Круговорот кислорода в природе

В атмосфере содержится порядка 1.2*10^15 тонн кислорода участвует в реацкии фотосинтеза, образуя примерно 2.5 * 10^11 тоннкислорода в процессе дыхания и разложения животных и растений остатков образуется в качестве конечныхпродуктов получается СО2 и Н2О которые вновь вовлекаются в процессы фотосинтеза,либо образуется практически тоже количество кислорода О2 которое было затрачено. То количество кислорода остаетсянеизменным.

Билет 10

1. Ионно-обменная адсорбция

Адсорбция-концентрация поглощаемого вещества на поверхности сорбента.

Ионообменной адсорбцией называется процесс эквива­лентного обмена собственных ионов нерастворимого ад­сорбента, посылаемых в раствор, на другие ионы того же знака, находящиеся в растворе.

Адсорбенты, способные к обмену ионов с раствором, называют ионитами. Иониты подразделяются на катиониты и аниониты.

Катионитыпредставляют собой нерастворимые многоос­новные полимерные кислоты, способные к обмену катионов Н⁺. В них катион водорода при адсорбции замещается на катион металла:

Катиониты широко применяются для уменьшения жесткости воды

Анионитыпредставляют собой нерастворимые многокислот­ные полимерные основания, способные к обмену анионов:

Иониты как адсорбенты имеют определенную емкость, но по­скольку ионообменная адсорбция обратима, катиониты и аниони­ты можно использовать неоднократно. Для этого использованные катиониты обрабатывают кислотой, переводя их в Н⁺-форму, а аниониты - раствором щелочи, переводя в ОН-форму.

Ионно-обменная адсорбция имеет следубщие особенности: 1. Специфичность (к обмену способны только определнный ионы) 2.протекает более медленно чем молекулярная адсорбция 3. Может приводить к изменению pH среды.

Адросбция определяется величиной заряда иона,их радиусу и степенью гидротации; большая сорбция с большим радиусом; многозарядные сорбенты лучше.

Правило Панета-Фаянса: на поверхности кристалла преимущественно адсорбируются тем ионы, который входят в кристаллическую решетку адсорбента.

Иониты-вещества, проявляющие способность к ионному обмену при контакте с раствором электролита, в зависимости от того, какой вид ионов участвует в обмене они подразделются на катиониты и аниониты. Иониты как и другие сорбенты обладают предельной адсорбирующей емкостью, по достижению которой ионно обменный совйства исчезают. В матрицу смолы внедрены ионногенные группы, способные к обмену с окр средой.

Рабочая емкость – когда ионы начинают улавливаться при выходе. Полная емкость – рассчитывается при равенстве конц фильтрате и в воде. Фильтрат-то, что накапало(определнное кол-во Н). разница между полной и рабочей – остаточная емкость.

2. Диссоциация компл соед. Константа нестойкости. Константа Устойчивости.

При диссоциации комплексных соединений различают: первичную диссоциацию – распад на комплексный ион и ион внешней сферы. Протекает необратимо.

Вторичную – распад комплексного иона на ион комплексообразователь и лиганды. Обратимый процесс, количественно характеризуется своей константой равновесия, называемой константой нестойкости.

К=[Ag⁺][NH3]²⁄[[Ag(NH3)⁺₂]

Чем меньше Кн тем прочнее комплексный ион,тем в меньшей степени он склонен к диссоциации.

Кн- не зависит от концентрации в растворе иона комплексообраз. и лиганда, а зависит от t.

Наряду и Кн используется понятие константы устойчивости.

Куст=1⁄Кн

Билет 11

1. 11.Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Кинетическое уравнение реакции. Период полупревращения.

Скорость химической реакции — отношение изменения концентрации вещества к промежуточному времени в течение которого данное изменение произошло. Различают гомогенный и гетерогенные. Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Гомогенные реакции - хим. р-ции, протекающие полностью в одной фазе. Примеры Г. р. в газовой фазе: термич. разложение оксида азота 2N₂O₅ -> 4NO₂ + О ₂;. В жидкой фазе гомогенно протекают разнообразные гомолитич. р-ции распада молекул на радикалы, нуклеоф. и электроф. замещения, отщепления, перегруппировки, а также цепные р-ции (галоидирование, окисление, полимеризация).

