- •1. Соединения галогенов в положительной степени окисления. Получение и химические свойства.
- •Экзаменационный билет № 2
- •Экзаменационный билет № 3
- •1. Состояния вещества. Основные и промежуточные агрегатные состояния. Особенности взаимодействия и упорядоченности частиц в каждом из этих состояний.
- •Билет 4.
- •Билет 5
- •1.Периодический закон д.И. Менделеева. Связь местонахождения элемента в периодической системе с электронной структурой его атома. Периодичность изменения свойств элементов
- •Билет 6.
- •Экзаменационный билет № 7
- •1. Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики. Метод валентных связей. Полярность связи и полярность молекул в целом. S- и p-Связи. Кратность связи.
- •Экзаменационный билет № 8
- •1. Ионная связь, ее свойства. Ионные кристаллические решетки и свойства веществ с ионной кристаллической решеткой.
- •1. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Кристаллизация веществ из растворов: закономерности, использование для очистки соединений и разделения смесей. Растворимость газов.
- •Насыщенные,ненасыщенные,пересыщенные.
- •Билет 11.
- •1. Орг. И неорган. Растворители, их применение, физико-хим. Характеристики и сольватационные свойства.
- •Билет 12
- •1. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
- •Билет 13
- •1.Основные положения тэд. Причины и механизмы тэд с различным типом химической связи. Сольватация (гидратация) ионов.
- •1.Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Константа диссоциации.
- •Α зависит от с: при разбавлении α увеличивается, но Ки не зависит от с: чем больше Ки, тем легче эд.
- •Число образовавшихся ионов равно числу распавшихся на ионы молекул электролита
- •Соли сильного основания и слабой кислоты, kno2
- •Соли слабого основания и сильной кислоты nh4Cl
- •Соли слабого основания и слабой кислоты nh4cn.
- •Билет 15.
- •1.Способы выражения состава растворов.
- •Билет 16
- •1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Понятие о кислотах и основаниях Льюиса.
- •Экзаменационный билет № 17
- •Экзаменационный билет № 19
- •1. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Методы расстановки коэффициентов.
- •Метод электронного баланса
- •Ионно-электронный метод (для водных растворов) Экзаменационный билет № 20
- •1. Электродный потенциал. Понятие о гальваническом элементе. Уравнение Нернста. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессов.
- •Экзаменационный билет № 21
- •2. Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
- •3. Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот:
- •Экзаменационный билет № 22
- •1. Сера, ее аллотропные модификации. Бинарные соединения серы, их получение и строение молекул. Сера, ее аллотропные модификации.
- •3. В лаборатории: t
- •Экзаменационный билет № 23
- •1. Серная кислота, строение молекул, получение. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами).
- •Экзаменационный билет № 24
- •1. Азотная и азотистая кислота, их соли: строение и получение. Химические свойства разбавленной и концентрированной азотной кислоты (реакции с металлами и неметаллами), нитратов и нитритов.
- •4)Растворяет Au и Pt в царской водке(см hcl и hno3)
- •5) Окисляет сложные в-ва:
- •Экзаменационный билет № 25
- •1. Азот, его бинарные соединения, их получение и строение молекул. Получение и свойства аммиака. Представление об азотных удобрениях.
- •Экзаменационный билет № 26
- •1. Фосфор его аллотропные модификации. Бинарные соединения фосфора, их получение и строение молекул.
- •3.Черный – похож на графит, является полупроводником. По своей структуре неорганический полимер.
- •2. Оксид фосфора 5 или фосфорный ангидрид – белый гигроскопический порошок без запаха. Хим.Св-ва: типичный кислотный оксид. При растворении в воде гидротируется с образованием следующих кислот:
- •Экзаменационный билет № 27
- •Экзаменационный билет № 28
- •1. Галогены, их бинарные соединения. Особые свойства фтора и его соединений. Галогенводородные кислоты и их соли. Биологическая роль галогенов.
- •Экзаменационный билет № 29
- •1. Металлы групп iа и iiа: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства и биологическая роль соединений щелочных и щелочноземельных металлов.
- •Экзаменационный билет № 34
- •1. Металлы групп iiiа-ivа: простые вещества, их реакционная способность. Строение и свойства их бинарных соединений и гидроксидов.
