A KÉMIAI EGYENSÚLY

A REAKCIÓK MEGFORDÍTHATÓK. Tehát nem játszódnak le végig, egyensúly alakul ki a REAKTÁNSOK és a TERMÉKEK között.

CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)

[mol] H2 CO egyensúlyi mennyiségek CH4+H2O

idő

Egyensúlyban a termékekhez vezető () és az ellentétes irányú () REAKCIÓ SEBESSÉGE AZONOS, a rendszer összetételében változás nem következik be.

AZ EGYENSÚLYI ÁLLANDÓ (Ke)

a A + b B c C + d D általános reakcióra

K

[C] [D][A] [B]c

T

c d

a b

[egyensúlyi koncentrációkkal]

- Kp gázegyensúlyok esetén (pl. metánozási reakció)

K

p p

p pp

(CH ) (H O)

(CO) (H )

3

4 2

2

egyensúlyi parciális nyomásokkal

A Kc és a Kp értéke nem azonos: [ ] = n/V = p / RT

Kp = Kc (RT) n

n a (termék – reaktáns) sztöchiometriai együtthatók különbsége

HETEROGÉN EGYENSÚLYOK (legalább két különböző fázisban homogén egyensúly egyetlen fázisban)

pl. az izzó vas és a vízgőz reakciója

3 Fe(sz) + 4 H2O(g) Fe3O4(sz) + 4 H2(g) Nem vesszük figyelembe a szilárd vagy folyadék fázisú komponenseket

(koncentrációjuk állandó!)

K[H ]

[H O]c

2

4

2

4

A REAKCIÓHÁNYADOS (a reakció irányának előrejelzésére)

Q[CH ][H O][CO][H ]

4 2

2

3

a pillanatnyi koncentrációkkal

ha Q > Kc a reakció visszafelé játszódik le gyorsabban Q = Kc éppen egyensúlyban van (azonos sebességek) Q < Kc a termékképződés irányában gyorsabb

AZ EGYENSÚLYT BEFOLYÁSOLÓ TÉNYEZŐK

A Le Chatelier elv (a legkisebb kényszer elve) alkalmazásával: ha egy reakciófeltételt megváltoztatunk, az a folyamat gyorsul fel, amelyik a reakciófeltétel megváltozását mérsékeli. Lehetőségek: 1. Reaktánsok hozzáadása, termékek elvétele 2. Hőmérséklet megváltoztatása (endoterm, exoterm)

CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g) H = - 206,2 kJ

3. Nyomás megváltoztatása (ha a reakció mólszám csökkenéssel, vagy növekedéssel jár) 4. Katalizátor alkalmazása (az egyensúlyi helyzetet nem, csak a

reakció sebességét változtatja meg) az aktiválási energia csökkentésével (más mechanizmus révén)

A TERMODINAMIKA és AZ EGYENSÚLY

2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O karbamid

Lejátszódik-e spontán ez a reakció? - A választ a termodinamika segítségével lehet megadni.

- A TERMODINAMIKA a fizikai és kémiai folyamatokhoz tartozó hőenergia és más energiafajták közötti kapcsolatot vizsgálja - TERMODINAMIKAI FOGALMAK: Entalpia (H) - reakcióhő állandó nyomáson Entrópia (S) - rendezetlenség, véletlenszerűség Szabadentalpia - G = H - TS - A SZABADENTALPIA (G) megadja, hogy a reakció spontán folyamat-e (azaz mi a reakció természetes iránya).

2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O

karbamid - A fenti reakció Ho -ja a standard képződési entalpiákból:

Hko : 2(-45,9) - 393,5 - 319,2 - 285,8 kJ/mol

Ho = [( -319,2 - 285,8 ) - ( 2 . 45,9 - 393,5 )] = -119,7 kJ EXOTERM

Az ENTRÓPIA ( S, J.K-1) állapotfüggvény (azaz az anyag állapotát meghatározó tényezőktől függ), egy rendszer VALÓSZÍNŰSÉGÉT, RENDEZETLENSÉGÉT fejezi ki. - pl. 1 mol 0oC-os jég entrópiája: 41 JK-1

