Билет №19

1. ТВС исходит из того что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар.Хим.связь локализована между двумя атомами, т.е она двухцентровая и двухэлектронная

2.Соединения серы -2 : Основные св-ва проявляет сульфиды наиболее типичных металлических элементов.Кислотные –сульфиды неметаллических элементов

3Na2S+2H3PO4=2Na3PO4+3H2

Al2S3+6HNO3=2Al(NO3)3+3H2

Al2S3+2NaOH+2H2O=2NaNO2+3H2S

SiS2+3H2O=H2SiO3+2H2S

FeS+HCl=FeCl2+H2S

3.Реакция не будет протекать так как e брома больше, а значит реакция протекает в обратную сторону. Билет №20

1. Ковалентная связь, один из видов химической связи между двумя атомами, которая осуществляется общей для них электронной парой (по одному электрону от каждого атома). К. с. существует как в молекулах (в любых агрегатных состояниях), так и между атомами, образующими решетку кристалла. К. с. может связывать одинаковые атомы (в молекулах H₂, Cl₂, в кристаллах алмаза) или разные (в молекулах воды, в кристаллах карборунда SiC).

Электрический момент диполя - основная характеристика электрического диполя; векторная величина: - равная произведению абсолютного значения одного из зарядов диполя и расстояния между ними; и - направления от отрицательного к положительному заряду.

Молекула трихлорида бора представляет из себя правильный треугольник (как и другие тригалогениды бора) с длиной связи B—Cl 0,175 нм. Вследствие тригональной симметрии молекула имеет нулевой дипольный момент.

Хлорид брома имеет прост.конфигурацию-треугольная, неполярное соединение. Диполь нет.

У трихлорида азота тригонально-пирамидальная, полярная, диполь есть.

2. Ката́лиз— избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий

Принцип: Катализатор изменяет механизм реакции на энергетически более выгодный, то есть снижает энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены химические связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. Важно отметить, что катализаторы ускоряют обратимые реакции, как в прямом, так и в обратном направлениях.

Типы: Гомогенный:Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H₂О₂ + I → H₂О + IO

H₂О₂ + IO → H₂О + О₂ + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества

2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их

3. Химическая реакция между реагирующими молекулами

4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора

5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток

Примером гетерогенного катализа является окисление SO₂ в SO₃ на катализаторе V₂O₅ при производстве серной кислоты (контактный метод).

3. Получение Cl2:

Для получения хлора в небольших количествах обычно используются процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия, диоксид свинца, бертолетова соль и т. п.), обычно использовался диоксид марганца или перманганат калия:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O

Получение O2:

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑;

используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2:

2Н2О2 → 2Н2О + О2↑.

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑.

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей.

Получение Br2:

В лаборатории бром можно получить взаимодействием бромидов с подходящим окислителем, например перманганатом калия или диоксидом марганца, в кислой среде.

MnO2 + 2H2SO4 + 2NaBr = Br2 + MnSO4 + Na2SO4

Выделившийся бром отделяют экстракцией неполярными растворителями или перегонкой с водяным паром.

2. Cu²⁺ + Н₂О = CuOH⁺ + Н⁺

CuCl₂ + Н₂О = CuOHCl + HCl

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

Гидролиз идёт по первой ступени. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз по аниону.(среда щелочная)

K2SO3 +H2O ---> KHSO3+КOН

2K(+)+SO3 (2-)+H2O ---> K(+)+HSO3(-)+К(+)+OН (-)

SO3 (2-)+H2O ---> HSO3(-)+OН (-)

BrF3+H2O=Br(OH)3+HF

Br³⁺+H2O=BrOH⁺²+H⁺

F^-+H2O=HF+OH^-

3. 4HCl+O2=2Cl2+2H2O

∆H=(2*0+2*(-285,83)-(4*(-91,8)+0)=-571,66+367,2=-204,46

∆S=(2*222,9+2*70,08)-(4*186,8+205,04)=585,96-952,24=-366,28

∆G=(2*0+2*(-237,24))-(4*(-94,79)+0)=-474,48+379,16=-95,32

Билет №22

1. Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

G=∆H-T∆S

G=131,3-1273*133,6=169941,5

2.Оскислительные свойства кислорода очень сильны:

O2+F2=OF2

2Mg+O2=2MgO

Al+O2=Al2O3

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

основные амфот. кислотные

Na2O+H2O=2NaOH

3H2O+P2O5=2H3PO4

3MgO+P2O5=Mg3(PO4)2

AL2O3+6HCl+9H2O=2[Al(OH2)6]Cl3

6NaOH+Al2O3+3H2O=2Na3[Al(OH)6]

3. HClO-хлорноватистая кислота

3NaClO = NaClO3 + 2NaCl

2NaClO = 2NaCl + O2

HClO2-хлористая кислота

3NaClO2=NaCl+2NaClO3

NaClO2=NaCl+O2

HClO3-хлорноватая кислота

4KClO3=3KClO4+KCl

2KClO3=2KCl+3O2

HClO4-хлорная кислота

2Mg(ClO4)2=2MgO+2Cl2+7O2

Mg(ClO4)2=MgCl2+4O2