Билет13

Гидролиз –реакция обмена ионов с H₂O. Гидролиз возможен в том случае, если среди продуктов образуются малодиссоциирующие вещества: слабые кислоты или основания. Равновесному обратимому гидролизу подвергаются соли, образованные слабой к-той и сильным основ, или слабым основ и сильной к-той или слабой к-той и слабым основ. Процесс равновесия характеризуется константой гидролиза (степенью гидролиза).

К_г – константа гидролиза. Гидролиз всегда протекает по иону от слабого электролита. Гидролиз по катиону. (гидролиз солей, образованных слабыми основ)

кислотная среда

NH₄Cl NH₄-слаб основание, Cl- сильная кислота NH₄⁺Cl^- +H₂O↔NH₄OH+HCl NH₄⁺+ H₂O↔ NH₄OH+H⁺ (pH<7) K_г=[С(NH₄OH)С(H⁺)/ (C(NH₄⁺)]*[C(OH^-)/C(OH^-))=K_B/K_gNH4OH=10^-14/1,7*10^-5=5,8*10^-10

Гидролиз по аниону. (гидролиз солей, обр слабыми кислотами)

NaNO2 Na- сильное основание, NO2- сл кислота NaNO2+H2O <--> NaOH +HNO2 NO2 + H2O = HNO2 + OH K_г=С(HNO2)С(OH)/C(NO2)

Гидролиз по катиону и аниону

NH4NO2 Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты . NH4NO2 = NH4 +NO2 NH4 + H2O = NH₄OH + H NO2 + H2O = HNO2 + OH Суммарное уравнение гидролиза: NH4NO2+ H2O = NH₄OH +HNO2 K_г=[С(NH₄OH)С(H⁺)/C(NH₄⁺)]*[C(OH^-)/C(OH^-)]

2. 1. Eu₂(SO₄)₃ + Zn  2EuSO₄ + ZnSO₄. 2. 2Ce(OH)3+H202(malo)=2Ce(OH)4 3. 2Ce(OH)4+2HCl(p)=2Ce(OH)3+Cl2+2H20 4. Ce(C2O4)2 + 2(NH4)2C2O4 = (NH4)4[Ce(C2O4)4] 5. 2EuCl3 + 3Ca = 2Eu + 3CaCl2 6. 3Ce(OH)3 + KMnO4 +2 H2O = MnO2 + 3Ce(OH)4 + KOH

3.K_д(NH4OH)= 1,7* 10^-5 NH4OH= NH4+ OH K_д = ([NH4]*[ OH]) /([ NH4OH])= c*c/0,02= 1,7* 10^-5 с= 5,83*10^-4 моль/л C(OH^-)=5,83*10^-4 моль/л C(OH^-) *С(H⁺)= 10^-14 С(H⁺)=10^-14 / C(OH^-)= 1,72*10^-11 моль/л рН= -lg C(H+)

Билет14

1. Уравнение скорости простой и сложной химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.

ЗДМ. Факторы. Скорость хим. реакции – скорость изменение концентрации реагентов в единицу времени. Так как в химических реакциях учувствуют несколько компонентов, то скорость химической реакции можно вычислить по любому из этих компонентов.

υ_АА+υ_ВВ→υ_сС+υ_ДД V=1/υ_АdС_А/dτ =1/υ_Д dС_д/dτ = +-1/υ_i dС_i/dτ , где С – концентрация, τ – время. <V> = +- ∆С_i/∆τ

V_исх= +- dС_i/dτ = tg α

Если сумма стехиометрич коэф υ_А+υ_В>3-сложная, υ_А+υ_В <3-простая Факторы, определяющие V: Механизм, природа реагентов, С_{реагентов}, t, катализ, проч условия. Основной з-н хим кинетики – Vхим реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, взятых в некой степени. υ_АА+υ_ВВ→υ_сС+υ_ДД υ=К*С_А^nA*C_B^nB- ур-ие скорости С_А, C_B- концентрация, моль/л К- const скорости, К=υ при С_i=1 моль/л n_А, n_В- частные порядки; n=n_А+n_В- общий порядок Порядок реакции - формальная величина, может принимать любые значения в зависимости от механизма процесса. Порядок реакции по виду ур-ия невозможно, нужен эксперемент, кроме случаев простых реакций. Принимает любые значения- 0,1,2,3…, дробные, “-”,…,100-1000…

2. 1. 2Rb + 2H2O = 2RbOH + H2 2. 4Ag + O2= 2Ag2O 3. CuSO4+4NH4OH=[Cu(NH3)4]SO4+4H20 4. 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

5. AgNO3+ KI(изб) = AgI(осадок)+ K NO3 m AgI + nAgNO3= { m(AgI) * nI^- * xK⁺ }^(n-x )- (n-x)K⁺  6. Cu(OH)2 = CuO + H2O

3. 1.CaCO3(тв)= CaO(тв)+ CO2(г) дельта H⁰ = 177,6 kДж

Число моль газообр веществ в ходе реакции возрастает, следов-но дельта S > 0. Поэтому изменение энергии Гиббса дельта G= дельта H₂₉₈ – T дельта S для этой реакции отрицательно только при высокой температуре, т е термодинамически протекание данной реакции возможно при достаточно высокой температуре. 2. 2NO(г)+ O2(г)= 2NO2(г) дельта H⁰= -601,9 kДж Число моль газообр веществ в ходе реакции уменьшается, следов-но дельта S < 0. Поэтому изменение энергии Гиббса дельта G= дельта H₂₉₈ – T дельта S для этой реакции отрицательно если (дельта H) по модулю > (T дельта S ) по модулю, т е термодинамически протекание данной реакции возможно при низкой температуре.