1 mol 0oC-os, 1 atm nyomású víz entrópiája: 63 JK-1

Amikor a jég elolvad, az entrópia nő - a rendszer a jégkristályok rendezett állapotából a víz rendezetlen állapotába megy át. - S ENTRÓPIAVÁLTOZÁS (folyamatok jellemzője)

S = S(termék) - S(reaktáns)

pl. Solvadás = 63 - 41 = 22 JK-1

A TERMODINAMIKA II. FŐTÉTELE

A folyamatok akkor játszódnak le természetesen (spontán), ha a változás a rendezetlenséget növeli. Más szavakkal EGY RENDSZERNEK ÉS KÖRNYEZETÉNEK ENTRÓPIÁJA A SPONTÁN FOLYAMATOK EREDMÉNYEKÉNT MINDIG NŐ.

- Az entrópiaváltozás hőforgalommal jár együtt. A HŐÁTADÁS: a molekulák ütközés útján energiájukat átadják környezetüknek.

ENERGIAÁRAMLÁS = ENTRÓPIAÁRAMLÁS: a rendezetlenség átadása a rendszer és a környezet között

Pl. a jég olvadása hőfelvétel a jég megolvad: rendezetlenné válik (víz). A T hőmérsékleten elnyelt hőmennyiség: q, a rendszerbe áramlott entrópia q/T.

- Amikor egy rendszer hőt nyel el vagy hő szabadul fel, a rendszer entrópiája megváltozhat:

S q/T (spontán folyamat)

S = q/T (egyensúlyi folyamat)

- A fázisátalakulások EGYENSÚLYI FOLYAMATOK.

- Pl. a JÉG olvadása

SHT

6,0.10 J273K

22JKolv

3

1

A KARBAMID képződése spontán reakció-e?

-tudjuk, hogy állandó nyomáson a q reakcióhő a H entalpiaváltozással egyenlő és a termodinamika II. törvénye szerint állandó nyomáson és hőmérsékleten lezajló spontán folyamatban:

S qT

HT

más formában HT

- S 0 /* T

G = H - TS 0

a (Gibbs-féle) szabadentalpia változása

G = H - TS 0 SPONTÁN G = H - TS 0 KÉNYSZER (a fordított spontán) G = H - TS = 0 EGYENSÚLY

- Az ENTRÓPIA MEGHATÁROZÁSA kísérleti úton: különböző hőmérsékleteken mérjük az anyag által elnyelt hő mennyiségét (HŐKAPACITÁS).

- PEREMFELTÉTEL: 0K hőmérsékleten egy tökéletes kristály

tökéletesen rendezett, tehát entrópiája NULLA. (Ez a TERMODINAMIKA III. FŐTÉTELE)

- Az ENTRÓPIA tehát HŐMÉRSÉKLETFÜGGŐ, a hőmérséklet

növekedésével nő. Fázisátalakuláskor a változás meredek, ugrásszerű.

- So a STANDARD ENTRÓPIA (298K, 1 atm) elemekre: So = 0, de H = 0 (III. főtétel!) - REAKCIÓK ENTRÓPIAVÁLTOZÁSA számítható - DE a reakciók TÍPUSÁból becsülhető is: S 0, - ha pl. mólszám növekedése, olvadás, párolgás történik

A SZABADENTALPIA ÉS AZ EGYENSÚLY

2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O karbamid

- A képződési entalpiákból számított reakcióhő: H0 = - 119,7 kJ - A számított standard entrópia: S0 = - 0,356 kJK-1

G0 = H0 - TS0 = -13,6 kJ 0 a reakció standard körülmények között SPONTÁN

ahol a G0 a STANDARD SZABADENTALPIA-változás, amikor

standard állapotú reaktánsok alakulnak át standard állapotú termékekké.

