1.Энергия Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии направления химического процесса.

Из-за того, что тепловой эффект реакции(ΔH) не может являться критерием самопроизвольности процесса (из-за того, что существуют самопроизвольные экзогенные процессы и эндотермические реакции), вводится изобарно-изотермический потенциал –ΔG - энергия Гиббса.

Основной критерий – переходит ли система в более устойчивое состояние.

Энергия Гиббса зависит от:

энтальпийного фактора: стремление частиц образовывать сложные связи для понижения П (потенциальной энергии)

энтропийного фактора: при повыш темп частицы стремятся разорвать связи

Таким образом, энергия Гиббса наиболее четко показывает устойчивость системы: ΔG=ΔH-TΔS

ΔG<0 – процесс протекает самопроизвольно

ΔG=0 – процесс равновесный

ΔG>0 – процесс не протекает самопроизвольно

2.Соединение азота с водородом: аммиак гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Их кислотно-основные и окислительно–восстановительные свойства.

Аммиак: Промыш синтез аммиака — каталитич процесс, протекающий при высоких давлениях и темп в присутствии катализатора (98 % Fe304 + 2% KAIO2): В лаб аммиак получают, действуя на соли аммония растворами щелочей:

NH4Cl + КОН = NH3 + КСl + Н20

Молекула аммиака — тригональная пирамида с валентным углом 107,3°. Молекула полярна и проявляет электронодонорные св-ва. Водородная связь между молекулами аммиака слабее, чем в воде, поэтому вязкость аммиака меньше, а темп плавл ниже, чем воды и аммиак легко сжижается. При обычн усл аммиак — газ с резким запахом, хорошо р-римый в воде. При 20 °С в одном литре воды р-ряется до 700 л газообразного аммиака. Химические св-ва аммиака характеризуют: NH3+HCl=NH4Cl(присоединение) 2Na+2NH3=2NaNH2(амид)+H2(замещение)

В ОВР амиды и нитриды проявляют восст-ные св-ва, окисляясь до азота. В ОВР аммиак – в-ль: 2NH3 + 2КМп04 = N2 + 2Мп02 + 2КОН + 2Н20 Соли аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании.

Гидразин, N₂H₄, получают окислением водного р-ра аммиака гипохлоритом натрия в присутствии желатина:2NH₃ + NaCI = N2H₄ + NaCl + H₂0

Гидразин — бесцв, дымящая на воздухе жидкость. Гидразин — слабое двукислотное основание, с кислотами образует соли гидразиния, например, N₂H₄ H₂S0₄— сульфат гидразиния, с водой — гидразин-гидрат N₂H₄ Н₂0. В ОВР гидразин — сильный в-ль: 2CuS0₄+N₂H₄ H₂S0₄=2Cu+N₂+3H₂S0₄. В р-циях с сильными восст-лями гидразин может проявлять ок-ные св-ва: N₂H₄+Н₂=2NH₃ Гидроксиламин — кристаллич в-во, слабое основание. СО азота в гидроксиламине -I. В щел среде гидроксиламин хороший восст-ль: 2NH₂OH+I₂+2КОН = N₂+2KI + 4Н₂O,а в кислой может быть и ок-лем: 4FeSO₄ + 2NH₂OH + 3H₂S0₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂SO₄ + 2Н₂O.

Азид водорода получают окислением гидразина азотистой кислотой: N₂H₄ + HN0₂ = HN₃ + 2Н₂0 HN₃ — бесцв жидкость с резким запахом

В водном р-ре азид водорода — слабая к-та. В водном р-ре медленно разлагается: HN₃ + Н₂0 = N₂ + NH₂OH В ОВР проявляет ок-ные св-ва подобно азотной кислоте: HN₃ + 2HI = I₂ + NH₃ + N₂ При взаим-вии HN3 с ме обр соли — азиды, азот и аммиак: 3HN₃ + Mg = Mg(N₃)₂ + N₂ + NH₃

Азиды тяжелых металлов (РЬ и др.), как и сама кислота, — взрывчатые в-ва.

Билет 16

1.Скорость химической реакции — изменение кол-ва одного из реагирующих в-в за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость хим р-ции — величина всегда положительная, поэтому, если она опр по исходному в-ву (конц которого убывает в процессе р-ции), то полученное значение умножается на −1.

v_гомог.= v_{гетерог.}= S-площадь поверхности

Закон действующих масс: Скорость хим р-ции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэфф-там. Для элементарных р-ций показатель степени часто равен его стехиометрическому коэфф-ту, для сложных р-ций это правило не соблюдается. Кроме конц на скорость хим р-ции оказывают влияние следующие факторы: природа реаг в-в, наличие катализатора, темп (правило Вант-Гоффа), давление, площадь пов-ти реагирующих веществ.