Составление формул по валентностям.

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.

Донорно-акцепторная связь - координационная связь, термин, обозначающий один из способов образования химической ковалентной связи .Обычная ковалентная связь между двумя атомами обусловлена взаимодействием двух электронов — по одному от каждого атома. Д.-а. с. осуществляется за счёт пары электронов одного атома (донора) и свободной (незаполненной) орбитали другого (акцептора).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.

Донорно-акцепторный механизм образования связи – механизм образования связи, при котором один из связываемых атомов является донором электронной пары, а другой – акцептором.

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.

Решение:

Составим уравнения электродных процессов:

CuSO4 = Cu 2+ + SO4 2-

H2O = H+ + OH-

Сu2+, H+ , H2O H2O, OH-, SO4 2-

На катоде (-): На аноде(+):

Сu2+ + 2е  Cu; 2H2O – 4e  O2 + 4H+.

Масса вещества, выделяющаяся на электродах, прямо пропорциональна количеству электричества, пропущенному через раствор .

m(Cu) = k|t = (A(Cu)/2F)|t = (63,55/(2*96500))*2*2400 = 1 ,58 г.

m(O2) = k|t = (A(O)/2F)|t = (16/(2*96500))*2*2400 = 0 ,40 г

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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.

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:

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:

Fe½Fe(NO₃)₂½½ Pb(NO₃)₂½Pb;

Cu½Cu(NO₃)₂½½ AgNO₃½Ag;

Zn½ZnSO₄½½ MgSO₄½Mg.

Составьте уравнения реакций, протекающих на электродах.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 5

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

Основания– это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп

Классификация

1.По числу гидроксидных групп в молекуле

· Однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу

· Двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы

· Трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидые группы

2. По растворимости в воде

· Растворимые

· Нерастворимые

Физические свойства

Все неорганические основания– твердые вещества(кроме гидроксида аммония). Основания имеют разный цвет: гидроксид калия—белого цвета, гидроксид меди—голубого, гидроксид железа—красно-бурого.

Химические свойства

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

2. Взаимодействуют · с кислотами Основание + Кислота = Соль + H2O

KOH + HCl = KCl + H2O

· с кислотными оксидами Щелочь + Кислотный оксид = Соль + H2O

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

· с растворами Раствор щелочи + Раствор соли = Новое основание + Новая соль

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4

· с амфотерными металлами Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2

3. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на основной оксид и воду

Нерастворимое основание = Основной оксид + H2O

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды– это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований. Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в форме кислот.

Физические свойства

Все амфотерные гидроксиды—твердые вещества, не растворимые в воде. Окраска амфотерных гидроксидов зависит от характера входящих в их состав катионов металлов.

Химические свойства

В нейтральной среде амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не дисоциируют на ионы. Они растворяются в кислотах и щелочах

Zn + 2OH = Zn(OH)2 = 2H + ZnO2

Cr + 3OH = Cr(OH)3 = H + CrO2 + H2O

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с щелочами, образуя соль иводу.

Взаимодействие

· С кислотами Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

· С щелочами Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Кислоты– это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла

Классификация

1. По основности. Основность кислоты—это число атомов водорода, которые в молекулекислоты могут замещаться атомами металла.

· Одноосновные, молекулы которых содержат один атом водорода

· Двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода

· Трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода

· Четырехосновные, молекулы которых содержат четыре атома водорода

2. По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты

· Бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода

· Кислородосодержащие, молекулы которых содержат атомы кислорода.

Физические свойства

Кислоты бывают твердыми (ортофосфорная кислота, борная кислота, йодная кислота) и жидкими (серная кислота, азотная кислота). Большинство кислот растворяется в воде. Некоторые кислоты являются растворами газов в воде (хлороводородная кислота, сероводородная кислота).

Химические свойства

Кислоты одинаково изменяют цвет индикатора.