- A Gk0 a KÉPZŐDÉSI STANDARD SZABADENTALPIA-változás,

amikor 1 mol anyag képződik standard állapotú elemekből. -

Pl. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

G0 = H0 - TS0 = -91,8 kJ - (298K)(-197 JK-1) = -33,1 kJ Gk

0 = (-33,1)/2 = - 16,6 kJ/mol az ammónia képződésére (SPONTÁN)

- EGYENSÚLYBAN a rendszer G-ja minimális G0 = - RT ln Kt = -2,303 RT log Kt

ahol Kt a reakció (termodinamikai) egyensúlyi állandója - ha Kt > 1, log Kt > 0 és G0 < 0 (spontán) - ha Kt < 1, log Kt < 0 és G0 > 0 (nem spontán)

Szabad- entalpia

spontán reakció

G G0

egyensúly

Reaktánsok Termékek

A szabadentalpia-változás hőmérséklet-függése

Számítása körülményes. Becsülhető viszont azzal az egyszerű közelítéssel, hogy a H0 és a S0 lényegében nem változik a hőmérséklettel:

G0 = H0 - TS0 HA

H0 negatív és S0 pozitív, G0 mindig negatív, a reakció bármely hőmérsékleten spontán játszódik le. Pl. a glükóz bomlása alkohollá:

C6H12O6(sz) 2 C2H5OH(f) + 2 CO2(g) a reakció exoterm és egy nagy molekula több kisebbé

bomlik (és halmazállapotváltozás is lejátszódik)

H0 pozitív és S0 negatív, G0 mindig pozitív, a reakció spontán nem játszódik le, bármekkora is a hőmérséklet. Pl az ózon molekula képződése:

3 O2 2 O3

a reakció nem megy végbe energiabefektetés nélkül (kényszer reakció, elektromos kisülés vagy UV fény energiájával)

H0 és a S0 egyaránt negatív, a G0 előjele a másik két tényező viszonylagos nagyságától függ. Pl. a karbamid képződése

2 NH3(g) + CO2(g) NH2CONH2(aq) + H2O

Bizonyos hőmérsékleten abszolút értékük azonos, G0 = 0 (egyen- súlyi). Ennél kisebb hőmérsékleten a G0 negatív (spontán), ellenkező esetben a G0 pozitív (kényszer reakció). A reakció 25 és 60oC között spontán folyamat.

H0 és a S0 egyaránt pozitív, a G0 előjele a másik két tényező viszonylagos nagyságától függ. Pl.:

Ba(OH)2.8H2O(sz) + 2 NH4SCN(sz) Ba(SCN)2(aq) + + 2 NH3(g) + 10 H2O(f)

A reakció endoterm, szobahőfokon spontán folyamat, kisebb hőmérsékleten nem játszódik le spontán.

KÉMIAI EGYENSÚLY VIZES OLDATOKBAN

SAV-BÁZIS ELMÉLETEK - ARRHENIUS, 1884, savak-bázisok vizes oldatban

SAV - vízben növeli a H+(aq) koncentrációt (H3O+(aq))

BÁZIS - vízben növeli az OH-(aq) koncentrációt A H2O csak kis mértékben disszociál H+ és OH- ionokra

H2O(aq) H+(aq) + OH-(aq)

így a savak vagy bázisok vízben ezeknek az ionoknak az egyensúlyi koncentrációját változtatják meg SÓ - bármely ionos összetételű anyag, kivéve az oxidot vagy

hidroxidot: SAV + BÁZIS = SÓ + H2O képződés, pl. DE: hidrolizáló sók

NH4Cl növeli a H+-ion koncentrációt (SAVAS ANYAG) Na2CO3 növeli az OH--ion koncentrációt (BÁZIKUS ANYAG)

SAVAK, BÁZISOK ERŐSSÉGE az Arrhenius elméletben

ERŐS SAV, BÁZIS - ERŐS ELEKTROLIT - teljes a disszociáció

HClO4(aq) H+(aq) + ClO4-(aq)

NaOH(sz) Na+(aq) + OH-(aq)

A legfontosabb erős bázisok a periódusos rendszer I/A és II/A csoportja elemeinek hidroxidjai .

Az ARRHENIUS elmélet bizonyítéka: erős bázis + erős sav közömbösítési reakciók azonos reakcióhők

H+(aq) + ClO4

-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) Na+(aq) + ClO4-(aq) + H2O(f )

Egyszerűsítve: H+(aq) + OH-(aq) H2O(f )

H = - 55,9 kJ/mol

A VÍZ ÖNDISSZOCIÁCIÓJA

H2O(f) + H2O(f) H3O+(aq) + OH-(aq)

vagy H2O(f) H+(aq) + OH-(aq)

A K egyensúlyi állandó igen kicsi:

A [H2O] lényegében állandó, M108,1 16

O][H

]][OH[HK

2

(25oC-on) 55,6 mol/dm3. Kv= [H+][OH-]= 1,0010-14 M2

Így a nevező is állandó: ez a VÍZ IONSZORZATA (25oC-on), 35oC-on pl. Kv=2,5.10-14 M2.

