЫ, хим. соединения, содержащие водород, способный замещаться металлом с образованием солей, и диссоциирующие при растворении в воде с образованием ионов Н+ (протонов) или, точнее, ионов гидроксония НзО+. По современным представлениям, к К. относятся также нек-рые соединения, не содержащие водорода (подробнее см. Кислоты и основания).
КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ, классы хим. соединений. Обычно кислотами наз. вещества, содержащие водород (НС1, HNO3, H2SO4, СН3СООН и т. д.) и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н+ (точнее, ионов гидроксония Н3О+). Присутствие этих ионов обусловливает характерный острый вкус водных растворов кислот, а также их способность изменять окраску индикаторов химических. По числу отщепляющихся протонов различают кислоты одноосновные (напр., азотная НЫОз, соляная НС1, уксусная СНзСООН), двухосновные (серная H2SO4, угольная Н2СОз), трёхосновные (ортофосфорная Н3РО4). Чем больше ионов гидроксония присутствует в водном растворе кислоты, т. е. чем выше степень диссоциации последней, тем кислота сильнее. Кислоты, полностью диссоциированные
в разбавленных растворах, наз. сильными. К слабым относятся кислоты с константой ионизации (характеризующей степень диссоциации кислоты в растворе, напр., при 25 °С) ниже 10-5 (уксусная 1.8-10-5, синильная 7,9-10-10). Диссоциация многоосновных кислот происходит в неск. ступеней, каждая из к-рых имеет свою константу ионизации. Напр., константа ионизации Н3РО4 на Н+ и Н2РО4- 7-10-3, Н2РО4- на Н+ и НРО42- 8-10-8, НРО42- на Н+ и РО43-4,8-10-13. Об органич. к-тах см. также Карболовые кислоты. Основаниями обычно наз. вещества, содержащие гидроксильную группу ОН [КОН, NaOH, Са(ОН)2 и др.] и способные диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов ОН-. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимые в воде основания наз. щелочами. Присутствием ионов ОН- и объясняется характерный щелочной вкус растворов щелочей, а также их способность изменять окраску индикаторов. Основания с 1, 2, 3 гидроксильными группами наз. соответственно одно-, двух-, трёхкислотными. Не полностью диссоциирующие при растворении в воде основания наз., как и кислоты, слабыми. К сильным основаниям относятся гидроокиси калия КОН, натрия NaOH, бария Ва(ОН)2. О принципах установления названий К. и о. см. Номенклатура неорганических соединений. Понятия К. и о. возникли ещё на заре развития химии. В 1778 франц. химик А. Л. Лавуазье попытался объяснить особенности свойств кислот содержанием кислорода. Несостоятельность такого мнения стала очевидной, когда оказалось, что мн. кислородсодержащие вещества (окислы металлов, щёлочи, соли и др.) не проявляют кислотных свойств, а ряд типичных кислот (соляная, синильная, плавиковая и др.), как показали англ, учёный Г. Дэви (1810) и франц. учёный Ж. Л. Гей-Люссак (1814), не содержат кислорода. Швед, химик И. Я. Берцелиус (1812-19) видел причину кислотных и основных свойств в электрич. природе окислов: электроотрицательные окислы неметаллов (и нек-рых металлов-хрома, марганца) он считал кислотами, а электроположительные окислы металлов - основаниями. В 1814 Г. Дэви предложил признать носителем кислотных свойств водород, входящий в состав всех известных тогда соединений, обладающих кислотными свойствами, а нем. химик Ю. Либих (1833) внёс существенное уточнение, что кислотные свойства вещества обусловлены не всеми содержащимися в нём атомами водорода, а лишь теми из них, к-рые могут замещаться металлом с образованием солей. После появления (1884-87) теории электролитической диссоциации швед, учёного С. Аррениуса кислотами стали наз. соединения, при диссоциации к-рых в водном растворе образуются ионы водорода Н+, а основаниями - соединения, диссоциирующие с отщеплением иона гидроксила ОН-. По мере развития теории растворов стало ясно, что важную роль в процессе электролитич. диссоциации веществ играет взаимодействие как самих веществ, так и продуктов их диссоциации с растворителем. Было выяснено также, что ион Н+ не может находиться в растворе в свободном виде: вследствие очень высокой плотности заряда он прочно соединяется с молекулами растворителя (сольватируется) и реально существует в виде сольватного иона, в водных растворах - иона гидроксония, к-рый и является носителем кислотных свойств.
