Способы смещения равновесия в реакциях гидролиза

1) Убрать избыток ионов ОН- (Н+), добавляя кислоту (или, соответственно, основание).

2) Убрать избыток ионов ОН- (Н+), добавляя соль, которая гидролизуется с образованием ионов Н+ (ОН-).

3) Увеличить температуру раствора, т.к. все реакции гидролиза солей – реакции эндотермические. Нагретый раствор ацетата натрия, например, пахнет уксусной кислотой.

4) Разбавить раствор. Чем более разбавлен раствор, тем в большей степени гидролизована в нем соль.

Применяя к этому обратимому процессу закон действующих масс, запишем выражения для скоростей прямой и обратной реакций:

где k1 и k2 – константы скорости прямой и обратной реакций соответственно.

Как и любой другой обратимый процесс, реакция гидролиза заканчивается установлением химического равновесия, т. е. такого состояния системы, когда скорости прямой и обратной реакций равны: v1 = v2.

Откуда

Константа химического равновесия К равна отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.

Концентрацию воды в растворе допускается считать величиной постоянной, поэтому объединим [НОН] и К.

где Кг – константа гидролиза.

Билет№10. Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии.

Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

Фосфор (Р) - Один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Оксид фосфора (3) - кислотный оксид, при взаимодействии с холодной водой образует фосфористую кислоту:

P2O3 + 3H2O = 2H3PO3 Ортофосфорную кислоту получают в промышленности двумя способами.

Билет№11. Окислительно-восстановительные реакции

в организме, биохимические процессы, при которых происходит перенос электрона или атома водорода (иногда с сопровождающими его атомами или группами) от одной молекулы (окисляемой) к другой (восстанавливаемой). Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электростатического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов..

Окислительно-восстановительные свойства вещества и степени окисления входящих в него атомов

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Максимальная степень окисления атома элемента равна номеру группы в периодической таблице, к которой относится данный.

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом. Простое вещество кислород.

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры.Пример реакций, протекающих при комнатной температуре

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

Оксиды 2BaO+O2-2Ba+O2

Билет№12. Чистое металлическое железо устойчиво в воде, однако все же реагирует с ней 3Fe+4H2O=3Fe3O4+4H2O Железо практически не растворяется в щелочах. А концентрированная серная и азотная кислоты пассивируют железо. Однако с разбавленными Fe реагирует: Fe+H2SO4=FeSO4+H2 Fe+HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O Железо реагирует с уксусной кислотой: 2CH3COOH+Fe=(CH3COO)2Fe+H2 

Се́ра - элемент 6-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. Sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Электронная формула атома - [10Ne]3s23p4.

Степени окисления серы - +6, +4, +2, 0, -1, −2.

Валентность серы – IV.

Билет№13. Гальвани́ческий элеме́нт — химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Водоро́дный электро́д — электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерениях и в гальванических элементах.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ, последовательность расположения электродов в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов (см. Стандартный потенциал). Металлич. электроды в водном р-ре электролита образуют след. Э. р. н.: Li, К, Rb, Ba, Sr, Ca, Na, Се, Mg, Be, Al, Ti, Mn, V, Zn, Cr, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, O2, Au. Ддя сравнения включены водородный электрод (Pt, H2[l атм] | Н+ ), потенциал к-рого при давлении водорода 1,01 x 105 Па и термодинамич. активности а ионов Н+ в водном р-ре, равной 1, при всех т-рах принимается равным нулю (потенциалопределяющая р-ция Н+ + е 1/2Н2, где е - электрон) и кислородный электрод (потенциалопределяющая р-ция О2 + 2Н2О + 4е 4ОН-)

Максимальная разность потенциалов, возникающая при обратимой работе гальванического элемента, есть электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента.

уравнением Нернста -

Фтор — при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F2) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.

Пла́виковая кислота́ (фтороводоро́дная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород.

Билет№14. Электролиз водных растворов.

Может проходить как без участия, так и с участием молекул воды, в которой растворен электролит. В качестве примера рассмотрим:

а) электролиз водного раствора хлорида меди (II) – CuCl2.

Демонстрация опыта. Что мы наблюдаем? На катоде (–) осаждается чистая медь, на аноде (+) выделяется газ желто-зеленого цвета с резким запахом – это хлор.

В водном растворе CuCl2 диссоциирует на ионы: СuCl2 ↔ Cu2+, + 2Cl-

К катоду движется катион меди, принимает два электрона, то есть восстанавливается с образованием меди. К аноду движется хлорид-анион, отдает свой электрон, то есть окисляется с образование атомов, а затем и молекул хлора.

В виде химических уравнений процесс записывается так:

Электролиз раствора соли CuCl2:

CuCl2 ↔ Cu2+ + 2Cl-

Катод (–) Анод (+)

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cl- – 1ē → Cl0

2Cl0 → Cl2 ↑

электролиз

CuCl2 ===== Cu + Cl2 ↑