Скорость простой Г. р. при постоянном объеме подчиняется действующих масс закону. Г. р. между реагентами, первоначально находящимися в разных фазах, возможны при условии, что диффузия реагентов в ту фазу, где идет р-ция, много быстрее самой р-ции. При относительно медленной диффузии реагентов и быстром хим. взаимод. р-ция протекает на границе раздела фаз.

Гетерогенные реакции - химические реакции, протекающие на границе раздела фаз. Для них характерно скачкообразное изменение отдельных параметров. Скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Для увеличения скорости реакций твердые вещества измельчают. Примером гетерогенных реакций является горение каменного угля С + О₂ -> СО₂.

Период полупревращения (T_1/2) – время по истечении которого остаётся ровно половина от исходного вещества (С=С₀/2).

Выражение T_1/2 для реакции первого порядка:

T_1/2 для реакции второго порядка, в отличие от первого порядка период обратно пропорционален исходной концентрации реагента.

Кинетическое уравнение, выражает зависимость скорости хим. реакции от концентраций компонентов реакционной смеси. Для простой (одностадийной) гомогенной реакции скорость пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Кинетическое уравнение реакций первого порядка имеет вид:

V=k*C

H₂S₂O₃àS(осадок)+SO₂(газ)+Н₂О (уравнение первого порядка)

Кинетическое уравнение реакций второго порядка имеет вид:

V=kC_A*C_B

В частном случае когда реагируют одинаковые молекулы, уравнение принимает вид:

V=kc²

2HI(газ) àH₂(газ)+I₂(газ)

-dc/dt=kc², разделяем переменные и при начальных условиях, при t=0, С=С₀ получаем:

1/С+1/С₀+kt

Последнее уравнение и является решением

2. Фосфор,его содинения

Как и азот,он находится в 5группе,на внешнем уровне у него 5 электронов,но в отличие от азота у фосфора имеется свободный 3d-подуровень,на кот.в возбуждённом состоянии переходит электрон с S-подуровня,таким образом,максимальное число неспаренных валентных электронов у фосфора достигает 5,максимал.валентность=5.

С.о.в соединениях у фосфора измеряется от -3(PH₃) до + 5 (Н₃РО₄).В природе фосфор встречается только в форме фосфат ионов,кот.для соединения фосфора наиболее устойчива.В оранизме чел.фосфаты играют важную роль 1)служат структур.компонентами скелета клеточ.мембран и нуклеиновых к-т,а также содержатся в костной ткани в виде гидроксоапатитов кальция Ca₅(PO₄)OH. 2)Полифосфаты аккумулируюбт и переносят энергию в ор-ме.

Для фосфора известны 3 аллотропные модификации:белый,красный ,чёрный.Наиболее актив.формой явл.белый фосфор,молекула кот.состоит из 4-х атомов Р4(в р-ции пишется Р).

Н₃РО₄-ортофосфорная(фосфорная)к-та 3-х основная,средней силы,образует средние и кислые соли-гидро и дигидрофосфаты.Н₄Р₂О₇-дифосфорная(пирофосфор.)к-та,4-х основная,по первым двум ступеням-сильняя.При окислении фосфора в изб. О₂ обр-ся фосфор.ангидридР₄О10.(4Р+5О₂→2Р₂О₅).

Р₂О₅-обладает высоким сродством к воде,поэтому широко исп-ся для поглощения влаги из различных сред.При раст-ии Р₂О₅ в воде последовательно обр-ся след.фосфор.к-ты сначала ортофосфорная (Р₂О₅+3Н₂О→2Н₃РО₄).При дальнейшем раст-ии происходит димилизация фосф.к-ты Н₄Р₂О₇.При далн.раст-ии Р₂О₅ обр-ся полимерные формы метафосф.к-ты (НРО₃)_Х где х-3,4,6. (2Н₄Р₂О₇→(НРО₃)₄+2Н₂О).При гидролизе ангидридной группы ,например,мол. АТФ высвобождается приблизительно 30 кДж/моль энергии.

Основным компонентом костной ткани явл.гидроксилаппатит кальция.

