Вопрос 10
Вопрос 11
Вопрос 12.Сера. Степени окисления. Оксиды. Сульфиды. Кислоты. Амфотерные сульфиды (гидролиз).
S-сера
Сера - элемент 3-го периода и VIA-группы Периодической системы.
Электронная формула атома 3s23p4, характерные степени окисления: -II, +IV, +VI.
Сульфиды. Например, Na2S — сульфид натрия, NaHS — гидросульфид натрия.
Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:
CuSO4+H2S=CuS+H2SO4
Оксид серы (IV). Оксид серы (IV), или сернистый газ, при обычных условиях — бесцветный газ с резким, удушливым запахом. При охлаждении до -10° С сжижается в бесцветную жидкость.
SO2 образуется при сжигании серы в кислороде или при обжиге сульфидов. Он хорошо растворим в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С).
Серная кислота. Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:
SO3+H2O=H2SO4
Получение:
1. В лабораторных условиях оксид серы (IV) получают из солей сернистой кислоты действием на них сильными кислотами:
Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+S02+H2O 2NaHSO3+H2SO4=Na2SO4+2SO2+2H2O 2HSO-3+2H+=2SO2+2H2O
2. Также сернистый газ образуется при взаимодействии концентрированной серной кислоты при нагревании с малоактивными металлами:
Cu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2Н2О
Cu+4Н++2SO2-4=Cu2++ SO2-4+SO2+2H2O
3. Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы в воздухе или кислороде:
S+О2=SO2
4. В промышленных условиях SO2 получают при обжиге пирита FeS2 или сернистых руд цветных металлов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска PbS и др.):
4FeS2+11О2=2Fe2O3+8SO2
Вопрос 13
Уравнять способом электронного баланса
2 KMnO4+ 10 FeSO4+ 8 H2SO4= 2 MnSO4+ 5 Fe2(SO4)3+K2SO4+ 8 H2O
Mn(+7) →+5е→ Mn(+2) | 5 | 1 |
Fe(+2 )→-1e→Fe(+3) | 1 | 5 |
Вопрос №14. Изотонический, гипотонический и гипертонический растворы. Состояние тургора
Изотонический р-р_ р-р, имеющий одинаковое осмотическое давление со сравниваемым р-ом.
Гипотонический р-р – р-р, имеющий меньшее осмотическое давление по отношениюк другому, т.е. обладающий меньшей консентрацией вещества, не проникающего через мембрану.
Гипертонический р-р – р-р, с более высокой консентрацией растворенных веществ( с более высоким осмотическим давлением)
Вопрос 15 Физиологический раствор. Гемолиз.Направление окислительно-восстановительных реакций.
Физиологи́ческий раство́р, физраствор — раствор, осмотическое давление которого равно осмотическому давлению крови. Существует несколько типов физиологических растворов, состав которых зависит от целей, для которых они применяются.
Простейший физиологический раствор — 0,9 % водный раствор хлорида натрия. Для разных видов животных состав физиологических растворов может отличаться. Для морских беспозвоночных в качестве физиологического раствора в ряде случаев может использоваться стерильная морская вода, природная или приготовленная искусственно.
Гемо́лиз (от др.-греч. αἷμα кровь + λυσις распад, разрушение) — разрушение эритроцитов крови с выделением в окружающую среду гемоглобина. В норме гемолиз завершает жизненный цикл эритроцитов (ок. 125 суток) и происходит в организме человека и животных непрерывно. Патологический гемолиз происходит под влиянием гемолитических ядов, холода, некоторых лекарственных веществ (у чувствительных к ним людей) и других факторов; характерен для гемолитических анемий. Разрушение происходит двумя путями:
Внутриклеточный
Внутрисосудистый
Направление ОВР
1)стандартные окислительно-восстановительные потенциалы являются количественной характеристикой как процесса восстановления, так и обратного ему процесса – окисления;
2)окисленная
форма редокс-пары с большим значением
играет роль окислителя по отношению к
восстановленной форме пары с меньшим
значением
;
3)чем больше , тем более четко выражена окислительная способность системы и тем меньше – ее восстановительная способность;
4)окислительно-восстановительная
реакция будет протекать в прямом
направлении только в том случае, если
электродвижущая сила реакции (ЭДС),
вычисляемая как
, имеет положительное значение, причем
чем больше ЭДС, тем интенсивнее протекает
реакция;Если же ЭДС отрицательное
значение то ОВР пойдет в обратном
направлении.
