Химия тест

1. Гомогенная  реакция, которые идут в какой-нибудь одной фазе – газовой или жидкой.NO₂(г) + CO(г) = NO(г) + CO₂(г);

NaOH(р-р) + HCl(р-р) = NaCl(р-р) + H₂O. Гетерогенная между газообразным веществом и раствором, раствором и тв. веществом, между тв. и газообразным веществами. Метод получения водорода из металлического цинка и разбавленной серной кислоты:

Zn(тв) + H₂SO₄(р-р) = H₂(г) + ZnSO₄(р-р). Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, условий протекания реакции: концентрации, t ,катализаторов. Закон действующих масс – скорость хим. Реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. : А и В конц. Вещества (моль/л).

2. В реакциях обмена участвуют соли, кислоты, основания. Многие диссоциируются на ионы, следовательно реакции происходя между ионами.

3 Ca(NO3)2 + 2 Na3PO4 --> Ca3(PO4)2↓ + 6 NaNO3 Полное: 3Ca(2+) + 6NO3(1-) + 6Na(1+) + 2PO4(3-) --> Ca3(PO4)2↓ + 6Na(1+) + 6NO3(1-) Сокращенное:3Ca(2+) + 2PO4(3-) --> Ca3(PO4)2↓ 

3. Атом-электрон, протон, нейтрон; мельчайшая частица химического элемента, носитель всех его химических свойств

4. Термохи́мия — определение и изучение тепловых эффектов реакций, установление их взаимосвязей с различнымифизико-хим. Параметрами, измерение теплоёмкостей веществ.

Терм. уравнения - ур, в которых около символов хим. соединений указываются агрегатные состояния этих соединений. Энтальпия- функция состояния:Нпрямой=-Нобратной. Тф. Зак. Гесса- тепловой эффект энтальпии хим.реакции зависит от начального и конечного состояния веществ, и не зависит от промежуточных стадий процесса.

5. При́нцип Па́ули — которому два и более тождественных фермиона (частиц с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.Тф.

6. Энергия Гиббса-это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции,это термодинамический потенциал следующего вида:

7. Полярная:+- ; Неполярная: нет катиона и аниона, О₂, N₂, Cl₂

8. Обратимые реакции протекают не до конца. Ле Шателье— если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия, то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q синтез аммиака, тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

9. Длина — расстояние между ядрами хим.связанных атомов. Энергия равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Полярность(+,-).Насыщаемость – свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Направленность – связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков образующих связь различают: σ и π

10. Энтропия S-это мера вероятности состояния хим.системы,=логарифму, которыми может быть реализовано данное макро состояние: S=Rlnw. S-меря беспорядка в системе.

11. Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант- Гоффа при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза

12. sp, sp², sp³, sp³d² гибридизации вершины в многограннике, описывающем геометрию химической частицы, равноценны, и поэтому кратные связи и неподеленные пары электронов могут занимать любые из них.

13. -это результат электростатического взаймод противопол заряжен ионов.

Все ионные соед в тв.состовляющие образуют кристалл решетку в котором каждый ион окружен ионами противопол знака при этом все свзяи данного иона кристалл можно рассмотреть как единую молекулу

сильные металлы реагируют с активными неметаллическими элементами; электроны переходят от одного атома к другому; возникшие ионы обладают стабильной конфигурацией внешних оболочек; между противоположно заряженными частицами возникает электростатическое притяжение.

14. Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе:соли, неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI;основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH ) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Активность ионов-это условно эффективное концентрация иона в соотв с которой он действует в растворы:A=f*c; a=активность, C=концентрация

Коэффициент активности отношение активности данного компонента раствора к его концентрации:

15. Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс.

электролиз водного раствора сульфата калия (K₂SO₄) с угольными электродами.

Следовательно, электролиз водного раствора сульфата калия сводится к электролизу воды, а количество растворенной соли остается неизменным.

16. Атом водорода соедин сильно электроотриц элемент способен к преобраз еще одной связи водородной .Наличие водород связей приводит к заметной полиризации воды, фтора, водорода.

Вещество с молекул структурой проявляется в межмолекул взаймодейств.

Силы межмолеку взаимодействии слабых сил приводящих и образов ковалентной связи но проявляются они на больших расстояниях.