A pH fogalma(Sörensen dán biokémikus)

A H+-ionok koncentrációjával jellemezzük egy oldat savasságát vagy lúgosságát. Alkalmasabb a koncentráció negatív logaritmusát használni.

pH = - lg [H+]

pl. a víz öndisszociációjára alkalmazva:

pKv = pH + pOH = 14 ( = 7 + 7) A pH skála:

0 savas 7 lúgos 14

[H+] 100 10-7 10-14 semleges Az ARRHENIUS fogalmak korlátai: hidrolizáló sók, sav-bázis reakciók NEM VIZES közegben, pl.:

HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(sz)

Protonálódási elmélet- BRÖNSTEDT Johannes (1879-1947) dán, LOWRY Thomas (1847-

1936) angol: az Arrhenius-i sav-bázis reakciók protonátadási reakciók.

SAV - protont adó (donor) BÁZIS - protont felvevő (akceptor)

H3O+(aq) + Cl-(aq) + NH3(aq) NH4

+(aq) + Cl-(aq) + H2O(f) egyszerűsítve:

H3O+(aq) + NH3(aq) NH4

+(aq) + H2O(f) sav bázis sav bázis

Lássuk az ammónia és a víz reakcióját:

NH3(aq) + H2O(f) NH4+(aq) + OH-(aq)

bázis sav sav bázis

Konjugált sav-bázis párok

SAVAK, BÁZISOK RELATÍV ERŐSSÉGE

Az erősebb bázis erősebben köti a protont, az erősebb sav könnyebben adja le. (Az egyensúly a GYENGÉBB elektrolit irányába tolódik el.) Ha ismerjük egy reakcióban a komponensek relatív sav-bázis erősségét, a reakció haladási iránya megjósolható.

SKÁLÁK:

Sav: HClO4 > H2SO4 > HI >. . . . > NH4+ > H2O > ......> OH-

Bázis: ClO4

- < SO42- < I- < . . . .< NH3 < OH- < ...... < O2-

SÓOLDATOK SAV-BÁZIS SAJÁTSÁGA: HIDROLÍZIS

Pl. NH4Cl vizes oldata

NH4+(aq) + H2O(aq) NH3(aq) + H3O

+(aq) SAVAS DE: a Cl-(aq) + H2O(aq) HCl(aq) + OH-(aq)

reakció nem játszódik le, mivel a HCl erősebb sav, mint a H2O, ill. egy

erős savnak (HCl) a konjugált bázisa (Cl-) igen gyenge bázis.

egy másik példa: CH3COO- Na+

CH3COO-(aq) + H2O(f) CH3COOH(aq) + OH-(aq) LÚGOS

DE: a Na+(aq) + 2 H2O(f) NaOH(aq) + H3O+(aq)

reakció nem játszódik le

LEWIS-FÉLE SAV-BÁZIS ELMÉLET

(ha nincs is protoncsere, pl. savas és bázikus oxidok reakciója)

Na2O(sz) + SO3(g) Na2SO4(sz)

SAV - elektronpár akceptor BÁZIS - elektronpár donor A reakció lényege:

O 2- + SO3 SO42-

- A komplexképző reakciók Lewis-féle sav-bázis reakciók:

H+ + NH3 NH4+

Fe3+ + 6 CN- [Fe(CN)6]

3-

SAV-BÁZIS EGYENSÚLYOK

SAVAK disszociációja: HA H+ + A-

vagy HA(aq) + H2O(f) H3O

-(aq) + A-(aq)

K [H O ][A ][HA][H O]d

3

2

áll.

