Билет №16

1. Обратимые реакции, это реакции которые протекают одновременно в противоположных направлениях

Принцип Ла Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот. При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции. При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃.

Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ — участников реакции. Так в приведённой реакции, при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция

N₂O₄ ⇌ 2NO₂

складывается из элементарных реакций

N₂O₄ ⇌ 2NO₂ и 2NO₂ ⇌ N₂O₄.

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например уже упоминавшейся реакции синтеза аммиака, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

2. Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов. Прочность связи в ряду HCl — HBr — HI значительно уменьшается, поскольку уменьшается степень перекрывания взаимодействующих электронных облаков.В ряду HCl — HBr — HI закономерно изменяются температуры плавления и кипения, но при переходе к HF они резко возрастают. Это объясняется ассоциацией молекул фтороводорода в результате образования водородных связей. Длина связи в этом ряду растёт, т. к. увеличивается радиус атомов галогенов, соответственно расстояние до последнего электронного уровня, электрон которого и образует хим. связь растёт. 

Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления −1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается:

HF + H2SO4 ≠ реакция не идёт

HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

С увеличением радиуса аниона (при его одинаковом заряде), лёгкость отщепления иона Н+ (протона) повышается, и, как следствие, сила кислот возрастает:

HF < HCl < HBr < HI;

Применяют в гидрометаллургии, для очистки поверхности металлов при паянии и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. В смеси с ПАВ используется для очистки керамических и металлических изделий от загрязнений и дезинфекции.

В пищевой промышленности зарегистрирована в качестве регулятора кислотности. Применяется для изготовления содовой воды. В медицине.

NaCl + H2SO4(конц.) (150 °C) → NaHSO4 + HCl↑

NaCl + NaHSO4 (>550 °C) → Na2SO4 + HCl↑

3.

Фторид серы(VI) Химическая формула SF₆ Отн. молек. масса 146 а. е. м. Молярная масса 146,06 г/моль Физические свойства Состояние (ст. усл.) газ Плотность Газ: 6,164 г/л

Жидкость: 1,33 г/см³ Термические свойства: Температура плавления −50,8 °C Температура кипения сублимация

при −63,9 °C Теплопроводность (ст. усл.) 97,15 Вт/(м·K) Энтальпия образования (ст. усл.) −1219 кДж/моль Структура октаэдрическая. Кристаллическая структура орторомбическая

Сера четырехфтористая серы тетрафторид ₄, бесцветный сильно ядовитый газ с резким запахом, t_пл — 124°С, t_kип — 40 °С.

БИЛЕТ №17

1. . Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

NO(г)+1/2 O2(г)=NO (г)

Т.к G=∆H-T∆S то получаем G= -57,3 кдж/моль – 298К* (-72,9 кдж/моль)=21673,2

Энтальпийный

1. NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF6 (ClF5)

основные амфот. кислотные

Ионные фториды-кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Ковалентные фториды - газы или жидкости. Многие фториды получают действием раствора HF на оксиды: 3HF+Al(OH)3=AlF3+3H2O

или фторированием: ClF+F2=ClF3

По химической природе ионные фториды являются основными соединениями, а ковалентные фториды - кислотными: 2NaF+SiF4=Na2[SiF6]

По мере усиления кислотной природы в ряду MgF2 AlF3 SiF4, их взаимодействию с основными фторидами отвечает увеличение отрицательного значения ∆G

NaF+MgF2=NaMgF3 (∆G=-14кДж)

NaF+1/3AlF3=1/3Na3AlF6 (∆G=-26кДж)

NaF+1/2SiF4=1/2Na2SiF6 (∆G=-51кДж)

Амфотерные взаимодействуют как с основными так и с кислотными фторидами.

Основные фториды при гидролизе создают щелочную среду, а кислотные фториды - кислотную:

SiF4+3H2O=H2SiO3+4HF

NaF+H2O=NaOH+HF

3. SO2 SF4 SOF2 (у серы присутствует неподеленная пара)

Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

H2S03+NaOH=NaHSO3+H2O

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи):

H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

H22SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

H2SO3+2H2S=3S+3H2O

Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO3^2-+6H⁺+2MnO4^-=5SO4^2-+2Mn²⁺+3H2O

Из-за широкого использования сернистый ангидрид или диоксид серы является одним из основных газов, загрязняющих атмосферу. Наибольшую опасность представляет собой загрязнение соединениями серы, которые выбрасываются в атмосферу при сжигании угольного топлива, нефти и природного газа, а также при выплавке цветных металлов и производстве серной кислоты. Антропогенное загрязнение серой в два раза превосходит природное. Серный ангидрид образуется при окислении сернистого ангидрида. Конечным продуктом реакции является аэрозоль или раствор серной кислоты в дождевой воде, который подкисляет почву, обостряет заболевания дыхательных путей человека. Выпадение аэрозоля серной кислоты из дымовых факелов химических предприятий отмечается при низкой облачности и высокой влажности воздуха. Растения около таких предприятий обычно бывают густо усеяны мелкими некротическими пятнами, образовавшихся в местах оседания капель серной кислоты. Пирометаллургические предприятия цветной и чёрной металлургии, а также ТЭС ежегодно выбрасывают в атмосферу десятки миллионов тонн серного ангидрида. Наибольших концентраций сернистый газ достигает в северном полушарии, особенно над территорией США, зарубежной Европы, европейской части России, Украины. В южном полушарии оно ниже.