5Ca²⁺+3HPO₄^2-+4OH→Ca₅(PO₄)OH+3H₂O. Совокупность гидрофосфатов и дигидрофосфатов (Н₃РО₄²⁺+Н₂РО₄^-)обр-ет фосф.буфер.с-му ,кот.в частности ответственна за постоянство рН крови..Фосфаты не обладают практич.окислит св-ми.Однако в опред.усл. при гниении и разложении биолог.материалов могут восс-ся до фосфина РН₃ и дифосфина Р₂Н₄ крайне ядовитых соед.легко окис-ся на воздухе ,что обуславливает свичение над старыми могилами (РН₃+2О₂→Н₃РО₄)

Билет 12

1. Влияние температуры на скорость реакции.Правило Вант-Гоффа.Энергия активации.Уравнение Аррениуса.Эндотермические и экзотермические реакции

Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры увеличивает константу скорости.

Правило Вант-Гоффа- скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении t на каждые 10градусов: v₂/v₁=γ^(T2-T1)/10 ,где v₁ и v₂ – скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂; величина g называется температурным коэффициентом реакции, показывает во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении t на 10градусов.

Если за скоростью реакции следить при постоянной исходной конц реагентов,то в этом случае уравнение также справедливо для отношения constV: k₂/k₁=γ^(T₂ ^{- T}₁^)/10 ,где k1,k2-const скорости реакции при T1,2.Более строгую зависимость скорости реакции от t на основании экспериментальных данных вывел Аррениус:

где A-предэкспоненциальныи множитель (размерность совпадает с размерностью к), Е_а-энергия активации, обычно принимающая положит. значения, Т-абс. т-ра, k-постоянная Больцмана.

Энергия активации- минимальная энергия, затраченная на то, чтобы началась реакция.

За очень малые промежутки времени реакции протекают через образование промежуточных состояний системы, называется промежуточным(активирующим) комплексом. В активирующем комплексе старые связи ослабевают ,но не разрываются. Новые связи еще не образовались ,но уже наметились. При распаде комплекса выделяется энергия ,равная Еа обратной реакции. Если при распаде переходного комплекса Е выделилось больше, чем было затрачено на активацию системы, то химический процесс в целом протекает с выделением теплоты- экзотермическая реакция.( 2H2 + O2 → 2 H2O).Если выделилось меньше, чем Еа прямой реакции, то химический процесс протекает с поглощением теплоты- эндотермическая реакция(CaCO3=CaO+CO2).

Таким образом, Q р-ции=Еа(обратной)-Еа(прямой) реакции. Чаще Q реакции выражается через изменение энтальпии реакции(ΔH), которую находят как: ΔHр= Hпрод – Hисх. Для экзотермических р-ций(Q>0) ΔHр<0, для эндотермических наоборот.

Q=- ΔHр

2. Азот, его свойства. Аммиак. Кислородные соединения азота. Круговорот азота в природе.

Азот-элемент, находящийся во втором периоде, пятой группе таблицы Менделеева. При нормальных условиях азот - бесцветный газ, без запаха и малорастворимый в воде. На внешнем электронном уровне имеет 5 электронов, 3 из которых не спарены. Именно поэтому молекула азота имеет двухатомное строение, каждый атом имеет по 3 неспаренных электрона и соединяясь они образуют три общие электронные пары.

Аммиак - бесцветный газ с резким характерным запахом нашатыря. Очень хорошо растворим в воде. Из химических свойств выделяют:

Взаимодействие аммиака с водой и образование NH4OH, раствор имеет слабощелочную среду.

С кислотами образует слои аммония

При нагревании горит в атмосфере кислорода и образует азот и воду, а при нагревании на платине образуется оксид аммиака NO

При 1000 градусов по Цельсию аммиак образует с метаном и кислородом синильную кислоту HCN с выделением воды.

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

К кислородным соединениям азота относят его оксиды. Всегоих 5: N2O, N2O3, NO, NO2, N2O5.

N2O - несолеобразующий оксид. Также известный как веселящий газ. При нагревании распадается на азот и кислород. Используется как слабый наркоз в медицине.

NO – бесцветный газ, мало растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот, щелочей. При обычной температуре с кислородом образует NO2. Получают в промышленности каталитическим окислением азотной кислоты.

N2O3 – темно-синяя жидкость, неустойчив при обычных условиях, взаимодействует с водой образуя HNO2(азотистую кислоту).

NO2 – бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха. Взаимодействует с водой образуя азотную и азотистую кислоты.

N2O5 – бесцветное кристалическое вещество. Разлагается на NO2 и O2. Сильный окислитель. С водой образует азотную кислоту.

