- •Общая неорганическая химия.
- •3. Железо и его соединения. Биологическая роль.
- •4. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •5. Силы Ван-дер-Ваальса.
- •6. Алюминий и его соединения.
- •7. Упругость пара над раствором. Законы Рауля.
- •8. Хром и его соединения. Биологическая роль.
- •9. Ионная связь.
- •10. Бор и его соединения. Биологическая роль.
- •11. Кислородосодержащие кислоты хлора. Соли этих кислот. Биологическая роль.
- •12. Координационная теория Вернера.
- •13. Классификация и изомерия комплексных соединений.
- •14. Щелочные металлы. Биологическая роль.
- •15. Кислородосодержащие кислоты серы. Соли этих кислот.
- •16. Понятие о квантовой механике.
- •17. Многоэлектонные атомы и периодический закон.
- •18. Окисли азота.
- •19. Окислительно-восстановительные реакции.
- •20. Аммиак и его свойства.
- •21. Водородные соединения галогенов. 22. Галогеноводородные кислоты.
- •23. Метод молекулярных орбиталей.
- •24. Теория электролитической диссоциации.
- •25. Константа и степень электролитической диссоциации.
- •26. Азотная кислота и ее соли.
- •27. Гибридизация атомных орбиталей.
- •28. Фосфор и его свойства.
- •29. Периодичность изменения свойств элементов и их соединений.
- •30. Гидролиз.
- •31. Метод валентных связей.
- •32. Благородные газы.
- •33. Термохимические законы.
- •34. Кислород, его физические и химические свойства. Биологическая роль.
- •35. Металлическая связь.
- •36. Хлор и его свойства. Биологическая роль.
- •37. Водород, вода, их физические и химические свойства. Применение в медицине. Биологическая роль.
- •38. Современная химическая атомистика.
- •39. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант Гоффа.
- •40. Сера, ее физические и химические свойства. Биологическая роль.
- •41. Теория Бора.
- •42. Кремний и его соединения. Биологическая роль.
- •43. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
- •44. Понятие об активном комплексе и энергии активации.
- •45. Серная кислота. Соли серной кислоты.
- •46. Растворы. Растворимость как физико-химический прочес (гидратная теория, теория Менделеева).
- •47. Мышьяк и его соединения. Биологическая роль.
44. Понятие об активном комплексе и энергии активации.
Для того, чтобы пошла реакция недостаточно одного лишь столкновения исходных веществ. Чтобы это произошло, необходимо, чтобы какая-то часть молекул имела некий дополнительный запас энергии. Такие молекулы носят названия активных (способны к хим. взаимодействию). Энергия, которая необходима для того, чтобы сделать среднестатистическую по запасу энергии молекулу активной, носит название энергии активации.
Подавляющее большинство хим. реакций протекает не через полный разрыв связей между атомами в молекуле исходных веществ, а через образование активного комплекса.
Энергия активации. Большинство хим. реакций протекает через образование активного комплекса. В нем исходные связи между атомами и молекулами до конца не разрывались, а новые до конца не образовались.
H2 + I2 = 2HI – 17 кДж
Ход реакции через образование активного комплекса энергии выгоднее, чем ее ход через полный разрыв связи в исходных молекулах.Если бы процесс протекал, минуя активный комплекс, то потребовалось бы 571 кДЖ.
45. Серная кислота. Соли серной кислоты.
.H2SO4 - тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).
Производство H2SO4:
1-я стадия. Печь для обжига колчедана. 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Процесс гетерогенный:1) измельчение железного колчедана (пирита); 2) метод "кипящего слоя"; 3) 800°С; отвод лишнего тепла; 4)увеличение конц-ции O2 в воздухе.
2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисл-ся в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5): 2SO2 + O2 -> 2SO3.
3-я стадия. Поглотительная башня: nSO3 + H2SO4(конц) -> (H2SO4 • nSO3)(олеум)
Хим св-ва:
H2SO4 - сильная двухосновная кис-та:
H2SO4 -> H+ + HSO4- -> 2H+ + SO42-
1)Взаимод=вие с ме:
a) разбав-ная серная кис-та раств-ет только ме, стоящие в ряду напряжений левее H2: Zn0 + H2+1SO4(разб) -> Zn+2SO4 + H2O;
b) конц-ная H2+6SO4 – сильный окис-ль; при взаимод-вии с ме (кроме Au, Pt) может восстан-ся до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):
2Ag0 + 2H2+6SO4 ->Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O;
8Na0 + 5H2+6SO4 ->4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O
2)конц-ная H2S+6O4 реаг-ет при нагревании с некот неме за счет своих сильных окисл-ных св-в, превращаясь в соед-ния серы более низкой степ окисл-я, (например, S+4O2):
С0 + 2H2S+6O4(конц) -> C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O;
S0 + 2H2S+6O4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O;
2P0 + 5H2S+6O4(конц) -> 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O
3)с основными оксидами:
CuO + H2SO4 -> CuSO4 + H2O; CuO + 2H+ -> Cu2+ + H2O
4)с гидроксидами:
H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O; H2SO4 + Cu(OH)2 -> CuSO4 + 2H2O;
5)обменные р-ции с солями:
BaCl2 + H2SO4 ->BaSO4+ 2HCl.
Сульфаты — минералы, соли H2SO4. В их кристаллической структуре обособляются комплексные анионы SO42− .Р-ция с хлоридом бария даёт белый кристаллический осадок сульфата бария:В ионном виде:Р-ция с ацетатом свинца даёт белый кристаллический осадок сульфата свинца:В ионном виде:Гидросульфаты, бисульфаты — кислые соли серной кислоты H2SO4, напр NaHSO4. Получение Гидросульфаты получают при избытке серной кис-ты:Na2CO3 + H2SO4(изб.)= 2NaHSO4 + H2O + CO2↑Также умеренным нагреванием сульфатов с серной кис-той:K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4Св-ва: Гидросульфаты калия и натрия при нагревании теряют воду, превращаясь в пиросульфаты:2KHSO4 = K2S2O7 + H2O В свою очередь пиросульфаты тоже при нагревании разлагаются:K2S2O7 = K2SO4 + SO3↑