2. Азот, его свойства. Аммиак. Кислородные соединения азота. Круговорот азота в природе.

Азот-элемент, находящийся во втором периоде, пятой группе таблицы Менделеева. При нормальных условиях азот - бесцветный газ, без запаха и малорастворимый в воде. На внешнем электронном уровне имеет 5 электронов, 3 из которых не спарены. Именно поэтому молекула азота имеет двухатомное строение, каждый атом имеет по 3 неспаренных электрона и соединяясь они образуют три общие электронные пары.

Аммиак - бесцветный газ с резким характерным запахом нашатыря. Очень хорошо растворим в воде. Из химических свойств выделяют:

Взаимодействие аммиака с водой и образование NH4OH, раствор имеет слабощелочную среду.

С кислотами образует слои аммония

При нагревании горит в атмосфере кислорода и образует азот и воду, а при нагревании на платине образуется оксид аммиака NO

При 1000 градусов по Цельсию аммиак образует с метаном и кислородом синильную кислоту HCN с выделением воды.

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

К кислородным соединениям азота относят его оксиды. Всегоих 5: N2O, N2O3, NO, NO2, N2O5.

N2O - несолеобразующий оксид. Также известный как веселящий газ. При нагревании распадается на азот и кислород. Используется как слабый наркоз в медицине.

NO – бесцветный газ, мало растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот, щелочей. При обычной температуре с кислородом образует NO2. Получают в промышленности каталитическим окислением азотной кислоты.

N2O3 – темно-синяя жидкость, неустойчив при обычных условиях, взаимодействует с водой образуя HNO2(азотистую кислоту).

NO2 – бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха. Взаимодействует с водой образуя азотную и азотистую кислоты.

N2O5 – бесцветное кристалическое вещество. Разлагается на NO2 и O2. Сильный окислитель. С водой образует азотную кислоту.

Круговорот:

Азот атмосферы в результате азотфиксации(усвоение азота клубеньковыми бактериями), преобразуется в белки этих бактерий. Мочевая кислота выделяемая птицами и рептилиями и выделения бактерий в результате жизнедеятельности под влиянием почвенных бактерий преобразуется в аммиак и углекислый газ. Образовавшийся аммиак идет на нитрификацию. Из него образуются нитриты и нитраты. Это происходит благодаря нитрифицирующим бактериям, которые делятся на 2 группы: одни окисляют аммиак до нитрита, а другие окисляют нитриты в нитраты. Затем происходит денитрификация. Процесс происходит благодаря денитрифицирующим бактериям. Они восстанавливают нитрат через нитрит в в азот и N2O.

Билет 13

1. Кинетика обратимых реакций. Химическое равновесие,выражение для константы равновесия,сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Обратимые реакции-химреакции протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.с течением времени концентрация исходных веществ уменьшается, соответ уменьшается скорость прямой реакции. Концентрация продуктов реакции и соотвественно скорость обратной реакции с течением времени возрастает. Наступает момент когда скорость прямой и обратной реакции становится равным. Сколько молекул образовалось в единицу времени столько же и распадется. Такое состояние хим системы нахзывается динамическим – химическим равновесием. Критерием достижения хим равновесия является неизменность концентрации всех участников реакций в течение всего времени наблюдений, при неизменных внешних условиях. При изменении внешних условий P,T,C происходит сдвиг химического равновесия. Равновесие устанавливается при новых равновесных конц. направление сдвига в сторону прямой и обратной опр правилом Ле-Шателье

Если на систему наход в равновесии оказывается внешнее воздействие , изменение t,p,c, то равновеисе смещается той из двух противоположных реакций, которая ослабляет производимое воздействие. Следствия: 1.при повыш t равновесие смещается в сторону эндо 2. При повыш р равновенсие в сторону обр меньшего числа моль газов 3.при повыш концентрации любого участника равновесие в сторону реакции расхода этого в-ва. Если мы в продуктах реакции увеличим конце то сместится в исходное и наоборот. Введение катализ не влияет на смещение хим равновесия.

2. Углерод, его свойства и соединения. Круговорот углерода в природе.

Углерод(С)-главный из элементов органогенов т.к. образует скелеты всех органических молекул. В органических веществах углерод всегда четырёх валентен, что связано с наличием на внешнем уровне в возбуждённом состоянии четырёх не спаренных электронов на четырёх орбиталях.

Равенство числа электронов и число орбиталей на внешнем уровне а также уникальное сочетание заряда ядра и радиуса атома сообщается с рядом специфических свойств:

1 в зависимости от природы атома с которым реагирует атом углерода, он может как отдавать так и принимать электроны проявляя в соединениях степень окисления от -4до +4.

2.Атомные орбитали на внешнем энергетическом уровне могут легко претерпевать различные типы гибридизации- sp; sp²; sp³_, что позволяет атому углерода образовывать кратные связи (двойные, тройные, бензольное кольцо)

Кислотно-основные свойства углерода. Углерод образует два основных оксида: СО(несолеобразующий)-оксид углерода

СО₂(кислотный)-диоксид углерода.

Также существует С₃О₂ (О=С=С=С=О)-триоксид углерода.

