18)Каков характер изменения кислотных свойств оксидов

TiO2+2KOH -> K2TiO2+H2O

V2O5+2KOH->2KVO3+H2O

C2O3+2KOH->K2C6O4+H2O

Mn2O7+2KOH->2KMnO4+H2O

В ряду TiO2->V2O5->C2O3->Mn2O7 кислотные свойства возрастают

19) Как изменяются кислотно-основные свойства гидроксидов

с увеличением степени окисления атома металла кислотные свойства

соответствующего оксида и гидроксида усиливаются. Например, хром образует оксиды

и гидроксиды, в которых атомы хрома проявляют степени окисления +2(основные

CrO,Cr(OH)2) +3(амфотерные Cr2O3,Cr(OH)3 и +6(кислотные CrO3,CrO2(OH)2 или

H2CrO4):

Кислотно-основные свойства этих оксидов изменяются от основных (у СrО и Сr(ОН)2)

через амфотерные (у Сr2O3 и Сr(ОН) 3) до кислотных (у СrO3 и Н2СrO4).

Гидроксиды низших степеней окисления d-элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны.

В пределах одной подгруппы гидроксиды d-элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз.

20). Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы

вследствие протекания химической реакции —количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Тепловой эффект реакций

(ΔНх.р.) равен сумме теплот образования (или ΔНобр.) конечных веществ (ΔНконеч.

в-в) за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (ΔНисх. в-в):ΔНх.р. = Σ

ΔНпрод. р-ции – Σ ΔНисх. в-в. 2) тепловой эффект обратной реакции равен по модулю и

противоположен по знаку тепловому эффекту прямой реакции.

Стандартная энтальпия образования вещества-это тепловой эффект образования 1 моля вещества из простых веществ. Стандартная энтальпия образования простых веществ,устойчивых в стандартном состоянии,равна нулю.

21) Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой

беспорядка (неупорядоченности) системы. Возможность протекания эндотермических

процессов обусловлена изменением энтропии, ибо в изолированных системах

энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон

термодинамики). Чем выше твёрдость вещества, тем меньше его Энтропия. Энтропия в

газах выше, т.к. молекулы в них расположены беспорядочно

Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар).

Плавление льда H2O(тв)- H2O(ж)

ΔHпл= 6.01 кДж/моль

Tпл = 273K

ΔS=H/T=6010/273=22 Дж/моль* К

Испарение: ΔS=109 Дж/моль*К

22).Энергия гиббса-это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической

реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности

протекания химической реакции. Процесс термодинамически вероятен при ΔH<0, ΔS>0, ΔG<0

ΔН<0 ΔS<0 энтальпийный фактор

ΔH>0 ΔS>0 энтропийный фактор

G<0 протекает. G=0 равновесие. G>0 обратная реакция. при получении аммиака: ΔG=(-384-228,61-16,71)-(-203,2-380,7)=-45,42 кДж/моль, реакция протекает

23) Какой фактор а) ΔH<0, ΔS>0 Энтальпийный фактор

б) ΔH<0, ΔS<0 Энтальпийный фактор

в) ΔH>0, ΔS>0 энтрапийный фактор

ΔG=ΔH-TΔS=-57300-298*(-72,9)=-35575,8 Дж/моль ΔG<0, ΔH<0, ΔS<0 => энтальпийный фактор