Определение понятий К. и о. на основе теории электролитич. диссоциации часто вполне достаточно для практич. целей. Однако, как было установлено уже давно, мн. соединения, проявляющие типичные свойства К. и о., не содержат ни водорода, ни групп ОН. Кроме того, одно и то же вещество нередко в одних реакциях ведёт себя как кислота, а в других - как основание (см. Амфотерностъ). Способность вещества реагировать как кислота или основание является, т. о., не абсолютным свойством этого вещества, а выражается в конкретных хим. реакциях, относимых к классу кислотноосновных. В таких реакциях одно из взаимодействующих веществ играет роль кислоты по отношению к др. веществу, играющему роль основания. Итак, способность вещества реагировать в качестве кислоты или основания является его функциональной характеристикой. Было предпринято множество попыток разработать единую теорию, к-рая позволила бы, с учётом указанных обстоятельств, однозначно относить данное вещество к классу кислот или оснований. Однако до сих пор единого критерия для этсго не найдено. Наиболее распространены две концепции - дат. физико-химика И. Н. Брёнстеда и амер. физикохимика Г. Н. Льюиса (1923). Брёнстед относит к классу кислот водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода - протоны (т. н. протонные, или брёнстедовские, кислоты), а к классу оснований - вещества, присоединяющие протоны. Функции К. и о., по Брёнстеду, могут выполнять как нейтральные молекулы, так и ионы. Хим. реакция, при к-рой происходит передача протона от кислоты к основанию: АН + В- -> А- + ВН (где АН - кислота, а В- - основание), наз. кислотно-основной, или протолитической. Поскольку протолитич. реакции обратимы, причём в обратной реакции, так же как и в прямой, происходит передача протона, продукты прямой реакции также выполняют друг по отношению к другу функции К. и о. (т. н. сопряжённые К. и о.), т. е. ВН - кислота, а А- основание. Напр., в реакции: H2SO4 + Н2О -> HSO-4 + H3O+ кислотами являются H2SO4 и Н3О+, a HSO4 - и Н2О - основания. Концепция Брёнстеда даёт чёткий критерий для отнесения хим. реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количеств, форме основные характеристики протолитич. равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон, т. е. по их кислотности. Эти достоинства теории протолитич. равновесий обусловили её предсказательную силу и обеспечили широкое использование брёнстедовских представлений в хим. практике. В то же время концепции Брёнстеда свойственна ограниченность, выражающаяся в том, что, связывая кислотные свойства вещества с наличием в его составе водорода, она всё же оставляет в стороне большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. К таким веществам, получившим в химии назв. а протонных, или льюисовских, кислот, относятся электронно-ненасыщенные соединения, напр, галогениды бора, алюминия и олова, окислы нек-рых металлов и т. д. Согласно концепции Льюиса, восполняющей в какой-то степени вышеуказанный пробел, кислотой наз. вещество, присоединяющее при хим. реакции пару электронов, а основанием - вещество, отдающее пару электронов. Результатом является восполнение электронной ненасыщенности молекулы кислоты за счёт электронов основания, а также возникновение нового соединения (соли) с устойчивой электронной оболочкой (в частности, октетом) и донорно-акцепторной связью, напр.:
[5-8.jpg]
где ВРз - кислота, a NH3 - основание. Важная особенность кислотно-основных реакций, по Льюису, состоит в обобществлении электронной пары основания. Этим они отличаются от окислительно-восстановительных реакций, в ходе к-рых молекулы окислителя полностью отбирают по одному или неск. электронов у молекул восстановителя; никаких обобществлённых орбит при этом не возникает. В отличие от Брёнстеда, Льюис связывает кислотно-основные свойства не с наличием определённых хим. элементов (в частности, водорода), а исключительно со строением внешних электронных оболочек атомов. В то же время между обеими концепциями имеется внутр. связь, основанная на том, что для иона Н+, так же как и для льюисовских кислот, характерно сильное сродство к электронной паре. Кроме двух рассмотренных концепций К. и о., известны нек-рые другие, к-рые не получили, однако, столь широкого распространения.
Как брёнстедовские, так и льюисовские теории К. и о. широко применяются на практике. Изменение кислотности или основности среды часто используют с целью увеличения скорости реакций и изменения механизма взаимодействия. В этом состоит сущность кислотно-основного катализа, широко используемого в хим. пром-сти; при этом важно, что брёнстедовские и лыоисовские кислоты оказывают во многих случаях сходное каталитич. действие. Широкое применение получили кислотно-основные процессы в хим. пром-сти (нейтрализация, гидролиз, травление металлов и т. д.). Мн. кислоты (серная, азотная, соляная, ортофосфорная и др.) и щёлочи (едкое кали, едкий натр и др.) являются основными продуктами хим. произ-ва и используются в качестве исходных веществ в важнейших отраслях хим. пром-сти.