K K H O [H O ][A ][HAs d 2

3

[ ]]

0 < Ks <

- Erős savak esetén a Ks nagy, teljes a disszociáció

csav = [H3O+] = [A-], a pH a sav koncentrációjából számítható

- Gyenge savak: Ks kicsi

K xc x

[H ]c [H ]s

2 2

BÁZISOK disszociációja:

NH3(aq) + H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq)

K[NH ][OH ][NH ][H O]d

4

3 2

áll.

K K H O[NH ][OH ]

[NH ]b d 24

3

[ ]

általánosan

B(aq) + H2O(aq) HB+(aq) + OH-(aq)

K [HB ][OH ][B]b

HIDROLÍZIS egyensúlya

NH4+(aq) + H2O(aq) NH3(aq) + H3O

+(aq)

K [NH ][H O ][NH ][H O]h

' 3 3

4 2

áll.

K K [H O] [NH ][H O ][NH ]h h

'2

3 3

4

Kh a HIDROLÍZIS ÁLLANDÓ,

kifejezhető a Kb bázisállandó segítségével:

K[NH ][OH ]

[NH ]b4

3

Szorozzuk meg a Kh-t Kb-vel: K K [NH ][H O ][NH ]

[NH ] OH[NH ]h b

3 3

4

4

3

[ ] =

[H O ][OH ] K3 v tehát

K KKh

vb

PUFFEREK a kémhatást állandó szinten tartó vizes oldatok

pl. a vérsavó: pH=7,4 összetevői:

gyenge sav + konjugált bázisa (só) vagy

gyenge bázis + konjugált sava (só) Példák:

CH3COOH + CH3COO- (Na+)

NH3 + NH4+ (Cl-)

H2CO3 + HCO3- (Na+)

- A puffer működése a -

H2CO3 + HCO3- (Na+) példáján

(sav) (só) disszociáció hidrolízis

és a víz autodisszociációja

A pufferek egyensúlyi számítása

K [HCO ][H ][H CO ]

c [H ]cs

3

2 3

só

sav

[H ] K ccssav

só

SAV-BÁZIS TITRÁLÁS (gyenge sav + erős bázis)

CH3COOH NaOH pH egyenértékpont (jelzés indikátorokkal) 7,0 -- = hidrolizáló só

puffer gyenge sav NaOH oldat térfogata

145/ 5. Milyen kémhatásúak lesznek azok az oldatok, amelyek a következők összeöntésével keletkeznek?

a) 1 dm3 0,2 mólos HCl + 4 dm3 0,05 mólos NaOH.b) 250 cm3 0,25 mólos NH4OH + 500 cm3 0,125 mólos HNO3.c) 3 dm3 1 mólos ecetsav + 6 dm3 0,5 mólos NaOH.d) 200 cm3 0,1 mólos ecetsav + 200 cm3 0,2 mólos NH4OH.

145/ 7. Mekkora a pH, ill. a pOH azokban a 25 oC-os oldatokban, amelyekben

a) a hidrogénion-koncentráció 1,93.10-4 mol/dm3

b) a hidroxidion-koncentráció 3,48.10-9 g/dm3

c) a perklórsav-koncentráció 10,72 g/dm3

d) a hidrogén-bromid-koncentráció 0,0278 mol/dm3

e) a kálium-hidroxid-koncentráció 1,808 g/dm3

f) a kalcium-hidroxid-koncentráció 3,25.10-2 mol/dm3.

Számítási feladatok – sav-bázis

145/ 8. Mekkora hidrogén- és hidroxidion-koncentrációja azoknak a 25 oC-os oldatoknak, amelyekre

a) pH = 1,56; b) pH = 9,47; c) pOH = 10,20; d) pOH = 2,98?

146/ 13. Összeöntünk 100 cm3 0,5 mólos perklórsav- és 250 cm3 0,25 mólos nátrium-hidroxid-oldatot, majd 2,0 dm3-re töltjük. Számítsa ki az oldat pH-ját! (25 oC)

146/ 14. Mekkora a pH-ja annak az oldatnak, amelyet 100 g 20 %-os (m) NaOH- és 150 g 3,00 molalitású sósavoldat összeöntésével és 5,0 dm3 végtérfogatra való higításával készítettünk? (L)

146/19. Egy 0,5 móltörtű NaOH-oldat 1,0 g-ját 500 cm3 –re higítjuk. Hány cm3 1,75-os pH-jú HCl-oldattal semlegesíthető a higított oldat 20 cm3-e? (L)

146/ 23. Mi a sósavkoncentrációja annak az oldatnak, amelynek pH-ja a 0,01 mólos HF-éval azonos? Mekkora a disszociációfok a két oldatban?

