2. Диссоциация компл соед. Константа нестойкости. Константа Устойчивости.

При диссоциации комплексных соединений различают: первичную диссоциацию – распад на комплексный ион и ион внешней сферы. Протекает необратимо.

Вторичную – распад комплексного иона на ион комплексообразователь и лиганды. Обратимый процесс, количественно характеризуется своей константой равновесия, называемой константой нестойкости.

К=[Ag⁺][NH3]²⁄[[Ag(NH3)⁺₂]

Чем меньше Кн тем прочнее комплексный ион,тем в меньшей степени он склонен к диссоциации.

Кн- не зависит от концентрации в растворе иона комплексообраз. и лиганда, а зависит от t.

Наряду и Кн используется понятие константы устойчивости.

Куст=1⁄Кн

Билет 11

1. 11.Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Кинетическое уравнение реакции. Период полупревращения.

Скорость химической реакции — отношение изменения концентрации вещества к промежуточному времени в течение которого данное изменение произошло. Различают гомогенный и гетерогенные. Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Гомогенные реакции - хим. р-ции, протекающие полностью в одной фазе. Примеры Г. р. в газовой фазе: термич. разложение оксида азота 2N₂O₅ -> 4NO₂ + О ₂;. В жидкой фазе гомогенно протекают разнообразные гомолитич. р-ции распада молекул на радикалы, нуклеоф. и электроф. замещения, отщепления, перегруппировки, а также цепные р-ции (галоидирование, окисление, полимеризация).

Скорость простой Г. р. при постоянном объеме подчиняется действующих масс закону. Г. р. между реагентами, первоначально находящимися в разных фазах, возможны при условии, что диффузия реагентов в ту фазу, где идет р-ция, много быстрее самой р-ции. При относительно медленной диффузии реагентов и быстром хим. взаимод. р-ция протекает на границе раздела фаз.

Гетерогенные реакции -  химические реакции, протекающие на границе раздела фаз. Для них характерно скачкообразное изменение отдельных параметров. Скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Для увеличения скорости реакций твердые вещества измельчают. Примером гетерогенных реакций является горение каменного угля С + О₂ -> СО₂.

Период полупревращения (T_1/2) – время по истечении которого остаётся ровно половина от исходного вещества (С=С₀/2).

Выражение T_1/2 для реакции первого порядка:

T_1/2 для реакции второго порядка, в отличие от первого порядка период обратно пропорционален исходной концентрации реагента.

Кинетическое уравнение, выражает зависимость скорости хим. реакции от концентраций компонентов реакционной смеси. Для простой (одностадийной) гомогенной реакции скорость  пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Кинетическое уравнение реакций первого порядка имеет вид:

V=k*C

H₂S₂O₃àS(осадок)+SO₂(газ)+Н₂О (уравнение первого порядка)

Кинетическое уравнение реакций второго порядка имеет вид:

V=kC_A*C_B

В частном случае когда реагируют одинаковые молекулы, уравнение принимает вид:

V=kc²

2HI(газ) àH₂(газ)+I₂(газ)

-dc/dt=kc², разделяем переменные и при начальных условиях, при t=0, С=С₀ получаем:

1/С+1/С₀+kt

Последнее уравнение и является решением

2. Фосфор,его содинения

Как и азот,он находится в 5группе,на внешнем уровне у него 5 электронов,но в отличие от азота у фосфора имеется свободный 3d-подуровень,на кот.в возбуждённом состоянии переходит электрон с S-подуровня,таким образом,максимальное число неспаренных валентных электронов у фосфора достигает 5,максимал.валентность=5.

С.о.в соединениях у фосфора измеряется от -3(PH₃) до + 5 (Н₃РО₄).В природе фосфор встречается только в форме фосфат ионов,кот.для соединения фосфора наиболее устойчива.В оранизме чел.фосфаты играют важную роль 1)служат структур.компонентами скелета клеточ.мембран и нуклеиновых к-т,а также содержатся в костной ткани в виде гидроксоапатитов кальция Ca₅(PO₄)OH. 2)Полифосфаты аккумулируюбт и переносят энергию в ор-ме.