Многообразные - структурные и динамические - функции К. и о. выполняют в живых организмах, принимая участие во многих биохим. процессах. Как правило, эти процессы очень чувствительны к кислотности или основности среды (см. Водородный показатель, Кислотно-щелочное равновесие). Направленное воздействие К. и о. используется в медицине. Так, разбавленные растворы соляной кислоты употребляются для усиления секреции желудка, борной - для дезинфицирующих и вяжущих полосканий и т. д. В то же время при попадании в организм концентрированных К. и о. возможны сильные ожоги внутр. органов, падение сердечной деятельности и т. д., приводящие в ряде случаев к гибели организма.
Лит.: Людер В., Цуффанти С., Электронная теория кислот и оснований, пер. с англ., М., 1950; Усанович М. И., Что такое кислоты и основания, А.-А., 1953; П о л и н г Л., Общая химия, пер. с англ., М., 1964; Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963. Я. М. Варшавский.
6.htm
КЛАЙЗЕНА ПЕРЕГРУППИРОВКА, миграция аллильной или замещённой аллильной группы в аллиловых эфирах фенолов (1) или енолов (2) с образованием соответственно орто-аллилфенолов или С-аллильных производных кето-енолов:
[6-1.jpg]
[6-2.jpg]
К. п. широко применяют в органич. синтезе, в частности в синтезе природных соединений.
Перегруппировка открыта нем. химиком Л. Клайзеном в 1912.
Лит.: Органические реакции, пер. с англ., сб. 2, М., 1950, с. 1 - 60.
КЛАЙМАКС (Climax), крупнейшее в мире месторождение молибденовой руды, находящееся в шт. Колорадо (США), в Скалистых горах, на выс. 3500 м. Известно с конца 19 в.; разведочные работы начались в 1917. Месторождение располагается среди древнейших докембрийских гранитов, гнейсов и кристаллич. сланцев, отделённых крупным сбросом Москито от развитых западнее осадочных пород каменноугольного возраста. Возникло под действием постмагматич. гидротермальных процессов, связанных с внедрением вдоль сброса штока магматич. пород (монцонит-порфиров). Строение месторождения зональное. Его ядро диаметром ок. 500 м сложено сильно раздробленной кварцевой породой с ничтожным содержанием молибдена, вокруг ядра размещается зона пром. молибденовых руд кольцеобразной формы (шириной от 100 до 300 м), прослеженная при помощи буровых скважин до глуб. 500 м. Эта зона состоит из гидротермально переработанных трещиноватых вмещающих пород, рассечённых многочисл. минеральными прожилками, образующими трубообразный штокверк. В прожилках из рудных минералов, кроме широко развитых молибденита и пирита, известны вольфрамит, касситерит и монацит.
Запасы молибдена (при среднем его содержании 0,4%) оцениваются в 1,2-1,6 млн. т. Годовая добыча молибдена составляет 15-20 тыс. т (1969). Кроме молибдена, из руд К. извлекаются вольфрам, олово, а также монацитовый и пиритный концентраты.
Лит.: Смирнов В. И., Геология полезных ископаемых, 2 изд., М., 1969; Оценка месторождений при поисках и разведках, в. 19 - X р у щ о в Н. А.. Молибден, М.- Л., 1961. В. II. Смирнов.
КЛАЙПЕДА (б. М е м е л ь), город в Литов. ССР. Крупный незамерзающий морской порт на берегу Балтийского моря и Куршского зал., у впадения р. Дане (см. Клайпедский морской порт). Ж.-д. станция, узел автомоб. дорог. 150 тыс. жит. в 1972 (90 тыс. в 1959).
Один из наиболее древних городов Литвы; как посёлок балтов известен в первые века н. э. В 1252 рыцари нем. ордена, вторгшиеся в Литву, построили замок, а затем заложили (1252-53) город, назв. Мемелем. С 1525 К. принадлежала Прусскому княжеству, в 1629-35-Швеции, с 1701-Прусскому королевству. Во время Семилетней войны город был захвачен рус. войсками (1757), а в 1762 возвращён Прусскому королевству; с 1871 - в составе герм, империи. По Версальскому мирному договору (1919) |