17. )

Вода является слабым электролитом и  диссоциирует  по  уравнению:   H₂O  H⁺ + OH^-. Выражение для константы диссоциации  имеет вид:     К_дис = [H⁺]_рав [OH^-]_рав  =1,8 10^-16. В чистой воде   [H⁺] [OH^-] = 1 10^-14 , тогда  [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 моль/л_.     В водных растворах кислот   [H⁺] > [OH^-]  или  [H⁺] > 7 моль/л, среда кислая.

18. Рассмотрим электролиз водного раствора бромида меди (CuBr₂) с угольными электродами. Схема электролиза:

Суммарное уравнение:

или

19. Совокупность ОВР , которые протекают на электродах в растворах или расплавах электролитов при пропускании через них электрического тока, называют электролизом.При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого) анода (например, графита или платины), на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов, на катоде — восстановление катионов и ионов водорода. На аноде могут образовываться следующие продукты:а) при электролизе растворов, содержащих анионы F^-, SО₄^2- , NO₃^-, РO₄^3-, ОН^- выделяется кислород;б) при окислении анионов органических кислот происходит процесс: 2RCOO^- - 2е → R-R + 2СО₂.

20. ПР в ТФ.Раствор электр в насыщенном растворе при данном темпера есть величина постоянная и назыв произведе растворимости.

21. Амфотерность (двойственность свойств) гидроксидов и оксидов многих элементов проявляется в образовании ими двух типов солей. Например, для гидроксида и оксида алюминия: а) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O Al₂О₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O….б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O (в расплаве) Al₂О₃ + 2NaOH(т) = 2NaAlO₂ + H₂O (в расплаве)Взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями:2Cr(OH)3 + 3SO3 = Cr2(SO4)3 + 3H2O; Al(OH)3 + 3HBr = AlBr3 + 3H2O; Zn(OH)2+ 2NaHSO4 = ZnSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

22.  Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по катиону и по аниону.

23. ОВР - происходят с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. При окислении веществ степень окисления элементов возрастает, при восстановлении - понижается

Cu

+

HNO3

=

Cu(NO3)2

+

NO

+

H2O

Реакции диспропорционирования происходят тогда, когда молекулы одного и того же вещества способны окислять и восстанавливать друг друга

HNO2

=

HNO3

+

NO

+

H2O

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления происходят тогда, когда в молекуле соседствуют атомы-окислители и атомы-восстановители. Рассмотрим разложение бертолетовой соли KClO₃ при нагревании:

KClO3

=

KCl

+

O2

24. Первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнениюNа₂СО…..Nа₂СО₃ + Н₂О NаНСО₃ + NаОН, или в ионно-молекулярной форме: CO₃^2-+ Н₂О НСО₃ ^- + ОН^-.

 Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)

 NаНСО₃ + Н₂О Nа₂СО₃ + NаОН, Или НСО₃ ^- + Н₂О Nа₂СО₃ + ОН^-.

25. Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Электролиз расплавов солей

1)Катионы металлов восстанавливаются на катоде: К(-): Zn²⁺ + 2e^- →   Zn⁰;      Na⁺ + 1e^- → Na⁰

2)Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде: А(+):  2Cl¯ - 2e^-→Cl₂

3)Анионы кислородсодержащих кислот  образуют соответствующий кислотный оксид и кислород: А(+): 2SO₄²ˉ - 4e^- →   2SO₃ + O₂

В водных растворах электролитов, кроме гидратированных катионов и анионов, присутствуют молекулы воды, которые также могут подвергаться электрохимическому окислению и восстановлению.

26. Концентрация-сколько вещества в растворе(n). Массовая доля (С_%). Молярная концентрация (С_м) Моляльная концентрация  (C_m)Молярная концентрация  эквивалента  (С_N)Мольная доля (С). ФТ.

27. Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спиновогоквантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. ФТ.

28. Коррозия металлов - это процесс окисления, перехода металлов из чистого состояния в соединения, вследствие химического или электрохимического взаимодействия металла трубопровода с окружающей средой. два вида:  сплошная - когда коррозионному разрушению в той или иной мере подвергалась вся незащищенная изоляцией поверхность металла;  несплошная - когда на поверхности металла трубы участки, пораженные коррозией, чередуются с неповрежденными коррозией участками.

