Вопрос 28 в чем сущность катализа…

Смотри вопрос 27

Особенность каталитической реакции заключается в том, что происходит изменение механизма реакции. Они многостадийны  один высокий энергетический барьер заменяется несколькими низкими.

Вопрос 29 в чем сущность явления гидролиза соединений….

Без изменения степени окисления элементов обычно протекает гидролиз. В общем случае под гидролизом понимают реакции обменного разложения между водой и соответствующим соединением.

Механизм гидролиза для разных типов соединений весьма различен.

Гидролиз соединений, распадающихся в воде на ионы, гидролиз солей:

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается:

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону, среда щелочная:

3. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону, среда кислая pH<7:

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу почти до конца (необратимо) pH зависит от относительной силы образования кислоты и основания:

Гидролиз ковалентных соединений:

При гидролизе ковалентных соединений образуется две кислоты pH<7 среда кислая. Уравнение диссоциации не пишем, т. к. ковалентное соединение в воде на ионы практически не распадается. Из двух кислот, одна бескислородная, другая – кислородосодержащая.

Факторы гидролиза:

1. Гидролиз принадлежит к числу обратимых процессов, поэтому положение его равновесия может быть смещено изменением концентрации реакции и температурой раствора. Разбавляя раствор, т.е. повышая в нем отношение концентрации воды можно увеличить степень гидролиза соли. ( добавляя в раствор щелочь или кислоту, можно подавить гидролиз реакции).

2. Влияние температуры

Степень диссоциации воды растет с ростом температуры, поэтому при нагревании раствора концентрация ионов Н+ и ОН- будет расти, что увеличит вероятность образования молекул слабых кислот и оснований. Повысит степень гидролиза.

Вопрос 30 Сравните гидролиз соединений…

Вопрос 31 Обсудите гидролиз…

При добавлении кислоты в раствор, имеющий кислую среду, либо щелочи, в щелочную среду, можно подавить гидролиз реакции и равновесие сместиться в сторону обратной реакции.

Вопрос 32 Как количественно обсудить окислительные и восстановительные…

О направлении ОВР можно судить по изменению энергии Гиббса. Для количественной оценки окислительно-восстановительной активности веществ, находящихся в растворах или соприкасающихся с ними, используются так называемые электродные или окислительно-восстановительные потенциалы. Стандартный электродный потенциал характеризует окислительные свойства системы.

Сущность возникновения электродного потенциала заключается в том, что если пластинку металла поместить в раствор, содержащий его ионы, то между металлом и раствором возникнет разность потенциалов, называемая электродным потенциалов. Эта разность зависит от природы и концентрации ионов в растворе, а также от температуры.

ЭП связан с энергией Гиббса следующим уравнением: ΔG^o= -nFE^o

где n это количество молей электронов на моль продуктов, а F является постоянной Фарадея, ~96485 Кл/моль. Таким образом, применимы следующие правила:

если E^o> 0, тогда процесс самопроизвольный

если E^o< 0, тогда процесс несамопроизвольный

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:

Межмолекулярные – это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

Внутримолекулярные – это реакции, при которых в одном и том же соединении атомы одного элемента являются окислителями, а другого восстановителями.

Реакции диспропорционирования или самоокисления – это реакции, при которых в одном и том же веществе атомы одного и того же элемента являются и окислителем и восстановителем.

Вопрос 33 Приведены Е полуреакций будет ли протекать реакция….

Реакция будет протекать так как если E^o=1,333-0,771=0,562В>0

Вопрос 34 Какая из приведенных систем…

Вопрос 35 Приведены Е полураекций, оксоманганат (VII) калия…

Вопрос 36 Рассмотрите строение молекулы водорода…

Водород — H₂ — лёгкий бесцветный газ без запаха и вкуса. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Не токсичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, титане, платине. Поскольку водород - самый легкий газ, то он обладает высокой теплопроводностью, температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Получение водорода

Химические свойства:

1.Водород + металл = гидрид 2Li + H2 = 2Li⁺H^-

2.Водород + галогены = галогеноводороды Cl2 + H2 = 2H⁺Cl^-

3.Водород + оксид металла = металл + вода H2+Fe3O4 = Fe + H2O

4.Водород + азот = аммиак N2+H2 = 2NH3

5.Водород + углерод = метан C + 2H2 = CH4

6.Гидрирование ОРГ

В тех случаях, когда водород выступает в качестве окислителя, он ведет себя как галоген, образуя гидриды.

Использование гидридов

1. Источник водорода для топливных элементов

2. В качестве ракетного топлива

3. Гидриды переходных металлов (Ti, Zn, Hg) используются для защиты поверхностей теплообменников ядерных реакторов

4. Образование порошков металлов – получение металлов в мелкодисперсном состоянии