147/ 46. Hányszorosára kell hígítani a 17,8 mol %-os, 1,050 g/cm3 sűrűségű ecetsavoldatot, hogy pH-ja 3,70 legyen? Mi a higított oldatban a disszociációfok és a bomlatlan ecetsav koncentrációja? (L)

146/ 26. Hány normál dm3 ammóniagázt kapunk elméletileg annak az ammónium-hidroxid-oldatnak a 10,0 dm3-éből, amelynek pH-ja a 10-3 mólos KOH-éval azonos?

150/ 78. Mennyivel változik meg a pH, haa) a 0,05 mólos KOH-oldathoz,b) a 0,05 mólos NH3-oldathoz

térfogatváltozás nélkül sztöchiometriai mennyiségű HCl-t adunk? (L)

148/ 54. Mekkora az NH3 oldhatósága vízben 25 oC-on (normál cm3/g víz) ha a telített oldat sűrűsége 0,885 g/cm3, és tízszeres térfogatra hígítva a kapott oldat pH-ja 11,74? (L?)

150/ 97. Mennyit változik a 0,1 mólos nátrium-acetát-oldat pH-ja, ha sztöchiometriai mennyiségű sósavat adunk hozzá? (A térfogatváltozást elhanyagoljuk.)

150/ 98. Mennyivel változik a pH, ha 1,00 dm3 0,50 mólos nátrium-acetát-oldathoz 0,500 dm3 1,00 mólos ecetsavoldatot öntünk? (L)

151/ 99. Mennyivel változik a 0,10 mólos ammónium-hidroxid-oldat pH-ja, ha egy dm3-ében

a) 0,10 mol NaOH-ot, d) 0,20 mol HCl-ot,b) 0,05 mol HCl-ot, e) 0,10 mol ecetsavat,c) 0,10 mol HCl-ot, f) 0,10 mol NH4Cl-ot

oldunk? (A térfogatváltozást elhanyagoljuk.) (L?)

18/ 21. Egészítse ki együtthatókkal a következő redoxifolyamatok egyenletét:

a) P4 + H2O = H3PO4 + H2

b) Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 + H2Oi) MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 + H2Oj) FeCl2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + Cl2 + NO + H2Ol) CuS + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O (L)

19/ 22. Egészítse ki a felsorolt szinproporció és diszproporció típusú redoxi-egyenleteket!

b) KClO3 = KCl + KClO4

d) KIO3 + KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + H2O (L)

19/ 23. Egészítse ki együtthatókkal és a víz ionjaival a felírt ionegyenleteket!

a) IO3

_+ I- = I2

e) ClO3

_ = ClO4

_ + ClO2

g) Ag2S + NO3

_ = Ag+ + S + NO2 (L)

Redoxiegyenletek

20/ 27. K2Cr2O7 és KI 1:1 mólarányú elegyéből savanyításra 15 millimol

jód válik ki a Cr2O72

_ + I

_ I2 + Cr3+ folyamat szerint.

Mi volt az elegy anyagmennyisége? A reakció után melyik marad fölöslegben? (L)

95/ 185. A KMnO4 + HCl = MnCl2 + KCl + Cl2 kiegészítendő egyenlet alapján 20 dm3-es, zárt térben klórgázt fejlesztettünk. Mekkora a keletkezett klórgáz parciális nyomása 20 oC-on, ha

b) 0,500 dm3 0,200 mólos KMnO4-oldatot használunk? (L)

97/ 200. Egy 30 % PbO2-tartalmú minta 0,600 g-jához 50,00 cm3 0,050 M oxálsavoldatot adunk. Hány cm3 0,04 M KMnO4-oldat fogy a fölös oxálsav visszatitrálására?A kiegészítendő reakcióegyenletek:

1. PbO2 + (COOH)2 + HNO3 = Pb(NO3)2 + CO2 + H2O2. (COOH)2 + KMnO4 + H2SO4 = MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O

(HF)