29. Sэл.-эл.с. у которых происходит заполнение последнего эн.уровня. Sподуровны – два первых эл. каждого периода или эл. гл. подгрупп 1-ой и 2-ой группы. Рэл.- у которых происходит заполнение последнего эн. уровня. Рподуровня- последние 6эл. каждого периода или эл. гл. подгрупп 3-ей 8-ой групп. Dэл.- у которых происходит заполнение 2-ого снаружи уровня. Dподуровня- эл. вставных декад (10) или эл. побочных подргупп. Fэл.- эл. у которых происходит заполнение 3-его снаружи уровня. Fподуровня- лантоноиды и актиноиды.

30. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды.

    NaCl  Na+ + Cl-

31. Эквивалентом вещества считается такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов Н или замещает то же количество атомов Н в хим. реакциях

 Э оксида = М оксида / (Число атомов элемента х валентность элемента)

 Э кислоты = М кислоты / Основность кислоты

Э основания = М основания / Кислотность основания

32. Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. Степень эл. диссоциации зависит от температуры раствора. Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита и его степень диссоциации, то получим законо разбавления Оствальда.

33. Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения ее свойств.

Коллигативные свойства растворов — это те свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.

34. Схема электролиза расплава натрия:NaCl = Na⁺ + Cl^-; Na ⁺ + e^- = Na^◦ 2Cl^- - 2e^- = Cl₂

Суммарное уравнение реакции:2Na⁺ + 2Cl^{- электролиз} 2 Na + Cl_2; 2NaCl ^{электролиз} 2Na + Cl₂

Расплав: СаСІ2 =Са2+ + 2СІ-  К(-) Са2+ +2е=Са  А(+) 2СІ- -2е=СІ2  СаСІ2 =Са +СІ2  Раствор: СаСІ2 =Са2+ + 2СІ-  К(-) Са2+, Н2О 2Н2О+ 2е =Н2 + 2ОН-  А(+) 2СІ- 2СІ- -2е=СІ2  СаСІ2 +2Н2О=Са(ОН)2 + Н2 + СІ2 KOH = K+ + OH– (–) Катод: K+ + 1e = Ko ¦х 4 (+) Анод: 4OH– – 4e = O2+ 2H2O ¦х 1  4K++ 4OH– = O2 + 2H2O+ 4K 4KOH > 4K + O2 + 2H2O

35. Ко́мплексные соединения— частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому). По природе лиганда:Аммиакаты — комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например: [Cu(NH₃)₄]SO₄

36. Стандартным электродным потенциалом называет­ся потенциал, возникающий на границе металл - рас­твор при активности потенциалопределяющих ионов в растворе 1 моль/л и температуре 298 К. Ряд напряжений - это расположение металлов в по­рядке возрастания их стандартных электродных по­тенциалов. Уравнение Нернста.Значение электродного потенциала, воз­никающего на границе металл - раствор, зависит от природы металла, активности его ионов в растворе и от температуры. Влияние всех перечисленных факторов на величину электрод­ного потенциала металла выражается уравнением Нернста:

37. В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная. Пример аквакатиона железа(II):

FeCl_2кр + 6H₂O = [Fe(H₂O)₆]² + 2ClЭлектронная формула атома железа – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶.

38. Химический источник тока— источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию.Существует два основных вида источников тока: аккумулятор и гальванический элемент. Каждый из них является химическими источниками тока, потому что электрический ток в них вырабатывается благодаря происходящим в них химическим реакциям.Гальванический элемент — одноразовый источник тока, а аккумулятор подвергается многоразовой зарядке.

39. Степень окисления- это число электронов отданных или принятых от одного к другому. ФТ.

40. Применение электролиза для обработки поверхностей включает как катодные процессы гальванотехники (в машиностроении, приборостроении, авиационной, электротехнической, электронной промышленности), так и анодные процессы полировки, травления, размерной анодно-механической обработки, оксидирования металлических.  Гальваностегия – это электроосаждение на поверхность металла другого металла, который прочно связывается с покрываемым металлом. Гальванопластика – получение путем электролиза точных, легко отделяемых металлических копий значительной толщины с различных как неметаллических, так и металлических предметов, называемых матрицами.

Размеры атомов и ионов. Вследствие волновой природы электрона * атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов. Энергия ионизации, энергия средства к электрону- в химических реакциях ядра атомов не подвергаются изменению, электронная же оболочка перестраивается, причем атомы способны превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы.

Электроотрицательность- эта величина характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе связующие электроны.