Круговорот:

Азот атмосферы в результате азотфиксации(усвоение азота клубеньковыми бактериями), преобразуется в белки этих бактерий. Мочевая кислота выделяемая птицами и рептилиями и выделения бактерий в результате жизнедеятельности под влиянием почвенных бактерий преобразуется в аммиак и углекислый газ. Образовавшийся аммиак идет на нитрификацию. Из него образуются нитриты и нитраты. Это происходит благодаря нитрифицирующим бактериям, которые делятся на 2 группы: одни окисляют аммиак до нитрита, а другие окисляют нитриты в нитраты. Затем происходит денитрификация. Процесс происходит благодаря денитрифицирующим бактериям. Они восстанавливают нитрат через нитрит в в азот и N2O.

Билет 13

1. Кинетика обратимых реакций. Химическое равновесие,выражение для константы равновесия,сдвиг химического равновесия. принцип Ле Шателье

Обратимые реакции-химреакции протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.с течением времени концентрация исходных веществ уменьшается, соответ уменьшается скорость прямой реакции. Концентрация продуктов реакции и соотвественно скорость обратной реакции с течением времени возрастает. Наступает момент когда скорость прямой и обратной реакции становится равным. Сколько молекул образовалось в единицу времени столько же и распадется. Такое состояние хим системы нахзывается динамическим – химическим равновесием. Критерием достижения хим равновесия является неизменность концентрации всех участников реакций в течение всего времени наблюдений, при неизменных внешних условиях. При изменении внешних условий P,T,C происходит сдвиг химического равновесия. Равновесие устанавливается при новых равновесных конц. направление сдвига в сторону прямой и обратной опр правилом Ле-Шателье

Если на систему наход в равновесии оказывается внешнее воздействие , изменение t,p,c, то равновеисе смещается той из двух противоположных реакций, которая ослабляет производимое воздействие. Следствия: 1.при повыш t равновесие смещается в сторону эндо 2. При повыш р равновенсие в сторону обр меньшего числа моль газов 3.при повыш концентрации любого участника равновесие в сторону реакции расхода этого в-ва. Если мы в продуктах реакции увеличим конце то сместится в исходное и наоборот. Введение катализ не влияет на смещение хим равновесия.

2. Углерод, его свойства и соединения. Круговорот углерода в природе.

Углерод(С)-главный из элементов органогенов т.к. образует скелеты всех органических молекул. В органических веществах углерод всегда четырёх валентен, что связано с наличием на внешнем уровне в возбуждённом состоянии четырёх не спаренных электронов на четырёх орбиталях.

Равенство числа электронов и число орбиталей на внешнем уровне а также уникальное сочетание заряда ядра и радиуса атома сообщается с рядом специфических свойств:

1 в зависимости от природы атома с которым реагирует атом углерода, он может как отдавать так и принимать электроны проявляя в соединениях степень окисления от -4до +4.

2.Атомные орбитали на внешнем энергетическом уровне могут легко претерпевать различные типы гибридизации- sp; sp²; sp³_, что позволяет атому углерода образовывать кратные связи (двойные, тройные, бензольное кольцо)

Кислотно-основные свойства углерода. Углерод образует два основных оксида: СО(несолеобразующий)-оксид углерода

СО₂(кислотный)-диоксид углерода.

Также существует С₃О₂ (О=С=С=С=О)-триоксид углерода.

СО₂умеренно растворим в воде. При температуре 0⁰С в одном объёме воды растворяется 1объём СО_2. В растворах СО₂ присутствует сложное равновесие:

СО₂+Н₂О↔Н₂СО₃↔Н⁺+НСО₃^-↔2Н⁺+СО₃^2- (при увеличении рН равновесие смещается вправо ).

Н₂СО₃- очень слабая кислота, образует 2 типа солей: кислые гидрокарбонаты и средние карбонаты (раствори соли щелочных Ме кроме Li₂CО₃ и аммония (NH₄)₂CО₃). Так как это соли очень слабой кислоты то в растворах они подвергаются гидролизу по аниону:

НСО₃^-+Н₂О↔ Н₂СО₃+ОН^-

СО₃^2--+Н₂О↔ НСО₃^-+ОН^- -среда растворов щелочная.

