1. При прибавлении к раствору цитрата избытка известковой воды на холоду осадка не образуется. При нагревании же выпадает хлопьевидный осадок цитрата калия, при охлаждении (в закрытой колбе) вновь растворяющийся.
2. Нагревают 5 мл 1%-ного раствора лимонной кислоты с 1 мл реактива Дениже (5 г окиси ртути растворяют в смеси 20 мл концентрированной серной кислоты и 100 мл воды при нагревании до кипения) и прибавляют несколько капель 2%-ного раствора пер-манганата калия. Жидкость обесцвечивается и выпадает белый кристаллический осадок:
Промытый осадок растворяется в растворе хлорида натрия с образованием хлорида ртути и ацетон-дикарбоновой кислоты, которая с хлоридом железа дает малиново-красное окрашивание. 3. Реакция образования пентабромацетона
К водному раствору лимонной кислоты или цитрата в очень разбавленной серной или азотной кислоте (но не соляной) прибавляют
2-5 капель 0,1 н. раствора перманганата калия и нагревают в течение непродолжительного времени до 30-40° (только не кипятить!). Как только раствор побуреет или помутнеет от незначительного выделения двуокиси марганца, прибавляют 1-2 капли раствора ок-салата аммония и 1 мл 10%-ной серной кислоты, при этом жидкость становится прозрачной. Затем прибавляют несколько капель бромной воды. При этом выделяется кристаллический осадок пента-бромацетона.1
4.Глюкоза даёт синее окрашивание с свежеприготовленным Сu(OH)2. Даёт реакцию серебрянного зеркала с Ag(NH3)2OH/
1) Формула Больцмана: S = k * lnW, где
S - абсолютная энтропия системы; k - постоянная Больцмана; W - термодинамическая вероятность(статистический вес).
Эта формула связывает основную величину статистической термодинамики - термодинамическую вероятность - с энтропией, что позволяют объяснить статистическую природу последней.
Энтропия углеводородов с возрастанием молекулярной массы возрастает.
2) A) При повышении давления в системе равновесие сместится в сторону протекания прямой реакции:
Kx = Kp / p^(dv), где
Kx - константа равновесия реакции, выраженная в мольных долях компонентов (Kx = f(p));
Kp - константа равновесия реакции, выраженная в парциальных давлениях компонентов (Kp =\= f(p));
p - общее давление в системе;
dv - приращение числа молей газообразных компонентов.
dv = 1(CO2) - 2(O2) - 1(CH4) = -2.
Б) При увеличении концентрации CO2 равновесие сместится в сторону протекания обратной реакции:
Kс = [CO2] * [H2O]^2 / [CH4] * [O2]^2.
В) Катализатор по-определению увеличивает скорость прямой реакции.
3) 1 ккал = 4.184 кДж.
128 ккал/моль = 4.184 * 128 = 535.552 кДж/моль.
Тепловой эффект реакции в изобарно-изотермических условиях, по закону Гесса, приобретает свойства функции состояния и равен приращению энтальпии. Положительным считается тепло, поступающее в систему.
dH = - Q = - 535.552 кДж/моль.
Реакция образования 1 моль HF:
0.5H2 + 0.5F2 = HF + 0.5Q
Энтальпия данного процесса:
0.5dH = - 267.776 кДж/моль.
При протекании реакции в стандартных условиях и если считать водород идеальным газом, то по уравнению состояния идеального газа:
n = p * V / R *T
n = 101325 * 100 * 10^-3 / 8.31 * 298 = 4.092 моль.
Если в реакцию вступает 100 л водорода, тепловой эффект реакции равен: 4.092 * 535.552 = 2.191 * 10^3 кДж.