42. Применение электрохимической защиты, которая позволяет снизить степень коррозионных процессов благодаря законам гальваники. Уменьшение агрессивной реакции производственной среды. Повышение химического сопротивления металлических материалов. Изолирование поверхности металлических конструкций от негативного атмосферного воздействия.

43. Электролизомназывают процессы, протекающие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника тока через электролиты. Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:m = kQ, но Q =It

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (М_э):

44. Реакциями межмолекулярного окисления – восстановления называются окислительно-восстановительные реакции, окислитель и восстановитель в которых представлены молекулами разных веществ. Реакции диспропорционирования возможны, когда в исходном веществе элемент имеет промежуточную степень окисления.

45. Активация заключается в переходе молекул в такое состояние, в котором становится возможным химическое превращение. Разность среднего запаса энергии молекул в активном и неактивном состояних называется энергией активации. Активные молекулы – молекулы в активном состоянии, образующиеся из обычных молекул и способные реагировать

46. Гидролиз - реакции взаимодействия веществ с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей. Результат гид­ролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации H₂O. 1.Соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Уравнение гидролиза соли ацетата натрия вмолекулярной

2. Соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли хлорида аммония в молекулярной форме:

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием. Уравнение гидролиза соли цианида аммония в молекулярной и ионной формах:

47. Процесс передачи электронов от одних веществ к другим, называют окислительно—восстановительными реакциями. Восстановители: многие металлы (магний, алюминий, цинк, железо);—    аммиак NH₃ и соли аммония (NH₄Cl); — сероводород H₂S и сульфиды (Na₂S);—    йодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, соляная кислота HClи их соли (KI, NaBr, CaCl₂);—    тиосульфат натрия Na₂S₂O₃;—    сульфит натрия Na₂SO₃; — пероксид водорода H₂O₂;— многие органические вещества: спирты, альдегиды, карбоновые кислоты, углеводороды. Важнейшими окислителями являются:— азотная кислота HNO₃ и нитраты (например, NaNO₃);

48. Открытие Д. И. Менделеевым Периодического закона 1) металлические свойства ослабевают;2) неметаллические свойства усиливаются;3) с. о. в высших оксидах – увеличиваются с +1 до +8;4) с. о. в летучих водородных соединениях – с -4 до -1;5) оксиды от основных через амфотерные сменялись кислотными;6) гидроксиды от щелочей через амфотерные сменялись кислотами. Периодический закон: Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов. Атом-ядро(р⁺,n⁰), електрон(е). Изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента с одинаковым числом протонов и разным массовым числом.

49. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же хим. элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить так:. σ - связь значительно прочнее  π-связи, причём π-связь может быть только с σ-связью, За счёт этой связи образуются двойные и тройные кратные связи.

50. Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме).К слабым электролитам относятся:1) неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S, HNO₂, H₂SO₃ , HCN, H₃PO₄, H₂SiO₃, HCNS, HСlO и др.);2) вода (H₂O);3) гидроксид аммония (NH₄OH);4) большинство органических кислот(например, уксусная CH₃COOH, муравьиная HCOOH);5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов .Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НСl) записывается следующим образом:HCl → H⁺ + Cl^–  .

51. Константы нестойкости комплексных ионов являются мерой их относительной устойчивости, подобно тому как константы диссоциации слабых электролитов являются мерой их относительной силы. Константа нестойкости комплексного иона характеризует прочность ( устойчивость) внутренней сферы комплексного соединения.   В растворах комплексные соединения могут подвергаться первичной и вторичной диссоциации.

52. В качестве окислителей могут выступать простые вещества – неметаллы, оксиды, кислоты, соли, органические вещества. Взаимодействие с неметаллами -щелочные металлы легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность: оксид образует только литий:4Li + O₂ = 2Li₂O,натрий образует пероксид:2Na + O₂ = Na₂O₂.С галогенами все щелочные металлы образуют галогениды:2Na + Cl₂ = 2NaCl.Взаимодействие с водой - все щелочные металлы реагируют с водой, литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:2M + 2H₂O = 2MOH + H₂.Взаимодействие с кислотами -щелочные металлы способны реагировать с разбавленными кислотами с выделением водорода, однако реакция будет протекать неоднозначно, поскольку металл будет реагировать и с водой, а затем образующаяся щелочь будет нейтрализоваться кислотой.