5)окислительно-восстановительные процессы идут в направлении образования более слабых окислителей и восстановителей
Молекулярность реакции
МОЛЕКУЛЯРНОСТЬ
РЕАКЦИИ, число частиц реагентов,
взаимодействующих друг с другом в одной
элементарной (простой) р-ции и превращающихся
в продукты. Так, для р-ций в р-рах
молекулярность реакции не учитывает
число молекул р-рителя, образующих
сольватную оболочку или мол. комплексы
с реагентами, т. к. эти молекулы не входят
в состав продуктов р-ции. В р-циях
замещения и элиминирования орг. соед.,
протекающих часто в неск. стадий,
молекулярность реакции оценивается
как число молекул, претерпевающих хим.
превращение в лимитирующей стадии.
Соответственно числу реагирующих частиц
различают мономолекулярные реакции,
бимолекулярные реакции и тримолекулярные
реакции, отличающиеся кинетич.
закономерностями и механизмом. Как
правило, молекуляр-ность простой р-ции
совпадает с порядком реакции, однако
бывают и несовпадения. Напр., рекомбинации
атомов в газовой фазе протекают через
тройные столкновения типа
где М-третья частица. Суммарный порядок
таких р-ций-третий (скорость u = = k[М][Сl]2,
где k-константа скорости), но молекуляр-ность
равна 2, т.к. в хим. взаимодействии
участвуют два атома хлора, а частица М
лишь принимает на себя энергию,
выделившуюся при рекомбинации атомов,
не претерпевая при этом хим. превращения.
Мономолекулярные реакции, химические реакции, в элементарном акте которых подвергается превращению одна молекула. К Мономолекулярные реакции относятся многочисленные реакции распада сложных молекул и изомеризации. Например: распад хлористого этила С2Н5Сl ® C2H4 + HCl Скорость Мономолекулярные реакции (в идеальных газовых смесях и жидких растворах) описывается кинетическим уравнением первого порядка: r = kc, где r — скорость реакции, с — концентрация исходного вещества, k — константа скорости (зависящая по уравнению С. Аррениуса от температуры). При постоянном объёме r = — dc/dt, где t — время, и с = c0 е-kt (c0 — значение с при t = 0).
Бимолекулярные реакции — наиболее распространённый класс химических реакций. К ним относятся как простые (одностадийные) реакции между двумя молекулами (в приведённом примере), так и большинство элементарных реакций, являющихся составной частью сложных реакций. В случае сложных реакций в Бимолекулярные реакции могут вступать наряду с молекулами также атомы, радикалы и ионы, например CH3 + CH3 = C2H6 (рекомбинация свободных радикалов). Скорость Бимолекулярные реакции, выражаемая числом элементарных актов реакции за единицу времени в единице объёма, будет тем больше, чем чаще сталкиваются между собой частицы исходных веществ (в первом примере — молекулы NOI). Частота столкновений между частицами пропорциональна произведению их концентраций. Поэтому и скорость Бимолекулярные реакции пропорциональна произведению концентраций частиц, вступающих в реакцию (см. Действующих масс закон). Например, для реакции NOI + NOI ® 2NO + I2 скорость r связана с концентрациями исходных веществ CNOI уравнением:
r = kcNOIcNOI = kc2NOI, где k — константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих частиц. Для большинства реакций она быстро увеличивается с ростом температуры
Тримолекулярные реакции, реакции химические, в каждом элементарном акте которых участвуют три молекулы или атома. Скорость тримолекулярных реакций в газовой фазе (или в разбавленном жидком растворе) следует кинетическому уравнению 3-го порядка
Свободная энергия Гиббса
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 вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции;
Уравнение свободной энергии Гиббса G H - TS U pV – TS ; где U — внутренняя энергия, p— давление, V — объём,T — абсолютная температура, S— энтропия.
В каких случ. ре-ия пойдет, когда нет, и когда наступит равновесие
Надо смотреть через Энергию Гиббса.
если dG>0 реакция не идет
dG=0 реакция находится в состоянии хим равновесия
dG<0 реакия протекает; где dG-энергия Гиббса.