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:

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени: v = k[A]n[B]m,   для реакции aA + bB = ...

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.