Для фосфора известны 3 аллотропные модификации:белый,красный ,чёрный.Наиболее актив.формой явл.белый фосфор,молекула кот.состоит из 4-х атомов Р4(в р-ции пишется Р).

Н₃РО₄-ортофосфорная(фосфорная)к-та 3-х основная,средней силы,образует средние и кислые соли-гидро и дигидрофосфаты.Н₄Р₂О₇-дифосфорная(пирофосфор.)к-та,4-х основная,по первым двум ступеням-сильняя.При окислении фосфора в изб. О₂ обр-ся фосфор.ангидридР₄О10.(4Р+5О₂→2Р₂О₅).

Р₂О₅-обладает высоким сродством к воде,поэтому широко исп-ся для поглощения влаги из различных сред.При раст-ии Р₂О₅ в воде последовательно обр-ся след.фосфор.к-ты сначала ортофосфорная (Р₂О₅+3Н₂О→2Н₃РО₄).При дальнейшем раст-ии происходит димилизация фосф.к-ты Н₄Р₂О₇.При далн.раст-ии Р₂О₅ обр-ся полимерные формы метафосф.к-ты (НРО₃)_Х где х-3,4,6. (2Н₄Р₂О₇→(НРО₃)₄+2Н₂О).При гидролизе ангидридной группы ,например,мол. АТФ высвобождается приблизительно 30 кДж/моль энергии.

Основным компонентом костной ткани явл.гидроксилаппатит кальция.

5Ca²⁺+3HPO₄^2-+4OH→Ca₅(PO₄)OH+3H₂O. Совокупность гидрофосфатов и дигидрофосфатов (Н₃РО₄²⁺+Н₂РО₄^-)обр-ет фосф.буфер.с-му ,кот.в частности ответственна за постоянство рН крови..Фосфаты не обладают практич.окислит св-ми.Однако в опред.усл. при гниении и разложении биолог.материалов могут восс-ся до фосфина РН₃ и дифосфина Р₂Н₄ крайне ядовитых соед.легко окис-ся на воздухе ,что обуславливает свичение над старыми могилами (РН₃+2О₂→Н₃РО₄)

Билет 12

1. Влияние температуры на скорость реакции.Правило Вант-Гоффа.Энергия активации.Уравнение Аррениуса.Эндотермические и экзотермические реакции

Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры увеличивает константу скорости.

Правило Вант-Гоффа- скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении t на каждые 10градусов: v₂/v₁ = γ^(T2-T1)/10 ,где   v₁ и v₂ – скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂; величина g называется температурным коэффициентом реакции, показывает во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении t на 10градусов.

Если за скоростью реакции следить при постоянной исходной конц реагентов,то в этом случае уравнение также справедливо для отношения constV: k₂/k₁ = γ^(T₂ ^{- T}₁^)/10 ,где k1,k2-const скорости реакции при T1,2.Более строгую зависимость скорости реакции от t на основании экспериментальных данных вывел Аррениус:

где A-предэкспоненциальныи множитель (размерность совпадает с размерностью к), Е_а -энергия активации, обычно принимающая положит. значения, Т-абс. т-ра, k-постоянная Больцмана.

Энергия активации- минимальная энергия, затраченная на то, чтобы началась реакция.

За очень малые промежутки времени реакции протекают через образование промежуточных состояний системы, называется промежуточным(активирующим) комплексом. В активирующем комплексе старые связи ослабевают ,но не разрываются. Новые связи еще не образовались ,но уже наметились. При распаде комплекса выделяется энергия ,равная Еа обратной реакции. Если при распаде переходного комплекса Е выделилось больше, чем было затрачено на активацию системы, то химический процесс в целом протекает с выделением теплоты- экзотермическая реакция.( 2H2 + O2 → 2 H2O).Если выделилось меньше, чем Еа прямой реакции, то химический процесс протекает с поглощением теплоты- эндотермическая реакция(CaCO3=CaO+CO2).

Таким образом, Q р-ции=Еа(обратной)-Еа(прямой) реакции. Чаще Q реакции выражается через изменение энтальпии реакции(ΔH), которую находят как: ΔHр= Hпрод – Hисх. Для экзотермических р-ций(Q>0) ΔHр<0, для эндотермических наоборот.

Q=- ΔHр