СО₂умеренно растворим в воде. При температуре 0⁰С в одном объёме воды растворяется 1объём СО_2. В растворах СО₂ присутствует сложное равновесие:

СО₂+Н₂О↔Н₂СО₃↔Н⁺+НСО₃^-↔2Н⁺+СО₃^2- (при увеличении рН равновесие смещается вправо ).

Н₂СО₃- очень слабая кислота, образует 2 типа солей: кислые гидрокарбонаты и средние карбонаты (раствори соли щелочных Ме кроме Li₂CО₃ и аммония (NH₄)₂CО₃). Так как это соли очень слабой кислоты то в растворах они подвергаются гидролизу по аниону:

НСО₃^-+Н₂О↔ Н₂СО₃+ОН^-

СО₃^2--+Н₂О↔ НСО₃^-+ОН^- -среда растворов щелочная.

В момент образования Н₂СО₃ разлагается на СО₂ и Н₂О,поэтому такие соли, как питьевая вода (NaHCO₃), мел (CaCO₃) и магнезия (4MgCO ∙ Mg(OH)₂- Н₂О) применяются как антоцидные (нейтрализующие кислату) средства. Для снижения повышенной кислотности желудочного сока: NaHCO₃+НCl--->NaCl+СО₂↑ + Н₂О

CaCO₃+2 НCl--->CaCl₂ +СО₂↑+ Н₂О

Содержащие в природной воде гидрокарбонаты Ca и Mg обуславливают её временную (карбонатную) жёсткость, которая удаляется при кипячении:

Са(НСО₃)₂-^t-->СаСО₃↓ + СО₂+ Н₂О

Mg(НСО₃)₂-^t-->Mg(OH)₂↓+2СО₃↑

Окислительно-востановительные свойства углерода.

С Ме и Н₂ углерод проявляет отрицательную степень окисления, а с атомами высокой электроотрицательности, галогенами, кислородом и азотом- положительную степень окисления. Таким образом степень окисления углерода может изменяться от -4(NН₄) до +4 (СО₂).

Соединения углерода в организме в различных процессах могут выступать как в качестве восстановителей (СО₃^2-), так и окислителей. при полном окислении конечными продуктами являются: СО₂; Н₂О, если присутствует азот, то N₂)

CН₃-CН₂-ОН+6 [О]--->2 СО₂+3 Н₂О

Окислительные свойства углерода проявляются при присоединении водорода по кратным связям.

Комплексообразовательные свойства углерода.

В возбуждённом состоянии у атома углерода на его четырёхатомных орбиталях располагаются по одному не спаренному электрону, поэтому в процессах комплексообразования могут принимать участия только такие соединения углерода (молекулы или ионы), которые содержат готовую не поделённую электронную пару. К таким высокореакцианным лигандам относятся: угарный газ(СО)и цианид ионы (СN^-). Данные частицы размещая свои электронные пары в свободных орбиталях переходных Ме (Fe²⁺; Сu²⁺) приводят к образованию сложных компонентом, с этим связана ядовитость данных частиц.

ННb+ СО---> ННb СО

ННbO₂+ СО--->ННb СО+ O₂

ННbO₂+ СN---> ННb СN^-+O₂

Круговорот углерода в природе.

В основе круговорота углерода лежит окислительно-восстановительные реакции. Растения в результате реакции фотосинтеза( 6CO₂+6Н₂О=С₆Н₁₂О₆+6O₂) усваивают CO₂ из атмосферы и литосферы. Животные поедают растения , а человек потребляет как растения, так и животных. В результате процессов дыхания в атмосферу выделяется CO₂. CO₂, а также СН₄( при анаэробном окислении) выделяется в процессах гниения и разложения.

Са(ОН)₂+ СО₂----> СаСО₃+ Н₂О-средние

СаСО₃+ СО₂+ Н₂О--->Са(НСО₃)₂ -кислые

2Сu(ОН)₂+ СО₂--->Сu(ОН)₂ СО₃+ Н₂О. -основные

Основная реакция (р-я фотосинтеза) регулирует соединения СО₂ в атмосфере, однако в результате деятельности человека, в атмосферу, за счёт сжигания топлива, попадает огромное количество СО₂, которое в полном объёме не усваивается растениями, в связи с чем концентрация СО₂ растёт, что может привести к парниковому эффекту

Билет 14

1. Гомогенный и гетерогенный катализ, цели применения катализаторов. Ферментативный катализ и его особенности.

Катализ- химический процесс, протекающий в присутствии катализаторов.

Катализаторы-вещества, резко изменяющие скорость реакции, но при этом в ней не расходуются. Катализаторы позволяют:-1)изменить скорость реакции(как замедлить,так и увеличить)-если к раствору Н2О2 добавить небольшое количество Н2SO4конц,то скорость разложения Н2О2 замедлится почти до 0.Напротив, если +MnO2, то будет наблюдаться бурное разложение: 2H2O2=2H2O + O2. Катализаторы, замедляющие скорость реакции-ингибиторы.-2)изменить направление процесса:C2H5OH=C2H4+H2O(при условии Al2O3,t=300); C2H5OH=CH3-COH+H2(при условии Cu,t=300).-3)снизить энергозатраты: при введении катализатора снижается Ea реакции и тем самым реакция будет протекать при более низкой t

Различают гомогенный и гетерогенный катализ .При гомогенном- реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе. При гетерогенном- реакционные смеси и катализатор- в разных фазах.