В момент образования Н₂СО₃ разлагается на СО₂ и Н₂О,поэтому такие соли, как питьевая вода (NaHCO₃), мел (CaCO₃) и магнезия (4MgCO ∙ Mg(OH)₂- Н₂О) применяются как антоцидные (нейтрализующие кислату) средства. Для снижения повышенной кислотности желудочного сока: NaHCO₃+НCl--->NaCl+СО₂↑ + Н₂О

CaCO₃+2 НCl--->CaCl₂ +СО₂↑+ Н₂О

Содержащие в природной воде гидрокарбонаты Ca и Mg обуславливают её временную (карбонатную) жёсткость, которая удаляется при кипячении:

Са(НСО₃)₂-^t-->СаСО₃↓ + СО₂+ Н₂О

Mg(НСО₃)₂-^t-->Mg(OH)₂↓+2СО₃↑

Окислительно-востановительные свойства углерода.

С Ме и Н₂ углерод проявляет отрицательную степень окисления, а с атомами высокой электроотрицательности, галогенами, кислородом и азотом- положительную степень окисления. Таким образом степень окисления углерода может изменяться от -4(NН₄) до +4 (СО₂).

Соединения углерода в организме в различных процессах могут выступать как в качестве восстановителей (СО₃^2-), так и окислителей. при полном окислении конечными продуктами являются: СО₂; Н₂О, если присутствует азот, то N₂)

CН₃-CН₂-ОН+6 [О]--->2 СО₂+3 Н₂О

Окислительные свойства углерода проявляются при присоединении водорода по кратным связям.

Комплексообразовательные свойства углерода.

В возбуждённом состоянии у атома углерода на его четырёхатомных орбиталях располагаются по одному не спаренному электрону, поэтому в процессах комплексообразования могут принимать участия только такие соединения углерода (молекулы или ионы), которые содержат готовую не поделённую электронную пару. К таким высокореакцианным лигандам относятся: угарный газ(СО)и цианид ионы (СN^-). Данные частицы размещая свои электронные пары в свободных орбиталях переходных Ме (Fe²⁺; Сu²⁺) приводят к образованию сложных компонентом, с этим связана ядовитость данных частиц.

ННb+ СО---> ННb СО

ННbO₂+ СО--->ННb СО+ O₂

ННbO₂+ СN---> ННb СN^-+O₂

Круговорот углерода в природе.

В основе круговорота углерода лежит окислительно-восстановительные реакции. Растения в результате реакции фотосинтеза( 6CO₂+6Н₂О=С₆Н₁₂О₆+6O₂) усваивают CO₂ из атмосферы и литосферы. Животные поедают растения , а человек потребляет как растения, так и животных. В результате процессов дыхания в атмосферу выделяется CO₂. CO₂, а также СН₄( при анаэробном окислении) выделяется в процессах гниения и разложения.

Са(ОН)₂+ СО₂----> СаСО₃+ Н₂О-средние

СаСО₃+ СО₂+ Н₂О--->Са(НСО₃)₂ -кислые

2Сu(ОН)₂+ СО₂--->Сu(ОН)₂ СО₃+ Н₂О. -основные

Основная реакция (р-я фотосинтеза) регулирует соединения СО₂ в атмосфере, однако в результате деятельности человека, в атмосферу, за счёт сжигания топлива, попадает огромное количество СО₂, которое в полном объёме не усваивается растениями, в связи с чем концентрация СО₂ растёт, что может привести к парниковому эффекту

Билет 14

1. Гомогенный и гетерогенный катализ, цели применения катализаторов. Ферментативный катализ и его особенности.

Катализ- химический процесс, протекающий в присутствии катализаторов.

Катализаторы-вещества, резко изменяющие скорость реакции, но при этом в ней не расходуются. Катализаторы позволяют:-1)изменить скорость реакции(как замедлить,так и увеличить)-если к раствору Н2О2 добавить небольшое количество Н2SO4конц,то скорость разложения Н2О2 замедлится почти до 0.Напротив, если +MnO2, то будет наблюдаться бурное разложение: 2H2O2=2H2O + O2. Катализаторы, замедляющие скорость реакции-ингибиторы.-2)изменить направление процесса:C2H5OH=C2H4+H2O(при условии Al2O3,t=300); C2H5OH=CH3-COH+H2(при условии Cu,t=300).-3)снизить энергозатраты: при введении катализатора снижается Ea реакции и тем самым реакция будет протекать при более низкой t

Различают гомогенный и гетерогенный катализ .При гомогенном- реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе. При гетерогенном- реакционные смеси и катализатор- в разных фазах.