- •Неорганическая химия теория
- •1. Основные понятия химии: атом, хим. Элемент, молекула, эквивалент, молярная масса эквивалента, относительная атомная масса, моль, молярная масса.
- •2, Основные стехиометрические законы: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон эквивалентов.
- •3. Основные газовые законы: закон объемных отношений, закон Гей-Люссака, объединенный газовый закон, уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: оксиды (солеобразующие и несолеобразующие, основные, кислотные, амфотерные), гидроксиды.
- •5. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: кислоты и соли.
- •6. Диссоциация воды, константа диссоциации, pH, ионное произведение воды.
- •7. Развитие учения о строении атома (Модель Томсона, опыты Резерфорда, постулаты Бора), квантово- механическая теория.
- •8. Характеристика основных квантовых чисел: n, m, l, s; строение электронных оболочек атомов.
- •9. Периодическая система элементов, как форма отражения периодического закона.
- •10. Ковалентная химическая связь, способы образования ковалентной связи.
- •11. Геометрия структур с ковалентным типом связей (sp1-, sp2-, sp3- гибридизация).
- •12. Ионная и металлическая связь.
- •13. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия (Ориентационное взаимодействие, индукционное взаимодействие, дисперсионное взаимодействие).
- •14. Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
- •15. Кристаллическое состояние веществ атомные и молекулярные кристаллические решетки. Примеры.
- •16. Химические реакции, скорость химических реакций.
- •17. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа.
- •18. Катализ, влияние катализатора на скорость химической реакции.
- •19. Химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.
- •20. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
- •21. Законы Генри, законы Рауля, закон Дальтона.
- •22. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа.
- •23. Особенности растворов электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •24. Произведение растворимости, реакция обмена в растворах электролитов.
- •25. Теория овр, важнейшие окислители и восстановители, метод электронного баланса, метод полуреакции.
- •26. Электролиз. Электродный потенциал, водородный электрод.
- •27. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •28. Гальванический элемент и его э. Д. С. Влияние условий на протекание овр.
- •29. Номенклатура и классификация комплексных соединений.
- •30. Характеристика комплексных соединений, константа стойкости и константа неустойчивости.
- •31. Общая характеристика водорода. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
- •32. Галогены, общая характеристика, свойства простых веществ.
- •33. Галогеноводороды, плавиковая и соляная кислоты.
- •34. Кислородсодержащие соединения галогенов. Оксиды и фторид оксигена.
- •35. Кислородсодержащие соединения галогенов. Гидроксиды и соли.
- •36. Общая характеристика халькогенов. Свойства простых веществ.
- •37. Гидриды халькогенов. Биологическое действие халькогеноводородов.
- •38. Оксиды халькогенов, диоксиды и триоксиды.
- •39. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
- •40. Серная, селеновая и теллуровые кислоты.
- •41. Промышленные способы получения серной кислоты.
- •42. Общая характеристика элементов vа группы. Соединения азота, фосфора, сурьмы и висмута в природе.
- •43. Химические свойства элементов vа группы, взаимодействие с простыми веществами. Взаимодействие с водой кислотами и щелочами.
- •44. Оксиды азота (n2o, no, n2o3, n2o5).
- •45. Азотистая кислота и ее соли.
- •46. Бинарные соединения элементов vа группы. Соединения с водородом.
- •47. Гидразин и гидроксиламин. Окислительно -восстановительные свойства.
- •48. Аммиак его получение и свойства. Соли аммония. Нашатырь.
- •49. Азотная кислота. Физические и химические свойства концентрированной и разбавленной азотной кислоты.
- •50. Промышленные способы получения азотной кислоты. Нитраты, разложение нитратов.
- •51. Кислородсодержащие соединения фосфора. Оксиды фосфора (lll и V).
- •52. Кислородсодержащие соединения мышьяка, сурьмы и висмута (lll и V).
- •53. Фосфорная, фосфористая и фосфорноватистые кислоты.
- •54. Гидролиз фосфатов. Показатель кислотности среды.
- •55. Гидроксиды мышьяка, сурьмы и висмута.
- •56. Общая характеристика элементов четвертой а группы. Аллотропные модификации углерода. Строение и свойства кремния.
- •57. Германий, олово, свинец, химические свойства.
- •58. Углерод и кремний, химические свойства.
- •59. Гидриды элементов четвертой а группы. Оксиды углерода.
- •60. Угольная кислота и ее соли. Жесткость воды и способы ее устранения. Карбонатное равновесие в природе.
- •61. Кислородсодержащие соединения кремния. Диоксид кремния.
- •62. Щелочные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Калийные удобрения.
- •63. Щелочноземельные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Известь и ее применение.
- •64. Характеристика vib подгруппы. Химические и физические свойства простых веществ. Способы получения хрома, молибдена и вольфрама.
- •65. Соединения трехвалентного хрома. Оксиды и гидроксиды. Применение.
- •66. Соединения шестивалентного хрома. Оксиды и гидроксиды. Применение.