Взаймодействуют

· С основаниями Основание + Кислота = Соль + H2O

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4+ 3H2O

· С основными оксидами Кислота + Основной оксид = Соль + H2O

2HCl + CaO = CaCl2 + H2O

· С амфотерными оксидами Кислота + Амфотерный оксид = Соль + H2O

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O

· С амфотерными гидроксидами Кислота + Амфотерный гидроксид = Соль + H2O

3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O

· С нормальными солями Кислота + Соль = Соль + Кислота

HCl +AgNO3 = AgCl + HNO3

· С металлами 2HCl + Mg = MgCl2 + H2

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты получают путем синтеза водородных соединений неметаллов изпростых веществ и последующего растворения полученных продуктов в воде

Неметалл + H2 = Водородное соединение неметалла

H2 + Cl2 = 2HCl

2. Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.

Кислотный оксид + H2O = Оксокислота

SO3 + H2O = H2SO4

3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.

Соль + Кислота = Соль + Кислота

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4

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.

3. Составьте уравнения возможных реакций:

1) Zn + H₂SO₄(разб)Þ ZnSO4 + H2↑

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

3)2Na + 2HCl Þ H2 +2NaCl

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

5)Ag + H₂SO₄(разб) Þреакции нет

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

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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):

В интервале температур от 0оС до 100оС при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза:

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:

Металл	Zn	Pb	Cu
Стандартный потенциал, В	-0,76	-0,13	+0,34

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 № 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.

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.

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 Þ 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 Þ 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 - окислител

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 10

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 Þ AgNO₃ + NO₂ + H₂O,

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

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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 теорияобразования 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 теорияобразования 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 № 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 № 14

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

Всё это экспериментальные основы становления знаний о атоме и его строении.

1- Спектральный анализ — совокупность методов качественного и количественного определения состава объекта, основанная на изучении спектров взаимодействия материи с излучением, включая спектры электромагнитного излучения, акустических волн, распределения по массам и энергиям элементарных частиц и др.(Кирхгоф 1859, Бальмер 1885, Ридберг)

2- Катодные лучи( их исследовал Крукс)— поток электронов, излучаемый катодом. Учёный установил что кат.лучи переносят отрицательный заряд.

3- Термоэлектронная эмиссия (Эдисон 1881) – способность атомов испускать поток электронов под действием высоких т.

4- Фотоэлектрический эффект (открыл Герц в 1887) – вырывание электронов из вещества под действием падающего на него света.

5- Рентгеновские лучи ( Рентген 1895) – нейтральное коротковолновое электромагнитное излучение. Р.лучи возникают при сильном ускорении заряженных частиц, либо при высокоэнергетических переходах в электронных оболочках атомов или молекул. Эти эффекты используются в рентгеновских трубках.

6- Радиоактивность (Беккерель 1896)- явление испускания атомами невидимых проникающих излучений. Беккерель обнаружил что соли урана испускают неизвестное излучение, способное проникать через непрозрачные преграды. Затем Мария и Пьер Кюри занимались этим вопросом.

7- Открытие электрона Джосефом Томсоном 1897 г. Электрон - частица, представляющая собой элементарный отрицательный электрический заряд, т.е. наименьшее существующее кол-во электричества.

В 1903 г Томсон предложил одну из первых моделей строения атома «Булка с изюмом» : атом - шар по всему объёму которого равномерно распределён положит заряд, внутри шара находятся неподвижные электроны, каждый электрон может совершать колебательные движения около своего положения равновесия, положит. заряд шара равен по модулю суммарному заряду электронов, поэтому заряд атома в целом равен нулю.

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 Þ COCl₂ ; D) 2SO₂ + O₂ + 2H₂O Þ 2H₂SO₄;

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

C) CaO(кр.) + CO₂ Þ CaCO₃;

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

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.

Рисунок 6.1.2. Схема опыта Резерфорда по рассеянию α-частиц. K – свинцовый контейнер с радиоактивным веществом, Э – экран, покрытый сернистым цинком, Ф – золотая фольга, M – микроскоп

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

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.

?tкип=Э x Смоляльн,

Эбуллиоскопическая константа – разница между темпер