Экзаменационный билет № 26
1. Фосфор его аллотропные модификации. Бинарные соединения фосфора, их получение и строение молекул.
ФОСФОР – элемент главной подгруппы 5 группы, находится в 3 периоде.Его порядковый номер – 15, а атомная масса – 31.Характерные степени окисления: -3 фосфин - PH3, 0 – простое вещество, +3 P2O3, +5 – P2O5. В земной коре в виде солей, основное природное соед. Фосфат кальция. Содержится в костях и обеспечивает их прочность.
Физ.св-ва: простое в-во, может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций.
1.БЕЛЫЙ – молекулярная кристаллическая решетка, в узлах кот. 4 атомные тетраэдрические молекулы Р4. На воздухе быстро окисляется и светится в темноте. В воде не растворим, хорошо растворяется в сероуглероде. Сильный яд. При нагревании без доступа воздуха превращается в красный.
2.КРАСНЫЙ – это неорганический полимер, в котором большое количество атомов фосфора связаны друг с другом в цепи, кольца и т.д. Не ядовит, не светится в темноте и не растворяется в сероуглероде. Принагревании до 200 градусов под высоким давлением превращается в черный.
3.Черный – похож на графит, является полупроводником. По своей структуре неорганический полимер.
ФОСФИН - PH3.
Получение: действие соляной кислоты на фосфиды металлов
Zn3P2+6HCl = ZnCl2+PH3
Физ.св-ва: бесцветный газ с чесночным запахом, ядовит, хорошо растворим в органических растворителях, малорастворим в воде.
Хим.св-ва: сильный восстановитель. 2PH3+4O2=P2O5+3H2O
В воде образуют неустойчивый гидрат, кот проявляет слабые основные свойства, что отражается в его реакциях с кислотами:PH3+HClO4=PH4CLO4 – перхлорат фосфония.
Фосфор образует большое число кислотных оксидов.
1.Оксид фосфора 3 валентный.Типичный кислотный оксид. Получение: 4P+3O2=2P2O3. Хим.св-ва: P2O3+3H2O=2H3PO3 – фосфористая кислота; P2O3+4NaOH=2Na2HPO4+H2O. При нагревании превращается в P2O5.
2. Оксид фосфора 5 или фосфорный ангидрид – белый гигроскопический порошок без запаха. Хим.Св-ва: типичный кислотный оксид. При растворении в воде гидротируется с образованием следующих кислот:
P2O5+H2O=2HPO3 – метофосфорнаф кіслота.
P2O5+2H2O= H4P2O7 – дифосфорная кислота.
P2O5+3H2O = 2H3PO4 – ортофосфорная кислота или фосфорная.
Взаимодействует с основаниями и основными оксидами – получается соль и вода.
Является сильнейшим водоотнимающим реагентом: 2HNO3+P2O5=N2O5+2HPO3
Экзаменационный билет № 27
1. Фосфорные кислоты и их соли, строение молекул, кислотные и окислительно-восстановительные свойства. Сложные эфиры фосфорных кислот, их роль в биологических системах. Фосфаты, представление о применении фосфорных удобрений.
Фосфорные кислоты. Оксид фосфора (V) Р4О10, взаимодействуя с водой, образует триметафосфорную кислоту Н3(РO3)3 (НРО3); последняя при кипячении с избытком воды образует фосфорную кислоту Н3РО4; при нагревании Н3РО4 образуется дифосфорная кислота Н4Р207.
3Р4О10 + 6Н2О = 4Н3(Р03)3 - Н3(Р03)3 + 3H2O = 3H3PO4 - 2Н3Р04 = Н4Р207 + Н2О (t = 2500C)
Фосфорноватистая кислота Н3Р02 (4P + 6H2O = 3Н3Р02+ PН3).
Фосфористая кислота Н3PO3 - Получение: Р2О3 + 3Н2О(холод) = 2Н3Р03 –
РCl3 + 3Н2О = Н3Р03 + 3HCl
Хим. св-ва: Н3Р03 + NO2 = Н3Р04+ NO (к-та – восстановитель) - Н3Р03 + Cl2 + Н2О = Н3Р04+ 2HCl
Наибольшее практическое значение имеет фосфорная кислота, так как ее соли — фосфаты — используются в качестве удобрений.
