Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот	Металлы, которые не вытесняют водород из кислот
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb	Cu Hg Ag Pt Au

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части таблицы. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

С точки зрения электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода H+, точнее, ионами гидроксония H3O+

Специфические свойства азотной кислоты

 

Сильный окислитель

 

1.      Разлагается на свету и при нагревании

 

4HNO₃  –^t°,hn®  2H₂O + 4NO₂­ + O₂­

 

2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция")

 

3.      При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

4.      С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

 

S⁰ + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰ + 3HNO₃ ® H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O ® 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

28. Основания, их классификация. Амфотерные основания. Химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

Основания — электролиты, при диссоциации ко­торых образуется только один вид

анионов — гидроксид-ионы.

Классификация оснований

1. Растворимые в воде (щелочи) — гидроксиды металлов главных подгрупп I

и II групп.

2. Нерастворимые в воде — гидроксиды остальных металлов.

Химические свойства. Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмус

становится синим, фенолфталеин – малиновым).

Взаимодействие с кислотами:

Взаимодействие с кислотными оксидами:

Растворы щелочей вступают в реакции ионного обмена с растворами солей, если

образующийся при этом гидроксид нерастворим в воде:

При нагревании слабые основания разлагаются на оксиды металлов и воду:

Получение оснований. Щелочи получают электро­лизом растворов солей.

Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде:

Уравнение реакции:

Нерастворимые в воде основания получают реакци­ей обмена со щелочами:

34. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы.

Уравнение Аррениуса. , где А – предэкспоненциальный множитель, – энергия активации реакции; Т – абсолютная температура.

В химической кинетике часто пользуются уравнением Аррениуса в логарифмической форме:

Из уравнения следует, что зависимость константы скорости химической реакции от температуры линейна

Энергия активации равна разности между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса. Энергия активации является характеристикой каждой реакции и определяет влияние на скорость химической природы реагирующих веществ.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется ЭНЕРГИЕЙ АКТИВАЦИИ (кДж/моль) данной реакции. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания химической реакции, но влияющие на её скорость, называются КАТАЛИЗАТОРАМИ. Биологические катализаторы белкового происхождения называются ферментами. УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА описывает зависимость константы скорости от температуры: κ(T)=A·e^-E/(RT) где А- постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ.