Khimia_Avtosokhranenny_1

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 1

1. Основные классы неорганических соединений. Оксиды, основания, кислоты, соли.

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

2. Донорно-акцепторная связь. Механизм образования донорно-акцепторной связи.

• Ковалентная связь, образующаяся за счет пары электронов одного из атомов, т.е. по донорно-акцепторному механизму, называется дoнорно-акцeпторной.

Например, такая связь образуется между атомом азота в молекуле метиламина CH₃NH₂ и протоном H⁺ кислоты HCl:

Атом азота отдает свою электронную пару для образования связи и выступает в роли донора, а протон предоставляет вакантную орбиталь, играя роль акцептора. Атом-донор при этом приобретает положительный заряд.

Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

3. Железо покрыто медью. Какой из металлов будет коррозировать в случае нарушения покрытия? Составьте электронные уравнения реакций, протекающих при контактной коррозии железа и меди а) в соляной кислоте; б) в атмосферных условиях.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 2

1. Основные способы получения оксидов, оснований, кислот солей.

Получение оснований:

1.      Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

 2Na + 2H₂O ® 2NaOH + H₂­

2.      Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

 BaO + H₂O ® Ba(OH)₂

3.      Электролиз водных растворов солей

 2NaCl + 2H₂O ® 2NaOH + H₂­ + Cl₂­

Получение оксидов

1.      Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

 2Mg + O₂ ® 2MgO

2.      Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

 Cu(OH)₂  –^t°®  CuO + H₂O

Получение кислот

1.      Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

 SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

2.      Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

 H₂ + Cl₂ ® 2HCl

3.      Реакциями обмена соли с кислотой

 Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HNO₃

 в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

 Na₂SiO₃ + 2HCl ® H₂SiO₃¯ + 2NaCl

Получение солей

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:

1)     металла с неметаллом:2Na + Cl₂ ® 2NaCl

2)     металла с кислотой: Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂­

3)     металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO₄ ® FeSO₄ + Cu

4)     основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO₂ ® MgCO₃

5)     основного оксида с кислотой CuO + H₂SO₄  –^t°®  CuSO₄ + H₂O

6)     основания с кислотным оксидом Ba(OH)₂ + CO₂ ® BaCO₃¯ + H₂O

7)     основания с кислотой: Ca(OH)₂ + 2HCl ® CaCl₂ + 2H₂O

8)     соли с кислотой: MgCO₃ + 2HCl ® MgCl₂ + H₂O + CO₂­

9)     раствора основания с раствором соли: Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ ® 2NaOH + BaSO₄¯

10)  растворов двух солей 3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ ® Ca₃(PO₄)₂¯ + 6NaCl

2. Металлическая связь.

В металлах валентные электроны удерживаются атомами крайне слабо и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую решётку.

Совокупность обобществлённых валентных электронов (электронный газ), заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в определённых точках пространства - узлах кристаллической решётки, например, металла серебро.

Внешние электроны могут свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются высокой электропроводностью (особенно золото, серебро, медь, алюминий).

3. Определите массу веществ, выделившихся на золотых электродах в процессе электролиза сульфата меди при силе тока 2 А в течение 40 минут. Составьте уравнения электродных процессов.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 3

1. Валентность. Графические формулы, правила их составления.

ВАЛЕНТНОСТЬ - способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи.

Составление формул по валентностям.

Существует правило, что число валентностей у одного химического элемента равно числу валентностей у другого. Рассмотрим на примере образования молекулы, состоящей из фосфора и кислорода. Будем составлять в соответствии с алгоритмом: 1.Записываем рядом символы химических элементов: Р О

2.Ставим над химическими элементами их валентности римскими цифрами, у фосфора равна 5, у кислорода-2.

3. Находим наименьшее общее кратное, то есть наименьшее число, которое делится без остатка на 5 и на 2. Это число 10. Делим его на валентности элементов 10:5=2, 10:2=5, 2 и 5 будут индексами, соответственно у фосфора и кислорода. Подставляем индексы.

Можно по формуле, зная валентность одного химического элемента, определить валентность другого.

2. Скорость гомогенной и гетерогенной химической реакции.

Гомогенные реакции - реакций, которые идут в какой-нибудь одной фазе – газовой или жидкой. Например, это могут быть реакции между двумя газами, либо реакции, протекающие при сливании растворов. Скорость гомогенной химической реакции определяется по изменению концентрации любого из реагирующих веществ в единицу времени. Скорость простой гомогенной реакции при постоянном объеме подчиняется закону действующих масс.

Гетерогенные реакции - реакции, происходящие на границах раздела фаз – между газообразным веществом и раствором, между раствором и твердым веществом, между твердым и газообразным веществами. Скорость реакции определяется числом молей веществ, вступивших или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности:

3.Вычислите Э.Д.С. гальванического элемента, образованного никелевым электродом с концентрацией ионов никеля(II) 0,1 моль/л, и хромовым электродом с концентрацией ионов хрома(III) 0,0001 моль/л.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 4

1. Виды оксидов: основные, кислотные, амфотерные оксиды. Особенности и свойства.

Основные оксиды – соответствуют основаниям (BaO, CuO) – твердые вещ-ва разного цвета, с различной растворимостью в воде.

Химические свойства на примерах:

1. Взаимодействие с водой:

- взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:

- взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2=CaCO3 (Это вещество - обычный мел)

Кислотные оксиды – соответствуют кислотам (CO2, SiO2) – твердые или газообразные вещ-ва с различной растворимостью в воде.

Химические свойства на примерах:

1. химическая реакция с водой

CO2+H2O=H2CO3 - это вещество - угольная кислота

2. реакция с щелочами (основаниями):

CO2+NaOH=Na2CO3

3. реакция с основными оксидами:

CO2+MgO=MgCO3 –

Амфотерные оксиды – проявляют свойства кислотных и основных оксидов (MnO2, BeO) – твердые вещ-ва разного цвета, практические нерастворимые в воде.

Химические свойства на примерах:

1. реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O

2. реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

1. Концентрация – скорость прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении химической реакции (закон действующих масс).

2. Температура – при повышении температуры на каждый 10 градусов скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

3. Поверхность взаимодействия реагирующих веществ (для гетерогенных реакций). Для таких реакций часто применяют измельчение твердых веществ, их перемешивание.

4. Присутствие катализаторов и ингибиторов – скорость реакций зависит от катализаторов (веществ, увеличивающих скорость реакций) и ингибиторов (вещества, уменьшающие скорость теакций)

3. Определите направление перемещения электронов во внешней цепи следующих гальванических элементов:

FeFe(NO₃)₂ Pb(NO₃)₂Pb;

CuCu(NO₃)₂ AgNO₃Ag;

ZnZnSO₄ MgSO₄Mg.

Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 5

1. Виды гидратов оксидов. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды.

Амфотерные гидроксиды — неорганические соединения, гидроксиды амфотерных элементов, в зависимости от условий проявляющие свойства кислотных или основных гидроксидов. Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

Общие свойства

Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

При нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида, например:

В ряде случаев промежуточным продуктом при разложении является метагидроксид, например:

При взаимодействии с кислотами образуют соли с амфотерным элементом в катионе, например:

При взаимодействии со щёлочью образуют соли с амфотерным элементом в анионе, например:

Получение

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.).

2. Влияние концентрации на скорость химической реакции.

Основной постулат химической кинетики, называемый также законом действующих масс:

Числа n, m в выражении закона действующих масс называются порядками реакции по соответствующим веществам. Это экспериментально определяемые величины. Сумма показателей степеней n, m называется общим порядком реакции.

3. Составьте уравнения возможных реакций:

1) Zn + H₂SO₄(разб) ZnSO4 + H2↑

2)Сu + HCl  реакция не пойдет так как медь стоит в ряду напряжения металлов после н

3)2Na + 2HCl  H2 +2NaCl

4)2Al + 6H₂SO₄(конц)  Al2(so4)3 +3so2 + 6h2o

5)Ag + H₂SO₄(разб) реакции нет

6)4Mg + 10 HNO₃(очень разб)  4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 7

1. Основные положения атомно-молекулярной теории.

2. Катализ. Влияние катализаторов на скорость химической реакции. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа.

КАТАЛИЗ - процесс, заключающийся в изменении скорости химических реакций в присутствии веществ, называемых катализаторами. Катализаторы - вещества, изменяющие скорость химической реакции, которые могут участвовать в реакции, входить в состав промежуточных продуктов, но не входят в состав конечных продуктов реакции и после окончания реакции остаются неизменными.

Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества.

2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их.

3. Химическая реакция между реагирующими молекулами.

4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора.

5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток.

Гомогенный катализ:

Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О2 + I → H2О + IO

H2О2 + IO → H2О + О2 + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

3. Из каких солей, перечисленных ниже, металл может быть вытеснен никелем: нитрат свинца, сульфат алюминия, сульфат меди, нитрат серебра, карбонат цинка, хлорид магния?

Приведите уравнения соответствующих реакций.

В ряду активности металлов никель стоит левее (а значит, активнее) свинца, меди и серебра, а значит, их он и будет вытеснять из солей:

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 6

1. Соли средние, кислые, основные. Особенности строения и свойства.

Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: , .

Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: ,

Основные соли — гидроксогруппы основания (OH−) частично замещены кислотными остатками.(CuOH)2 CO3

Химические свойства

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода или другие оксиды ) :

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменениемстепеней окисления атомов реагентов:

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

2. Влияние температуры на скорость химической реакции.

Влияние температуры на количество столкновений молекул определяется правилом Вант-Гоффа (сформулировано Я. Х. Вант-Гоффом на основании экспериментального изучения множества реакций):

где  - температурный коэффициент, принимающий значения от 2 до 4.

3. Увеличится или уменьшится масса цинковой пластины при взаимодействии: а) с раствором сульфата меди; б) с раствором нитрата свинца. Ответ обоснуйте, приведя уравнения соответствующих реакций.

Решение: Электродным потенциалом называют ЭДС гальванического элемента, который составлен из исследуемого электрода, погруженного в раствор его соли с концентрацией ионов металла 1моль/л, и стандартного водородного электрода. Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величины их стандартных электродных потенциалов, получают ряд стандартных электродных потенциалов металлов. Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов. Чем меньше алгебраическое значение потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность его ионов, поэтому каждый металл в ряду стандартных электродных потенциалов способен вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей. Сравним потенциалы металлов, заданных по условию задачи:

На основании потенциалов можно сделать вывод, что цинк вытеснит из солей медь и свинец, масса цинковой пластинки уменьшится. Уравнения реакций, соответствующим растворению цинковой пластинки в растворах сульфата меди и нитрата свинца:

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 8

1. Основные понятия в химии. Атом, молекула, элемент, атомная масса, молекулярная масса, моль, число Авогадро, молярная масса.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных ионов.

Молекула – наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства.

Химический элемент – вид атомов с определённым зарядом ядра

Атомная масса - значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода.

Молекулярная масса - сумма масс атомов, входящих в состав данной молекулы.

Моль - это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной Авогадро

Молярная масса вещества (M) – масса, которую имеет 1 моль данного вещества.

2. Химическое равновесие. Константа равновесия в гомогенных химических реакциях.

Химическое равновесие – такое состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

3. Для восстановления 15,7 кг оксида хрома алюминотермическим способом было взято 5кг алюминия. Сколько хрома образовалось? Какое из исходных веществ оказалось в избытке?

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 11

1. Закон эквивалентов. Эквивалент, эквивалентная масса. Способы вычисления эквивалентов простых и сложных веществ по формулам.

Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества.

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях.

2. Понятие раствора. Типы растворов.

Растворы – гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух и более частей.

Истинные растворы – размер растворенных частиц меньше 10(-9) м

Коллоидные растворы – размер растворенных частиц от 10(-7) до 10(-9) м

Суспензии (твердое в жидком) и эмульсии (жидкое в жидком) – размер растворенных частиц больше 10(-5) м

Разбавленный – относительно малое содержание растворенного вещества.

Концентрированный – относительно большое содержание растворенного вещества.

Ненасыщенный – при данной температуре может ещё раствориться какое-либо количество данного вещества.

Насыщенный – при данной температуре не может раствориться ещё какое либо количество вещ-ва.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях реакций, пользуясь методом полуреакций:

д) Ag + HNO₃  AgNO₃ + NO₂ + H₂O,

ж) MnSO₄ + KMnO₄ + H₂O  MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 10

1. Законы кратных и объемных отношений.

Закон кратных отношений - Если один и тот же элемент образует несколько соединений с другим элементом, то на одну и ту же массовую часть первого элемента будут приходиться такие массовые части второго, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон объёмных отношений - при постоянном давлении и температуре объемы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции, то есть отношение объемов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел.

2. Влияние концентрации, давления, температуры на состояние

химического равновесия.

Влияние концентрации – для увеличения скорости прямой реакции (и, следовательно, для смещения равновесия вправо) нужно увеличивать равновесные концентрации исходных веществ и уменьшать равновесные концентрации продуктов реакции.

Влияние давления – имеет смысл только в реакциях с участием газообразных веществ. Если прямая реакция ведёт к уменьшению числа газообразных частиц, и, следовательно, к уменьшению давления, повышение давления смещает равновесие вправо, а уменьшение смещает влево. Если прямая реакция ведёт к увеличению давления, то повышение давления смещает равновесие влево, а уменьшение смещает вправо. Если же в уравнении обратимой реакции число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, то изменение давления не вызовет смещения химического равновесия.

Влияние температуры – при повышении температуры в экзотермических реакциях равновесие смещается влево (в сторону уменьшения исходных веществ), а в эндотермических – вправо. Поэтому экзотермические реакции нужно проводить по возможности при низких температурах. Обратимые эндотермические реакции следует проводить при высокой температуре для смещения равновесия вправо.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях реакций, пользуясь методом полуреакций:

а) Cu₂S + HNO₃  Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + H₂O + NO,

В зависимости от степени разбавления и температуры при которой происходит реакция возможны различные продукты, например:

Cu2S + 14 HNO3 => 2 Cu(NO3)2 + H2SO4 + 10 NO2 + 6 H2O

3 Cu2S + 22 HNO3 => 6 Cu(NO3)2 + 3 H2SO4 + 10 NO + 8 H2O

Cu2S + 6 HNO3 => 2 Cu(NO3) + H2SO4 + N2 + 2 H2O

б) Na₂SO₃ + KIO₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O,

2KJO3 + 6Na2SO3 + H2SO4 = J2 + 6Na2SO4 + K2SO4 + H2O

2JO3(-) + 12H(+) - 10e = J2 + 6H2O ------x1 иод восстанавливается, KJO3 - окислитель

SO3(2-) + H2O - 2e = SO4(2-) + 2H(+)----x 6 сера окисляется, Na2SO3 - восстановитель

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 13

1. Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Основные характеристики протона, нейтрона, электрона. Изотопы.

Протоны имеют заряд, равный заряду электрона, но противоположный по знаку (+), и массу, равную массе углерода или 1/12 массы углерода (эта единица называется атомная единица массы, с которой мы познакомимся попозже). Протоны обозначаются знаком р+. Нейтроны не имеют заряда, то есть они электронейтральны, и имеют массу примерно равную массе протона, т.е. 1. Обозначают n0. Сумма числа протонов и нейтронов называется массовым числом. Так как атом электронейтрален, то число протонов и электронов в атоме одинаково.

2. Способы выражения концентрации растворов.

Массовая доля вещества – показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100г раствора.

Процентная концентрация (содержание) – показывает содержание растворенного вещества в %.

Молярность (мольно-объемная концентрация) – показывает число молей растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора.

Нормальность (эквивалентная концентрация) – показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора.

Моляльность (мольно-массовая концентрация) – показывает число молей растворенного вещества, приходящихся на 1000г растворителя.

Мольная доля – показывает отношение числа молей растворенного вещества к числу молей всех веществ, имеющихся в растворе.

3. Вычислите степень окисления подчеркнутых элементов:

KBrO₃, BaWO₄, K₂B₄O_7, Cl₂O₅.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 26

1. Ковалентная связь. Метод валентных связей.

Ковалентная связь – возникает между атомами в результате образования общих электронных пар.

Основные положения метода валентных связей:

1. В образовании химической связи участвуют только неспаренные электроны внешней электронной оболочки.

2. Химическая связь образуется между двумя электронами, имеющими противоположно направленные спины

3. При образовании химической связи происходит перекрывание электронных облаков. В области перекрывания создается зона повышенной электронной плотности. Она способствует притяжению атомов друг к другу.

4. Химическая связь осуществляется в том направлении, где обеспечивается наибольшее перекрывание электронных облаков.

2. Метод электронного баланса.

Метод электронного баланса — один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР. Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:

1. Найти окислитель и восстановитель.

2. Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.

3. Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.

4. Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.

5. Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

3.Сколько сульфида железа должно получиться, если для проведения реакции взяли 8 г серы и 28 граммов железа?

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 9

1. Законы сохранения массы и постоянства состава.

Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Закон постоянства состава - каким бы способом ни было получено вещество, его химический состав и свойства остаются неизменными.

2. Сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Принцип Ле Шателье – если изменить одно из условий – температуру, давление, концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.

3. Подберите коэффициенты в уравнениях реакций, пользуясь методом полуреакций:

a) HBr + H₂SO₄  Br₂ + SO₂ + H₂O,

Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4

2Br +2e =Br(-1) ( *2) (окислитель Br2)

S(+4)-2e=S(+6) (восстановитель-сера со степенью окисления +4, т.е. SO2)

б) SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O,

3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 +H2O

S^+4 - 2e = S^+6 - восстановитель *3

2Cr^+6 + 6e = 2Cr^+3 - окислитель

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 12

1. Закон Авогадро. Следствия к закону Авогадро.

Закон Авогадро - в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

2. Физическая и химическая теории растворов.

Химическая теория образования растворов, сформулированная Дмитрием Ивановичем Менделеевым, по которой между растворителем и растворенным веществом происходят химические взаимодействия (химические реакции) с образованием особой группы веществ: сольватов, гидратов и кристаллогидратов.

Физическая теория образования растворов, которая рассматривает инертные растворы, где не происходят вышеуказанные взаимодействия.

3. С учетом степени окисления хрома, серы и азота объясните, какое из соединений – бихромат калия, сероводород и азотистая кислота проявляет свойства: а) только окислителя, б) только восстановителя, в) окислительно-восстановительную двойственность.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 14

1. История развития представлений о сложном строении атома. Катодные лучи, термоэлектронная эмиссия, фотоэффект, рентгеновское излучение, радиоактивность. Модель атома Дж.Томсона.

1853-1879 – Крусс. Катодные лучи - поток электронов, излучаемый катодом.

1882 – Эдисон. Термоэлектронная эмиссия - явление испускания электронов нагретыми телами.

1897-1905 – Герц, Столетов, Планк, Эйнштейн. Фотоэффект. Фотоэффект - это испускание электронов веществом под действием света.

1895 – Рентген. Рентгеновское излучение - электромагнитные волны, энергия фотонов которых лежит на шкале электромагнитных волн между ультрафиолетовым излучением и гамма-излучением, что соответствует длинам волн от 10−12 до 10−7 м.

1896 – Беккерель, Кюри – радиоактивность. Радиоактивность - спонтанное испускание ионизирующего излучения нестабильными атомными ядрами в результате ядерного распада или квантового перехода на более низкий энергетический уровень.

2. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Закон осмотического давления Вант-Гоффа, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перегородку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Осмотическое давление, диффузное давление - термодинамический параметр, характеризующий стремление раствора к понижению концентрации при соприкосновении с чистым растворителем вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

3. Составьте математические выражения скорости прямой реакции для следующих реакций:

А) CO + Cl₂  COCl₂ ; D) 2SO₂ + O₂ + 2H₂O  2H₂SO₄;

B) 2NO + O₂  2NO₂; E) 2C(кр.) + O₂  2CO.

C) CaO(кр.) + CO₂  CaCO₃;

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 18

1. Квантовые числа. Электронные спектроскопические формулы атомов.

Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,

l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),

l = 2 – d-орбиталями (5 типов),

l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx, рy, рz.

Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы:  и ..

2. Основные положения теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.

1. Электролитам в водной среде (и в расплавленном состоянии) свойственно распадаться на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). Свойства ионов резко отличаются от свойств нейтральных атомов составляющих их элементов. Ионы в водных растворах гидратированны (аквакомплексы). Так, нейтральный атом натрия ₊₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹ при обычных условиях легко отдает наружный (3s¹) электрон (окисляется). Натрий бурно реагирует с водой, кислотами, химически активен.  Ион (катион) натрия ₊₁₁Na⁺ 1s²2s²2p⁶ не может отдавать электроны (окисляться), не реагирует с водой.

2. Беспорядочное (хаотичное) движение ионов в растворе под действием электрического поля становится направленным: положительно заряженные ионы (катионы) движутся к электроду с отрицательным зарядом (катоду), а анионы – к аноду. Этим объясняется ионная проводимость водных растворов и расплавов электролитов.

3. Процесс диссоциации электролитов в водной среде (расплавах) является обратимым:

3. При 100 ^oC реакция заканчивается за 40 минут. Принимая температурный коэффициент реакции равным 3, определите время протекания этой же реакции при 200^оС.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 15

1. Опыт Резерфорда. Гипотеза Резерфорда. Достоинства и недостатки гипотезы Резерфорда о строении атома.

. Резерфорд предложил применить зондирование атома с помощью α-частиц, которые возникают при радиоактивном распаде радия и некоторых других элементов. Масса α-частиц приблизительно в 7300 раз больше массы электрона, а положительный заряд равен удвоенному элементарному заряду. В своих опытах Резерфорд использовал α-частицы с кинетической энергией около 5 МэВ (скорость таких частиц очень велика – порядка 10⁷ м/с, но все же значительно меньше скорости света). α-частицы – это полностью ионизированные атомы гелия. Они были открыты Резерфордом в 1899 году при изучении явления радиоактивности. Этими частицами Резерфорд бомбардировал атомы тяжелых элементов (золото, серебро, медь и др.). Электроны, входящие в состав атомов, вследствие малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы. Рассеяние, то есть изменение направления движения α-частиц, может вызвать только тяжелая положительно заряженная часть атома. Схема опыта Резерфорда представлена на рис. 6.1.2.

От радиоактивного источника, заключенного в свинцовый контейнер, α-частицы направлялись на тонкую металлическую фольгу. Рассеянные частицы попадали на экран, покрытый слоем кристаллов сульфида цинка, способных светиться под ударами быстрых заряженных частиц. Сцинтилляции (вспышки) на экране наблюдались глазом с помощью микроскопа. Наблюдения рассеянных α-частиц в опыте Резерфорда можно было проводить под различными углами φ к первоначальному направлению пучка. Было обнаружено, что большинство α-частиц проходит через тонкий слой металла, практически не испытывая отклонения. Однако небольшая часть частиц отклоняется на значительные углы, превышающие 30°. Очень редкие α-частицы (приблизительно одна на десять тысяч) испытывали отклонение на углы, близкие к 180°.

Недостатки ядерной модели Резерфорда:

1. Не объясняет устойчивость атомов во времени.

2. Не объясняет линейчатый характер спектра.

2. Давление насыщенного пара над раствором. Закон Рауля.

ЗАКОН РАУЛЯ (закон упругости пара), гласит, что ДАВЛЕНИЕ НАСЫЩЕННОГО ПАРА в РАСТВОРЕ - это сумма результатов умножения значений давления насыщенного пара каждого компонента на мольную долю этого компонента в растворе. (МОЛЬНАЯ доля - это отношение количества молей каждого компонента к общему количеству молей раствора.) Закон выполняется лишь приблизительно и при ограниченном ряде условий, различных для различных веществ. Этот закон был открыт французским физхимиком Франсуа-Мари Раулем (1830-1901); используется для вычисления ОТНОСИТЕЛЬНОЙ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ; послужил базой для многих теорий раствора.

3. Как изменится скорость прямой и обратной реакции

2NO + O₂  2NO₂,

если давление в системе повысить в 3 раза?

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 16

1. Теория строения атома водорода Н.Бора.

Постулаты Бора:

1. Электрон в атоме может находиться не на любых, а только на стационарных орбитах.

2. На стационарных орбитах электрон находится бесконечно долго ни излучая, ни поглощая энергии.

3. При переходе электрона с одной орбиты на другую энергия выделяется или поглощается только целым числом квантов.

2. Температура кипения растворов. Эбулиоскопическая постоянная.

Эбулиоскопия — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярной массы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации (или изотонического коэффициента).

Температура кипения жидкости — такая температура, при которой давление пара над жидкостью равно внешнему давлению. В то же время давление пара над раствором нелетучего вещества практически полностью определяется давлением пара растворителя и, в соответствии с законом Рауля, может быть выражено уравнением:

где  — мольная доля растворителя.

Эбулиоскопическая константа растворителя равна повышению температуры кипения одномоляльного раствора.

3. Как изменится скорость прямой и обратной реакции

S(кр.) + O₂  SO_2,

если объем системы уменьшить в 2 раза.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 17

1. Основные положения квантовой теории строения атома.

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mv,

где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

∆x∙m∙∆v > ћ/2,

где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Последнее положение было сформулировано после того, как в 1920 г. Э.Резерфорд открыл протон, а в 1932 г. Дж.Чедвик — нейтрон.

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями:

Z = А - N, N = А - Z, А= Z + N.

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.

2. Температура замерзания растворов. Криоскопическая постоянная.

Температура замерзания растворов - температура начала кристаллизации твёрдой фазы из раствора.

3. Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 80 ^oC, если температурный коэффициент реакции равен 2?

V(t1)/ V(t2) = 2 (в степени (80-20)/10) = 2 в 6 степени = 64

Ответ – 64 раза

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 23

1. Связь свойств элементов, с зарядом ядра, электронным строением атомов и положением в Периодической системе.

Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона

Химические свойства элементов обуславливаются строением их атома, а точнее строением электронной оболочки атомов. Сопоставление строения электронных оболочек с положением элементов в периодической системе позволяет установить ряд важных закономерностей:

1. Номер периода равен общему числу энергетических уровней, заполняемых электронами, у атомов данного элемента.

2. В малых периодах и нечётных рядах больших периодов с ростом положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом уровне. С этим связано ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов слева направо.

Номер группы, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (валентных электронов).

В подгруппах с ростом положительного заряда ядер атомов элементов усиливаются их металлические и ослабляются неметаллические свойства.

1. Гидролиз солей.

Гидролиз – реакция обмена между солью и водой.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (щелочная среда):

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (нейтральная, слабокислая, слабощелочная среда). Такие соли чаще всего разлагаются водой полностью:

AL2S3 + 6H2O = 2AL(OH)3 + 3H2S

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (кислая среда):

CuCL2 + H2O = Cu(OH)CL + HCL

Не подвергаются гидролизу соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием.

3. Составьте формулы оксидов, соответствующие следующим гидроксидам: Mn(OH)₄, NaOH, H₃PO₄, HPO₃. Составьте графические формулы всех соединений.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 27

1. Метод молекулярных орбиталей.

Основные положения:

1. В методе МО молекула рассматривается как единая система ядер и электронов. Молекулярные орбитали характеризуются определенной формой и энергии.

2. МО рассчитывается согласно методу линейной комбинации атомных орбиталей

3. Число молекулярных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в образовании молекулы

4. Число электронов на молекулярных орбиталях равно сумме числа электронов на атомных орбиталях.

5. Электроны на молекулярных орбиталях располагаются по тем же правилас, что и электроны на атомных орбиталях.

6. Электроны, располагающиеся на связывающих орбиталях, увеличивают энергию связи. Электроны, располагающиеся на разрыхляющих орбиталях, уменьшают энергию связи.

7. Порядок связи рассчитывается по формуле N= n (связ) – n(разрыхл) / 2

8. В методе МО составляются энергетические диаграммы

2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом полуреакций.

1. По изменению степени окисления находят окислитель и восстановитель.

2. Составляют уравнение полуреакций окислителей и восстановителей:

А) если исходное вещество содержит кислорода больше, чем продукты реакции, то в кислой среде слева пишут Н+, справа Н2О. В нейтральной и щелочной среде наоборот.

Б) Если исходное вещество содержит кислорода меньше, чем продукт, то в кислой и нейтральной среде слева пишут Н2О, справа Н+. В щелочной среде – слева ОН, справа Н2О.

3) Уравнивают заряды в уравнениях полуреакций, прибавляя или вычитая электроны.

4) Составляют полное ионное уравнение реакции.

3. Определите простейшую формулу поташа, если массовый состав этого вещества: калия - 56,6%, углерода - 8,7%, кислорода - 34,8%.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 20

1. Экспериментальное обоснование Периодического закона

Одна из главных причин невозможности объяснить физический смысл периодического закона и структуру периодической системы состояла в том, что было неизвестно, как построен атом. Важнейшей вехой на пути развития периодической системы явилось создание атомной модели Э. Резерфордом (1911). На ее основе голландский ученый А. Ван ден Брук (1913) высказал предположение, что порядковый номер элемента в периодической системе численно равен заряду ядра его атома (Z). Это экспериментально подтвердил английский ученый Г. Мозли (1913). Периодический закон получил физическое обоснование: периодичность изменения свойств элементов стала рассматриваться в зависимости от Z-заряда ядра атома элемента, а не от атомной массы.

В результате структура периодической системы Менделеева значительно упрочилась. Была определена нижняя граница системы. Это водород - элемент с минимальным Z = 1. Стало возможным точно оценить количество элементов между водородом и ураном. Были определены «пробелы» в периодической системе, соответствующие неизвестным элементам с Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87. Однако оставались неясными вопросы о точном количестве редкоземельных элементов и, что особенно важно, не были вскрыты причины периодичности изменения свойств элементов в зависимости от Z.

Опираясь на сложившуюся структуру периодической системы и результаты изучения атомных спектров, датский ученый Н. Бор в 1918 — 1921 гг. развил представления о последовательности построения электронных оболочек и подоболочек в атомах. Ученый пришел к выводу, что сходные типы электронных конфигураций атомов периодически повторяются. Таким образом, было показано, что периодичность изменения свойств химических элементов объясняется существованием периодичности в построении электронных оболочек и подоболочек атомов.

2. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации.

Электролит — вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

"Степень диссоциации это есть отношения числа продиссоциируемых молекул к общему числу молекул и умноженному на 100%":

3. Как изменится состояние равновесия в системах:

2Н₂ + O₂  2Н₂О – 483,6 кДж,

N₂ + O₂  2NO – 180,8 кДж,

если а) повысить температуру;

б) увеличить давление;

в) увеличить концентрации продуктов реакции?

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 28

1. Валентность в ковалентных соединениях. Насыщаемость.

Ковалентная связь – возникает между атомами за счёт образования общей электронной пары и перекрывания электронных облаков.

Под валентностью химических элементов понимается способность свободных его атомов к образованию определённого числа ковалентных связей. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся двухэлектронных двухцентровых связей

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей.

2. Физические свойства металлов.

Все металлы (кроме ртути) – твердые, непрозрачные вещества с характерным металлическим блеском. Металлы обладают хорошей теплопроводностью и электропроводностью. Плотность, прочность и температура плавления металлов значительно различаются. Также металлы по-разному подвергаются обработке, то есть обладают различной ковкостью и пластичностью.

3. При сжигании 1,55 г фосфора получено 3,53 г фосфорного ангидрида. Определите количественный состав фосфорного ангидрида.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 24

1. Радиус атома. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Изменение свойств элементов в зависимости от положения в Периодической системе.

1) Радиус атома – зависит от номера периода. В группе сверху вниз увеличивается, в периоде – уменьшается.

2) Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить, чтоб оторвать электрон от атома. В группе уменьшается, в периоде увеличивается.

3) Энергия сродства с электроном – в группе уменьшается, в периоде увеличивается.

4) Электроотрицательность – в группе уменьшается, в периоде увеличивается.

2. Понятие окислительно-восстановительной реакции. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно – восстановительные реакции (ОВР)– реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс принятия электронов. Восстановитель – отдает электроны, то есть окисляется. Окислитель – принимает электроны, то есть восстанавливается.

Межмолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах.

S⁰ + O₂⁰  S⁺⁴O₂^-2

S - восстановитель; O₂ - окислитель

Внутримолекулярные ОВР – окислитель и восстановитель находятся в одном веществе.

2KCl⁺⁵O₃^-2  2KCl^-1 + 3O₂⁰­

Cl⁺⁵ - окислитель; О^-2 – восстановитель

Реакции диспропорционирования – степень окисления одного и того же элемента одновременно уменьшается и увеличивается.

Cl₂⁰ + 2KOH  KCl⁺¹O + KCl^-1 + H₂O

3. Докажите амфотерные свойства оксида хрома(III) и гидроксида цинка, приведите уравнения соответствующих реакций.

Гидроксид цинка — амфотерный гидроксид, имеющий формулу Zn(OH)_2.

Чтобы доказать амфотерность гидроксида рассмотритепример. Для этого используйте гидроксид цинка Zn(OH)2.

В обе колбы со шлифом налейте равное небольшое количество раствора хлористого цинка. Вставьте в первую колбу капельную воронку с раствором гидроксида натрия, осторожно отверните кран и медленно начните приливать щелочь к цинковой соли. Почти сразу образуется рыхлый белый осадок. Это показатель, что протекает следующая реакция: ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl

Далее продолжайте приливать раствор гидроксида натрия к осадку гидроксида цинка. Через некоторое время вы заметите, что осадок начинает постепенно исчезать, и вскоре в колбе будет лишь прозрачный раствор. Что же произошло? Гидроксид цинка превратился в растворимое комплексное соединение Na2ZnO2. Произошла реакция: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

То есть гидроксид цинка вступает в реакцию с сильной щелочью. Но вступает ли он в реакцию с кислотой? В другую колбу точно так же начните доливать раствор гидроксида натрия. Как только образуется рыхлый белый осадок, смените капельную воронку и начните вливать уже соляную кислоту, только делайте все медленно. Вы заметите, что осадок очень быстро исчезнет. Почему так случилось? Гидроксид цинка вступил в реакцию с соляной кислотой, образовав растворимую соль, произошла следующая реакция: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Поскольку гидроксид цинка реагирует и со щелочью, и с кислотой, он амфотерен. Таким образом, вы доказали, что требовалось

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 30

1. Направленность химической связи. Гибридизация атомных орбиталей. Строение простейших молекул.

Химическая связь направлена туда, где обеспечивается наибольшее перекрывание электронных облаков.

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.

1. Действие кислот на металлы.

Рассказать про коррозию.

3. Вычислите эквивалент и эквивалентную массу ортофосфорной кислоты в реакциях обмена с едким натром, в результате которых образуются нормальная и кислые соли.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 22

1. Причины периодичности свойств элементов.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

Так как электронные конфигурации атомов элементов изменяются периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, которые определяются их электронным строением: размерами атомов, энергетическими характеристиками, окислительно-восстановительнымим свойствами. Главным химическим свойством атомов элементов является их окислительная или восстановительная способность, которая определяется положением элемента в ПСЭ. В периодах от начала к концу ослабляется восстановительная активность атомов и возрастает окислительная, т. е. наблюдается переход от атомов с типичными свойствами металлов к атомам с типичными свойствами неметаллов, электроотрицательность атомов при этом возрастает. В пределах группы элементов (главной подгруппы) с ростом заряда ядра атомов увеличивается количество энергетических уровней атомов. Таким образом, восстановительная активность атомов по группам сверху вниз возрастает, а окислительная – снижается, уменьшается и величина ЭО атомов.

2. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному  логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H⁺ ] В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H₂O=H⁺+OH^-  Константа диссоциации при 22° С составляет   Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H₂O ]=1000/18=55,55моль/л. Тогда: 

C[ H⁺ ] ·C[ OH^- ]=K·C[H₂O]=1,8·10-16·55,55=10^-14 Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды К_В и при 25° С составляет 10^-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H⁺если известна концентрация ионов OH^- и наоборот:    . Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. В случае, если [ H⁺ ] =[ OH^- ]эти  концентрации (каждая из них) равны  моль/л, т.е [ H⁺ ] =[ OH^-]=10^-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах  pH=-lg[ H⁺ ]=7 и  рОН=-lg[ OH-]=7 Если [ H⁺ ]>10^-7моль/л, [ OH-]<10^-7моль/л -среда кислая; рН<7. Если [ H⁺ ]<10^-7 моль/л, [ OH-]>10^-7моль/л  -среда щелочная; рН>7.  В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-]  Величина рН имеет большое значение для биохимических процес­сов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д

3. Составьте формулы оксидов и гидроксидов следующих элементов:

S⁺⁶, K⁺, Mn⁺⁷, Sn⁺², P⁺⁵, Si⁺⁴. Определите, какие из них обладают основными, кислотными или амфотерными свойствами. Ответ аргументируйте уравнениями соответствующих реакций

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 31

1. Ионная связь. Механизм образования ионной связи. Свойства ионной связи. Достоинства и недостатки теории ионной связи.

Ионная связь – возникает между разноимённо заряженными частицами – ионами в результате действия электростатических сил притяжения.

Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.

Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл.

Для возникновения ионной связи необходимо, чтобы сумма значений энергии ионизации Ei (для образования катиона) и сродства к электрону Ae (для образования аниона) должна быть энергетически выгодной. Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).

Идеальной ионной связи практически не существует. Даже в тех соединениях, которые обычно относят к ионным, не происходит полного перехода электронов от одного атома к другому; электроны частично остаются в общем пользовании. Так, связь во фториде лития на 80% ионная, а на 20% - ковалентная. Поэтому правильнее говорить о степени ионности (полярности) ковалентной химической связи. Считают, что при разности электроотрицательностей элементов 2,1 связь является на 50% ионной. При большей разности соединение можно считать ионным.

Ионной моделью химической связи широко пользуются для описания свойств многих веществ, в первую очередь, соединений щелочных и щелочноземельных металлов с неметаллами. Это обусловлено простотой описания таких соединений: считают, что они построены из несжимаемых заряженных сфер, отвечающих катионам и анионам. При этом ионы стремятся расположиться таким образом, чтобы силы притяжения между ними были максимальными, а силы отталкивания - минимальными.

Свойства ионной связи

Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь в отличие от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

2. Действие щелочей на металлы.

Рассказать про коррозию.

3. Из 1,4 г кальция получили 2,52 г его сульфида. Определите эквивалентную массу металла.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 32

1. Возникновение двойного электрического слоя на границе металл-раствор. Электродный потенциал.

Электрохимическая коррозия является наиболее распространенным типом коррозии металлов. По электрохимическому механизму корродируют металлы в контакте с растворами электролитов (морская вода, растворы кислот, щелочей, солей) . В обычных атмосферных условиях и в земле металлы корродируют также по электрохимическому механизму , т.к. на их поверхности имеются капли влаги с растворенными компонентами воздуха и земли.

Электрохимическая коррозия является гетерогенным и многостадийным процессом. Ее причиной является термодинамическая неустойчивость металлов в данной коррозионной среде.

Учение о электрохимической коррозии ставит главный вопрос - вопрос о скорости коррозии и тех факторов, которые влияют на нее. С электрохимической точки зрения коррозия металла это не просто процесс окисления металла, т.к. этот переход должен сопровождаться сопряженно идущим восстановительным процессом. В результате ионизации освобождаются электроны и роль второго восстановительного процесса состоит в их ассимиляции подходящим окислителем (Д), образующим устойчивое соединение Ионизация и процесс ассимиляции электронов каким либо элементом среды (обычно Н ионы или О )представляет собой электрохимический процесс.

Потенциал.

В отличии химического, электрохимические процессы контролируются (зависят) не только от концентрации реагирующих веществ, но и, главным образом, зависят от потенциала поверхности металла.

На границе раздела двух разнородных фаз происходит переход заряженных частиц - ионов или электронов из одной фазы в другую, следовательно, возникает разность электрических потенциалов, распределения упорядоченных электрических зарядов, т.е. образование двойного электрического слоя.

Возникновение межфазового скачка потенциала можно объяснитьследующими основными причинами; но рассмотрим только те, которые приводят к коррозии металлов, а точнее переход катионов металла из электролита на металл (электродный потенциал) адсорбция анионов электролита на металле (адсорбционный потенциал) возникновение ионно-адсорбционного потенциала за счет одновременной адсорбции поляризуемого атома кислорода и перехода катионов из металла в электролит.

По известным причинам, абсолютное значение межфазовой разности потенциалов измерить нельзя, эту величину можно измерить относительно другой величины и за точку отсчета принимается стандартный водородный потенциал. Наличие на межфазовой границе металл-раствор электролита двойного электрического слоя оказывает существенное влияние на процесс, а , в частности, на скорость коррозии металлов. При изменении концентрации (плотности) положительных или отрицательных частиц в растворе или металле может измениться скорость процесса растворения металла. Именно их этих соображений электродный потенциал является одной из важнейших характеристик, определяющих скорость коррозии металла.

2. Сдвиг химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химическое равновесие – такое состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Принцип Ле Шателье – если изменить одно из условий – температуру, давление, концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.

3. Мышьяк образует два оксида, содержащих 65,2% и 75,7% мышьяка соответственно. Определите эквивалент и эквивалентную массу мышьяка в обоих оксидах

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 21

1. Закон Мозли. Роль закона Мозли. Современная формулировка Периодического закона.

Закон Мозли — закон, связывающий частоту спектральных линий характеристического рентгеновского излучения атома химического элемента с его порядковым номером.

Согласно Закону Мозли, корень квадратный из частоты  спектральной линии характеристического излучения элемента есть линейная функция его

порядкового номера : 

где  — постоянная Ридберга,  — постоянная экранирования,  — главное квантовое число. На диаграмме Мозли зависимость от  представляет собой ряд прямых (К-, L-, М- и т. д. серии, соответствующие значениям n = 1, 2, 3,...).

Закон Мозли явился неопровержимым доказательством правильности размещения элементов в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и содействовал выяснению физического смысла .

В соответствии с Законом Мозли, рентгеновские характеристические спектры не обнаруживают периодических закономерностей, присущих оптическим спектрам. Это указывает на то, что проявляющиеся в характеристических рентгеновских спектрах внутренние электронные оболочки атомов всех элементов имеют аналогичное строение.

Более поздние эксперименты выявили некоторые отклонения от линейной зависимости для переходных групп элементов, связанные с изменением порядка заполнения внешних электронных оболочек, а также для тяжёлых атомов, появляющиеся в результате релятивистских эффектов (условно объясняемых тем, что скорости внутренних электронов сравнимы со скоростью света).

В зависимости от ряда факторов — от числа нуклонов в ядре атома (изотопический сдвиг), состояния внешних электронных оболочек (химический сдвиг) и пр. — положение спектральных линий на диаграмме Мозли может несколько изменяться. Изучение этих сдвигов позволяет получать детальные сведения об атоме.

2. Особенности протекания химических реакций в растворах электролитов. Признаки протекания реакций в растворах электролитов.

Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

            Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

            С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода:

1.   Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2.   Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­,       (1)

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 3H₂­.          (2)

            В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2Na⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,            (3)

2Al + 2K⁺ + 2OH^- + 6 H₂O = 2K⁺ + 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­,                (4)

            В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH^- + 6H₂O = 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­.               (5)

            Очевидно, что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

            Так, при помощи ионов серебра Ag⁺ можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba²⁺ можно обнаружить ионы SO^2- и наоборот.

            С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

            Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

            Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

3. Как можно увеличить процентное содержание аммиака в равновесной системе

N₂ + 3H₂  2NH₃ + 92,4 кДж?

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 29

1. Полярность химической связи. Полярность молекул. Дипольный момент.

Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, а так же наличием не поделённых электронных пар, так как часть электронной плотности в молекуле может быть локализована не в направлении связей. Полярность связи выражается через ее ионную составляющую, то есть через смещение электронной пары к более электроотрицательному атому. Полярность связи может быть выражена через ее дипольный момент μ, равный произведению элементарного заряда на длину диполя ^*) μ = e ∙ l. Полярность молекулы выражается через ее дипольный момент, который равен векторной сумме всех дипольных моментов связей молекулы.

^*) Диполь – система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга. Дипольный момент измеряется в кулон-метрах (Кл∙м) или в дебаях (D); 1D = 0,333∙10^–29 Кл∙м.

2. Вытеснительный ряд Н.Н.Бекетова. Взаимодействие металлов с растворами солей металлов.

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) металлов — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Meⁿ⁺: Meⁿ⁺ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «первоначальными химическими свойствами элементов – тем, что называется химическим сродством». Открытие Бекетовом вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые («вытеснительный ряд Бекетова»).

3.Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы Ag₂O, CaHPO₄, (CuOH)₂CO₃, H₃BO₃.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ №25

1. Виды и особенности химической связи.

2. Степень окисления . Окислитель. Восстановитель. Процесс окисления. Процесс восстановления.

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Окислитель – принимает электроны (восстанавливается)

Восстановитель – отдает электроны (окисляется)

Окисление – процесс отдачи электронов.

Восстановление – процесс принятия электронов.

3. Составьте формулы

сульфата алюминия - Al₂(SO₄)₃.

дигидрофосфата кальция - Ca(H2PO4)2

гидроксокарбоната меди(II).

(CuOH)2CO3

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 33

1. Нормальный водородный электрод. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов.

Нормальный водородный электрод состоит из сосуда 1, наполненного 1 М раствором серной кислоты, и пластинки из платины 2, на которую нанесен тонкий шероховатый слой платины. Электрод при помощи платиновой проволоки соединен со ртутью, налитой в стеклянную трубку 3; в ртуть опускают конец внешнего провода. При открытом кране 4 через трубку 5 пропускают под давлением 760 мм.рт.cт. ровную струю тщательно очищенного водорода, который омывает поверхность электрода. Водород выходит в верхней части сосуда через гидравлический затвор 6. Сифон 7 снабжен краном 8, который открывают перед введением водородного электрода в гальваническую цепь. Электродный потенциал водородного электрода принят равным нулю; поэтому электродный потенциал, который требуется измерить, равен наблюдаемой ЭДС элемента Е, состоящего из испытуемого полуэлемента и водородного электрода сравнения

E = Ex - 0 = Ex .

При пользовании водородным электродом следует применять только чистый водород, следить за постоянством его давления, учитывать давление водяного пара над раствором серной кислоты и соблюдать ряд других предосторожностей. Поэтому его часто заменяют другими электродами, потенциалы которых точно измерены по сравнению с водородным. В качестве таких электродов применяют хлорсеребряный, каломельный и хингидронный электроды, отличающиеся простотой устройства и устойчивостью потенциала.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^O, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различияэлектростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.

2. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации.

Электролит — вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации (α) — отношение числа молекул, диссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного электролита.

3.1 литр кислорода весит 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21 г магния,эквивалент которого равен 12

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 35

1. Концентрационный гальванический элемент.

Концентрационный элемент — это гальванический элемент, состоящий из двух одинаковых металлических электродов, опущенных в растворы соли этого металла с различными концентрациями С1 > С2. Катодом в этом гальваническом элементе является электрод погруженный в раствор с большей концентрацией, а анодом соответственно погруженным в раствор с меньшей концентрацией.

2. Гидролиз солей.

Гидролиз – реакция обмена между солью и водой.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (щелочная среда):

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (нейтральная, слабокислая, слабощелочная среда). Такие соли чаще всего разлагаются водой полностью:

AL2S3 + 6H2O = 2AL(OH)3 + 3H2S

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (кислая среда):

CuCL2 + H2O = Cu(OH)CL + HCL

Не подвергаются гидролизу соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием.

3. Определите количество вещества, содержащегося в:

а) 4 г кислорода; 4/32 = 1,125 г/моль

б) 20 г водорода; 20/2 = 10 г/моль

в) 320 г серы; 320/32 = 10 г/моль

г) 0,12 г магния.0,12/24 = 0,005 г/моль

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 36

1. Электролиз расплавов электролитов.

Электролиз расплавов электролитов - важный способ производства многих металлов. Так, например, алюминий-сырец получают электролизом криолит-глиноземного расплава (Na3AlF6 + Al2O3), очистку сырца осуществляют электролитическим рафинированием. При этом анодом служит расплав Аl, содержащий до 35% Сu (для утяжеления) и потому находящийся на дне ванны электролизера. Средний жидкий слой ванны содержит ВаСl2, AlF3 и NaF, a верхний - расплавленный рафинированный Аl и служит катодом.

Электролиз расплава хлорида магния или обезвоженного карналлита - наиболее распространенный способ получения Mg. В промышленном масштабе электролиз расплавов используют для получения щелочных и щелочно-земельных металлов, Be, Ti, W, Mo, Zr, U и др.

2. Метод молекулярных орбиталей.

Основные положения:

1. В методе МО молекула рассматривается как единая система ядер и электронов. Молекулярные орбитали характеризуются определенной формой и энергии.

2. МО рассчитывается согласно методу линейной комбинации атомных орбиталей

3. Число молекулярных орбиталей равно числу атомных орбиталей, участвующих в образовании молекулы

4. Число электронов на молекулярных орбиталях равно сумме числа электронов на атомных орбиталях.

5. Электроны на молекулярных орбиталях располагаются по тем же правилас, что и электроны на атомных орбиталях.

6. Электроны, располагающиеся на связывающих орбиталях, увеличивают энергию связи. Электроны, располагающиеся на разрыхляющих орбиталях, уменьшают энергию связи.

7. Порядок связи рассчитывается по формуле N= n (связ) – n(разрыхл) / 2

8. В методе МО составляются энергетические диаграммы

3. Вычислите молекулярную массу газа, если 300 мл его при нормальных условиях весят 0,857 г.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 34

1. Гальванические элементы. Э.Д.С. гальванического элемента.

Гальванический элемент — химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока.

Гальванические элементы характеризуются: э.д.с., емкостью, энергией, которую он может отдать во внешнюю цепь, сохраняемостью.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита. ЭДС описывается термодинамическим функциями, протекающих электрохимических процессов, в виде уравнения Нернста.

Ёмкость элемента – это количество электричества, которое источник тока отдает при разряде. Ёмкость зависит от массы запасенных в источнике реагентов и степени их превращения, снижается с понижением температуры или увеличением разрядного тока.

Энергия гальванического элемента численно равна произведению его ёмкости на напряжение. С увеличением количества вещества реагентов в элементе и до определенного предела, с увеличением температуры, энергия возрастает. Энергию уменьшает увеличение разрядного тока.

Сохраняемость – это срок хранения элемента, в течение которого его характеристики остаются в заданных пределах. Сохраняемость элемента уменьшается с ростом температуры хранения.

2. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Водородный показатель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

3. Какой объем при нормальных условиях занимают 10²⁰ молекул газа.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 41

1. Коррозия под действием блуждающих токов.

Промышленные блуждающие токи создаются линиями электротранспорта, заземлителями постоянного тока, системами катодной защиты и другими электрическими установками. Они могут быть очень значительными по величине и наносить серьезный ущерб металлическим сооружениям, находящимся в зоне их действия. Типичные случаи электрокоррозии металлических сооружений под действием блуждающих токов показаны на рис. 1, 2.

Интенсивность коррозии объектов в поле блуждающих токов определяется напряженностью поля, удельным сопротивлением среды, состоянием изоляционного покрытия объекта, взаимным расположением объекта и источника тока.

2. Причины периодичности свойств элементов.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.

Так как электронные конфигурации атомов элементов изменяются периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, которые определяются их электронным строением: размерами атомов, энергетическими характеристиками, окислительно-восстановительнымим свойствами. Главным химическим свойством атомов элементов является их окислительная или восстановительная способность, которая определяется положением элемента в ПСЭ. В периодах от начала к концу ослабляется восстановительная активность атомов и возрастает окислительная, т. е. наблюдается переход от атомов с типичными свойствами металлов к атомам с типичными свойствами неметаллов, электроотрицательность атомов при этом возрастает. В пределах группы элементов (главной подгруппы) с ростом заряда ядра атомов увеличивается количество энергетических уровней атомов. Таким образом, восстановительная активность атомов по группам сверху вниз возрастает, а окислительная – снижается, уменьшается и величина ЭО атомов.

3. Составьте уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂  ;

MgOHCl + HNO₃  .

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 40

1. Контактная коррозия металлов.

Контактная коррозия — это вид коррозии, вызванный контактом металлов, имеющих разные стационарные потенциалы в данном электролите.

При контакте двух разнородных металлов на их поверхности реализуется компромиссный потенциал, который по своему значению отличается от потенциалов каждого металла по отдельности. Компромиссный потенциал определяется пересечением суммарных поляризационных кривых: анодной и катодной.

При контактной коррозии анодом будет тот металл, который обладает более электроотрицательным потенциалом, катод при этом имеет более электроположительный. Скорость растворения катода может быть выше, ниже либо равна его собственной скорости растворения в том же электролите.

2. Квантовые числа. Электронные спектроскопические формулы атомов.

Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,

l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),

l = 2 – d-орбиталями (5 типов),

l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx, рy, рz.

Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы:  и ..

3. Вычислите молярность и нормальность 20 %-ного раствора хлорида кальция с плотностью 1,178 г/см³.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 43

1. Металлические покрытия.

Металлические покрытия наносят гальваническим методом (гальванический электролиз), погружением деталей в расплавленный металл, лужением и методом металлизации (газотермическим напылением). Гальванические покрытия используют в качестве защитно-декоративных покрытий различных металлических изделий (покрытие хромом, никелем, серебром) и антикоррозионных покрытий крепежных деталей, труб (покрытие цинком, кадмием, медью).

2. Основные положения теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.

1. Электролитам в водной среде (и в расплавленном состоянии) свойственно распадаться на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). Свойства ионов резко отличаются от свойств нейтральных атомов составляющих их элементов. Ионы в водных растворах гидратированны (аквакомплексы). Так, нейтральный атом натрия ₊₁₁Na 1s²2s²2p⁶3s¹ при обычных условиях легко отдает наружный (3s¹) электрон (окисляется). Натрий бурно реагирует с водой, кислотами, химически активен.  Ион (катион) натрия ₊₁₁Na⁺ 1s²2s²2p⁶ не может отдавать электроны (окисляться), не реагирует с водой.

2. Беспорядочное (хаотичное) движение ионов в растворе под действием электрического поля становится направленным: положительно заряженные ионы (катионы) движутся к электроду с отрицательным зарядом (катоду), а анионы – к аноду. Этим объясняется ионная проводимость водных растворов и расплавов электролитов.

3. Процесс диссоциации электролитов в водной среде (расплавах) является обратимым:

3. Составьте уравнения гидролиза Be(NO₃)₂, Rb₂S, BaCl₂ в молекулярном и ионном виде. Укажите рН среды

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 39

1. Коррозия металлов. Виды коррозии.

Коррозия металлов – разрушение металлов и их сплавов в результате воздействия на них окружающей среды.

По механизму процесса различают химическую и электрохимическую коррозию металлов.

Химическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой, при котором окисление металла и восстановление окислительного компонента среды протекают единовременно в одном акте. Продукты взаимодействия пространственно не разделены.

Электрохимическая коррозия — это процесс взаимодействия металла с коррозионной средой (раствором электролита), при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительного компонента коррозионной среды протекают не в одном акте и их скорости зависят от электродного потенциала.

По виду коррозионной среды и условиям протекания различают несколько видов коррозии.

Газовая коррозия - это химическая коррозия металлов в газовой среде при минимальном содержании влаги (как правило не более 0,1%) или при высоких температурах. В химической и нефтехимической промышленности такой вид коррозии встречается часто. Например, при получении серной кислоты на стадии окисления диоксида серы, при синтезе аммиака, получении азотной кислоты и хлористого водорода, в процессах синтеза органических спиртов, крекинга нефти и т.д.

Атмосферная коррозия — это коррозия металлов в атмосфере воздуха или любого влажного газа.

Подземная коррозия — это коррозия металлов в почвах и грунтах.

Биокоррозия — это коррозия, протекающая под влиянием жизнедеятельности микроорганизмов.

Контактная коррозия — это вид коррозии, вызванный контактом металлов, имеющих разные стационарные потенциалы в данном электролите.

Радиационная коррозия - это коррозия, обусловленная действием радиоактивного излучения.

Коррозия внешним током и коррозия блуждающим током. В первом случае — это коррозия металла, возникающая под воздействием тока от внешнего источника. Во втором случае — под воздействием блуждающего тока.

Коррозия под напряжением — коррозия, вызванная одновременным воздействием коррозионной среды и механических напряжений. Если это растягивающие напряжения, то может произойти растрескивание металла. Это очень опасный вид коррозии, особенно для конструкций, испытывающих механические нагрузки (оси, рессоры, автоклавы, паровые котлы, турбины и т.д.). Если металлические изделия подвергаются циклическим растягивающим напряжениям, то можно вызвать коррозионную усталость. Происходит понижение предела усталости металла. Такому виду коррозии подвержены рессоры автомобилей, канаты, валки прокатных станов.

Коррозионная кавитация — разрушение металла, обусловленное одновременным коррозионным и ударным воздействием внешней среды.

Фреттинг-коррозия — это коррозия, вызванная одновременно вибрацией и воздействием коррозионной среды. Устранить коррозию при трении или вибрации возможно правильным выбором конструкционного материала, снижением коэффициента трения, применением покрытий и т.д.

Коррозия называется сплошной, если она охватывает всю поверхность металла. Сплошная коррозия может быть равномерной, если процесс протекает с одинаковой скоростью по всей поверхности металла, и неравномерной когда скорость процесса неодинакова на различных участках поверхности. Равномерная коррозия наблюдается, например, при коррозии железных труб на воздухе.

При избирательной коррозии разрушается одна структурная составляющая или один компонент сплава. В качестве примеров можно привести графитизацию чугуна или обесцинкование латуней.

Местная (локальная) коррозия охватывает отдельные участки поверхности металла. Местная коррозия может быть выражена в виде отдельных пятен, не сильно углубленных в толщу металла; язв - разрушений, имеющих вид раковины, сильно углубленной в толщу металла, или точек (питтингов), глубоко проникающих в металл.

Первый вид наблюдается, например, при коррозии латуни в морской воде. Язвенная коррозия отмечена у сталей в грунте, а питтинговая — у аустенитной хромоникелевой стали в морской воде.

Подповерхностная коррозия начинается на поверхности, но затем распространяется в глубине металла. Продукты коррозии оказываются сосредоточенными в полостях металла. Этот вид коррозии вызывает вспучивание и расслоение металлических изделий.

Межкристаллитная коррозия характеризуется разрушением металла по границам зерен. Она особенно опасна тем, что внешний вид металла не меняется, но он быстро теряет прочность и пластичность и легко разрушается. Связано это с образованием между зернами рыхлых малопрочных продуктов коррозии. Этому виду разрушений особенно подвержены хромистые и хромоникелевые стали, никелевые и алюминиевые сплавы.

2. Направленность химической связи. Гибридизация атомных орбиталей. Строение простейших молекул.

Химическая связь направлена туда, где обеспечивается наибольшее перекрывание электронных облаков.

Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам

3. Вычислите массовую долю, моляльную концентрацию и мольную долю хлорида бария в растворе, содержащем 50 г BaCl₂2H₂O в 1000 г воды.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 42

1. Методы защиты металлов от коррозии.

2. Гидролиз солей.

Гидролиз – реакция обмена между солью и водой.

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (щелочная среда):

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH

Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (нейтральная, слабокислая, слабощелочная среда). Такие соли чаще всего разлагаются водой полностью:

AL2S3 + 6H2O = 2AL(OH)3 + 3H2S

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (кислая среда):

CuCL2 + H2O = Cu(OH)CL + HCL

Не подвергаются гидролизу соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием.

3. Cоставьте полные ионные и молекулярные уравнения, соответствующие приведенным кратким уравнениям реакций:

NiOH⁺ + H⁺  Ni²⁺ + H₂O;

NiOH+ + H+  Ni2+ + H2O

NiOH+ + NO3–  + H+  + NO3– Ni2+ +  2 NO3– + H2O

NiOHNO3 + HNO3 Ni(NO3)2 + H2O

BO₃^3- + 3H⁺  H₃BO₃.

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 44

1. Протекторная и катодная защита металлов от коррозии.

Коррозия является электрохимическим процессом, образующим электрические потенциалы на участках поверхности металла с появлением при этом электрического тока (называемого в данном случае коррозионным током). Поэтому основным принципом активной катодной защиты черных металлов является защита посредством «жертвенных» электронов. Принцип заключается в том, что один металл (в данном случае – цинк) расходуется (жертвуется) для защиты другого металла (железо). Основной довод в пользу применения в качестве защитного покрытия для стали именно цинка — то, что цинк подвергается ржавлению гораздо медленнее, нежели железо.

Существует несколько способов катодной защиты металла от коррозии:

– присоединить к «плюсу» аккумуляторной батареи защищаемый металл (подземный трубопровод), сделав его катодом;

– прикрепить к днищу корабля (или нефтепроводу) цинковую пластину, которая будет ржаветь, защищая сталь (такая пластина называется протектором, а катодная защита — протекторной);

– покрыть цинком (анодом) защищаемую металлическую поверхность.

Последний метод защиты оказался самым эффективным и получил название — цинкование (оцинковка). Эффект в данном случае достигается за счёт очень хорошего электрического контакта между цинком и сталью.

Протекторная защита металла — способ антикоррозионной защиты, при котором защищаемой поверхности необходимо обеспечить контакт с более активным металлом (ссылка). По отношению к железу, более активными металлами являются кадмий, хром, цинк, магний и другие металлы.

Из механизма коррозии металла, следует, что более активный металл начинает испускать электроны и присоединять к образовавшимся ионам гидроксильной группы из раствора электролита, а другой, менее активный, будет принимать электроны, присоединяя их к своим ионам. В результате, более активный металл — анод — будет окисляться, а менее активный металл — катод восстанавливаться. Таким образом, анод будет защищать от коррозии

д будет окисляться, а

Протекторная защита нашла широкое применение для защиты таких объектов как: подземные трубопроводы, резервуары, морские и речные суда и др. Все эти объекты находятся в постоянном контакте с электролитом, будь то грунтовые воды, химические растворы, морская или речная вода.

Для реализации протекторной защиты необходимо обеспечить соприкосновение самого протектора с чистой поверхностью защищаемого металла См. Рис. 1.

Если на эту конструкцию будет воздействовать внешняя среда, то электроны протектора будут переходить в защищаемый металл и на катоде начнется выделение водорода. Ионы протектора, соединяясь с кислородом (гидроксильными группами OH), вызывают окислительную реакцию, которая приводит к появлению гидроокиси того металла, из которого сделан протектор. Таким образом, обеспечивается катодная защита металла до тех пор, пока протектор полностью не разрушится вследствие коррозии. После полного разрушения начнет корродировать и сам металл.

Среди лакокрасочных материалов выделят класс протекторных грунтовок (цинконаполненных или цинкосодержащих). Применение данного вида материалов получило название «холодное цинкование».

2. Укажите, какие молекулы из перечисленных имеют угловую форму:

H₂O, BeCl₂, CO₂, H₂S?

H₂O, H₂S

3. Определите молярные концентрации ионов Н⁺ и ОН^-; рН и рОН 0,00001 М растворов азотной кислоты и едкого кали, если их степени диссоциации принять равными 1

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 37

1. Электролиз водных растворов электролитов с инертным анодом.

При рассмотрении электролиза водных растворов необходимо

помнить, что кроме ионов электролита во всяком водном растворе есть еще

ионы Н+ и ОН- - продукты диссоциации воды. В электрическом поле ионы Н+

перемещаются к катоду, а ионы ОН- к аноду. Таким образом, у катода могут

разряжаться как катионы электролита, так и катионы водорода. У анода

может происходить разряд как анионов электролита, так и гидроксид –

ионов. Кроме того, молекулы воды также могут подвергаться

электрохимическому окислению или восстановлению. Из нескольких

возможных процессов будет протекать тот, осуществление которого

сопряжено с минимальными затратами энергии.

2. Составьте полную электронную формулу элемента, расположенного в 6-ом периоде, 7-й группе, главной подгруппе.

Рений 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d⁵

3. Объясните, почему сера и хлор проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы, а кислород и фтор таковой не проявляют.