Фосфорная кислота (Н3Р04) — белое твердое вещество. С водой смешивается в любых соотношениях. В отличие от азотной кислоты является сильным окислителем и не разлагается при нагревании, что объясняется наибольшей устойчивостью. В промышленности фосфорная кислота получается двумя способами: экстракционным и термическим.
По первому способу измельченный фосфат кальция обрабатывают серной кислотой:
Са3(РО4)2+ 3Н2SО4 = 2Н3РО4 + 3СаSО4 Такая кислота идет на производство удобрений.
По второму способу сначала получают фосфор (восстановлением природного фосфора в электропечи). Затем его окисляют до оксида Р4О10, а последний соединяют с водой и получают чистую кислоту (массовая доля 80%).
Соли фосфорной кислоты.
В водном растворе фосфорная кислота подвергается ступенчатой диссоциации. Будучи трехосновной кислотой, она образует соли — фосфаты — трех видов:
1) фосфаты — замещены все атомы водорода в фосфорной кислоте, например, К3РО4 — фосфат калия, (NH4)3РО4 — фосфат аммония; 2) гидрофосфаты — замещены два атома водорода кислоты, например, К2НРО4 — гидрофосфат калия, (NH4)2HРО4 — гидрофосфат аммония; 3) дигидрофосфаты — замещен один атом водорода кислоты, например, КН2РО4 — дигидрофосфат калия, NH4H2РО4 — дигид-рофосфат аммония. Все фосфаты щелочных металлов и аммония растворимы в воде. Из кальциевых солей фосфорной кислоты растворяется в воде лишь дигидрофосфат кальция. Гидрофосфат кальция и фосфат кальция растворимы в органических кислотах.
Са3(РО4)2+ 4HCl = 2CaCl2 + Са(H2PО4)2
Фосфорные удобрения — это кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты. Они составляют половину всех производимых минеральных удобрений. Наиболее распространенными фосфорными удобрениями являются следующие. Фосфоритная мука, получаемая при тонком размоле фосфоритов. Так как она содержит малорастворимую соль Са3(РО4)2, то усваиваться, растениями может только на кислых почвах — подзолистых и торфяных. Усвоению благоприятствует тонкость помола, а также внесение ее в почву совместно с кислыми удобрениями. Простой суперфосфат, получаемый обработкой апатитов и фосфоритов серной кислотой. Цель обработки — получить растворимую соль, хорошо усвояемую растениями в любой почве: Са3(РО4)2 + 2Н2SО4 = Са(Н2РО4)2 + 2СаSО4
Смесь полученных солей Са(Н2РО4)2 и СаSО4 обычно и называется простым суперфосфатом. Его производят в очень больших количествах как в гранулированном виде, так и в виде порошка. Гранулированное удобрение имеет ряд преимуществ по сравнению с порошковым: его легче хранить (не слеживается), удобнее вносить в почву с помощью туковых сеялок, но главное — на большинстве почв оно дает более высокий прирост урожая. Двойной суперфосфат — концентрированное фосфорное удобрение состава Са(Н2РО4)2. По сравнению с простым суперфосфатом не содержит балласта — СаSО4. Получение двойного суперфосфата состоит из двух стадий. Сначала получают фосфорную кислоту. Затем водным раствором фосфорной кислоты обрабатывают апатит или фосфорит. Количество исходных продуктов берется в соответствии с уравнением:
Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = 3Са(Н2РО4)2 Преципитат — концентрированное фосфорное удобрение состава СаНРО4 • 2Н2О. Мало растворим в воде, но хорошо растворим в органических кислотах. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция: Н3РО4 + Са(ОН)2 = СаНР04 • 2Н2О. Костная мука, получаемая при переработке костей домашних животных, содержит Са3(РО4)2.
Аммофос — удобрение, содержащее фосфор и азот. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком. Обычно содержит соли NH4H2РО4 и (NH4)2HРО4. Таким образом, фосфорными удобрениями являются кальциевые и аммонийные соли фосфорной кислоты.