- •67. Подгруппа марганца. Физические и химические свойства простых веществ.
- •68. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца.
57. Германий, олово, свинец, химические свойства.
Ответ. Германий (от лат. germanium) – элемент IVА группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева; порядковый номер элемента 32, атомная масса составляет 72,59. Электронная структура атома: 1s 22s22p63s23p63d104s24p2. На внешней электронной оболочке атом германия имеет четыре валентных электрона. В невозбуждённом состоянии два неспаренных электрона, в возбуждённом состоянии – четыре неспаренных электрона. Степени окисления в соединениях: –4, 0, +2, +4, валентности в соединениях: II, IV. По химическим свойствам Ge напоминает кремний. При обычных условиях он устойчив к кислороду, парам воды, разбавленным кислотам. Во влажном воздухе покрывается оксидной плёнкой. Имеет стандартный электродный потенциал Е0 > 0. Германий восстанавливает неметаллы при определённых условиях: Ge + O2 = GeO2 (700 °C), Ge + 2S = GeS2 (600–860 °C), Ge + 2F2 = GeF4 (100 °C). Не восстанавливает ионы водорода из воды. Не восстанавливает ионы водорода из растворов кислот. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: Ge + 4H2SO4(конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO 2 + 4H2O, Ge + 4HNO3(конц.) = H2GeO3 + 4NO2 + H 2O, 3Ge + 4HNO3(разб.) + H2O = 3H2GeO3 + 4NO. Не восстанавливает ионы водорода из растворов щелочей, реагирует в присутствии окислителей: Ge + 2NaOH + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)6]. Олово (латинское stannum) – элемент с атомным номером 50 и атомной массой 118,69. Является элементом IVA группы пятого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атома олова: 1s 22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2. Степени окисления в соединениях: –4, 0, +2, +4 (более устойчива); валентности: II и IV. Восстанавливает многие неметаллы при нагревании: Sn + O2 = SnO2, Sn + 2Cl2 = SnCl4, Sn + 2F2 = SnF4. При обычных условиях устойчиво по отношению к воде, при длительном нагревании восстанавливает ионы водорода из паров воды: Sn + 2H2O(г) = SnO2 + 2H2. Восстанавливает H+ из растворов кислот: Sn + 4HCl = SnCl4 + 2H2, Sn + 3HCl(конц.) = HSnCl3 + H2. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: Sn + 4HNO3(конц.) = H2SnO3 + 4NO2 + H 2O, 3Sn + 8HNO3(разб.) = 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H 2O, Sn + 2H2SO4(конц.) = H2SnO3 + 2SO 2 + H 2O. При нагревании растворяется в щелочах: Sn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Sn(OH)4] + H2 (в растворе), Sn + 2NaOH = Na2SnO2 + H2 (в расплаве). Свинец (Pb) – элемент с атомным номером 82 и атомной массой 207,2. Является элементом IVА группы шестого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атома свинца: 1s 22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p64f145d106s26p2. Степени окисления в соединениях: –4, 0, +2, +4; валентности: II и IV. Для свинца более устойчивой степенью окисления является +2. Это связано с тем, что 6s2 электронная пара попадает под «экран» 4f 145d10 электронов, что делает её относительно инертной для образования химических связей. Химически свинец сравнительно малоактивен. В электрохимическом ряду напряжений этот металл стоит непосредственно перед водородом. На воздухе быстро окисляется, покрываясь тонкой плёнкой оксида PbO, препятствующей дальнейшему разрушению металла. Восстанавливает неметаллы при определённых условиях: 2Pb + O2 = 2PbO, Pb + S = PbS, Pb + Cl2 = PbCl2. Вода не взаимодействует со свинцом, но в присутствии кислорода металл постепенно разрушается водой с образованием амфотерного гидроксида свинца (II): 2Pb + O2 + 2H2O = 2Pb(OH)2. При соприкосновении с жёсткой водой свинец покрывается защитной плёнкой нерастворимых солей (как правило, сульфата и основного карбоната), что препятствует дальнейшему действию воды и образованию гидроксида. Восстанавливает ионы водорода из растворов кислот: Pb + 2СH3COOH = Pb(CH3COO)2 + H2. Разбавленные соляная и серная кислоты почти не действуют на свинец. Это связано со значительным перенапряжением выделения водорода на свинцовой поверхности, а также с образованием защитных плёнок труднорастворимых хлорида РbCl 2 и сульфата PbSO4 свинца, закрывающих поверхность растворяющегося металла. Концентрированные серная и соляная кислоты, особенно при нагревании, действуют на свинец, причём получаются растворимые соединения состава Pb(HSO4)2 и Н2[РbCl4]. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: Pb + 4HNO3(конц.) = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H 2O, 3Pb + 8HNO3(разб.) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H 2O, Pb + 2H2SO4(конц.) = PbSO4 + SO2 + 2H2O. В щелочах свинец также растворяется, хотя и с небольшой скоростью: Pb + 2KOH + 2H2O = K2[Pb(OH)4] + H2.