Билеты по химии
ава солей:
[pic]
[pic]
Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием
электрического тока, от времени, силы тока и природы электролита может быть
установлена на основании обобщенного закона Фа-радея:
[pic]
где m — масса образовавшегося при электролизе i-вещества (г); Э —
эквивалентная масса i-вещества (г/моль); М — молярная масса i-вещества
(г/моль); n — заряд i-иона; I — сила тока (A); t — продолжительность
процесса; F — константа Фарадея, характеризующая количество электричества,
необходимое для выделения 1 эквивалентной массы вещества (F = 96 500 К =
26,8 А•ч).
Билет №13.
Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в
связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И.
Менделеева.
Гидриды. В соединениях с неметаллами водород проявляет степень
окисления +1. Поскольку энергия ионизации водорода очень большая,
химическая связь его с неметаллами не ионная, а полярно-ковалентная.
Наиболее электроотрицательные р-элементы в правой части периодов, например
сера и хлор, реагируют с водородом, образуя ковалентные гидриды, которые
обладают кислотными свойствами и сила этих кислот увеличивается по мере
увеличения размера атома присоединяемого к водороду неметалла. Исключениями
являются метан СН4, представляющий собой нейтральное соединение, а также
аммиак NH3, обладающий основными свойствами. Водородные соединения
неметаллов хорошо растворимы в воде и образуют кислоты с теми же формулами.
Более электроотрицательные р-элементы, например алюминий, кремний и
фосфор, в нагретом состоянии не реагируют с водородом.
Билет №14.
Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в
изменении их свойств в связи с положением химических элементов в
периодической системе Д. И. Менделеева. Характерные химические свойства
оксидов: основных, амфотерных, кислотных.
Реакционная способность элементов во взаимодействии с кислородом,
вообще говоря, уменьшается при перемещении вправо вдоль каждого периода.
Например, в 3-м периоде два s-металла, натрий и магний, и два р-элемента,
алюминий и фосфор, бурно реагируют с кислородом, образуя оксиды. В том же
периоде элементы кремний и сера способны только медленно реагировать с
кислородом. Хлор и аргон, расположенные в правом конце периода, вообще не
реагируют с кислородом.
Электроположительные s-металлы образуют ионные оксиды, как, например,
оксид натрия Na2O и оксид магния MgO. Оксиды элементов, расположенных в
средней и правой частях периода, являются преимущественно ковалентными
соединениями, как, например, оксиды азота и серы.
Кислотно-основный характер оксидов тоже изменяется от основного у
оксидов элементов левой части периода к амфотерному у оксидов элементов
средней части периода и далее к кислотному у оксидов элементов правой части
периода. Например, s-металлы обычно образуют оксиды, которые растворяются в
воде с образованием щелочных растворов:
[pic]
Молекулярные оксиды р-элементов, например диоксид углерода и триоксид
серы, обычно обладают кислотными свойствами. Закономерное изменение
основных свойств с переходом к кислотным свойствам наглядно проявляется у
оксидов элементов 3-го периода.
[pic]
Билет №15.
Кислоты, их классификация и химические свойства на основе представлений об
электролитической диссоциации. Особенности свойств концентрированной серной
кислоты на примере взаимодействия с медью.
Кислота — сложное вещество, при диссоциации которого образуется только
один тип катионов — ионы водорода.
[pic]
Классификация кислот.
[pic]
Соляная кислота — водный раствор газа хлоро-водорода в воде.
Химические свойства. Кислоты изменяют цвет индикаторов: лакмус
окрашивается в красный цвет, метилоранж — в желтый.
При реакции с основаниями образуется соль и вода (реакция
нейтрализации). В реакцию вступают как растворимые, так и нерастворимые в
воде основания:
[pic]
При реакции с основными оксидами образуются со ли:
[pic]
Кислоты реагируют с металлами, находящимися в ряду напряжений до
водорода, при этом выделяется газообразный водород и образуется соль:
[pic]
Сильные кислоты реагирует с солями слабых кислот, вытесняя слабые
кислоты из их солей:
[pic]
Получение кислот. Многие кислоты можно получить при реакции кислотных
оксидов с водой:
[pic]
[pic]
Концентрированная серная кислота при обычной температуре не действует
на многие металлы. По этой причине, например, безводная серная кислота в
отличие от её растворов может сохраняться в железной таре.
Но концентрированная серная кислота действует почти на все металлы при
нагревании. При этом образуются соли серной кислоты, однако водород не
выделяется, а получаются другие вещества, например сернистый газ.
Так, при нагревании концентрированной серной кислоты с медью вначале
серная кислота окисляет медь до окиси меди, а сама восстанавливается при
этом до сернистой кислоты, которая тотчас же разлагается на сернистый газ и
воду:
[pic]
Образовавшаяся окись меди реагирует с избытком серной кислоты, образуя
соль и воду:
[pic]
Таким образом, окись меди является промежуточным веществом в этой
реакции. Сложив эти уравнения, мы получим итоговое уравнение реакции, в
которое входят только исходные и конечные вещества:
[pic]
Билет №16.
Основания, их классификация и химические свойства на основе представлений
об электролитической диссоциации.
Основания — электролиты, при диссоциации которых образуется только
один вид анионов — гидроксид-ионы.
[pic]
Классификация оснований
1. Растворимые в воде (щелочи) — гидроксиды металлов главных подгрупп
I и II групп.
[pic]
2. Нерастворимые в воде — гидроксиды остальных металлов.
[pic]
Химические свойства. Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмус
становится синим, фенолфталеин – малиновым).
Взаимодействие с кислотами:
[pic]
Взаимодействие с кислотными оксидами:
[pic]
Растворы щелочей вступают в реакции ионного обмена с растворами солей,
если образующийся при этом гидроксид нерастворим в воде:
[pic]
При нагревании слабые основания разлагаются на оксиды металлов и воду:
[pic]
Получение оснований. Щелочи получают электролизом растворов солей.
Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде:
[pic]
Уравнение реакции:
[pic]
Нерастворимые в воде основания получают реакцией обмена со щелочами:
[pic]
Билет №17.
Средние соли, их состав, названия, химические свойства (взаимодействие с
металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций
окисления-восстановления и ионного обмена).
Соли — электролиты, в растворах которых есть катионы металлов или ион
аммония и анионы кислотных остатков.
Названия: название аниона + название катиона в родительном падеже +
степень окисления металла.
[pic]
1.B водных растворах соли могут реагировать со щелочами. Так,
хлористый магний MgCl2 взаимодействует с едким натром, образуя новую соль и
новое основание:
[pic]
2. Соли могут реагировать с кислотами. Так, раствор азотнокислого
бария Ва(гЮз)а взаимодействует с раствором серной кислоты, образуя новую
кислоту и новую соль:
[pic]
З.В водных растворах соли могут реагировать между собой.
Если слить вместе водные растворы хлористого кальция CaCl2 я
углекислого натрия Na2CO3 TO тотчас же образуется белый осадок
нерастворимого в воде углекислого кальция СаСО3, а в растворе — хлористый
натрий:
[pic]
4. В водных растворах солей металл, входящий в их состав, может
замещаться другим металлом, стоящим до него в ряду активности.
Если в раствор сернокислой меди опустить чистую железную проволоку или
кусочек цинка, то на их поверхности выделяется медь, а в растворе
образуется сернокислое железо (если было опущено железо) или сернокислый
цинк (если был опущен цинк):
[pic]
Но из сернокислого цинка нельзя вытеснить цинк медью: медь в ряду
активности стоит после цинка.
Билет №18.
Гидролиз солей (разобрать первую стадию гидролиза солей, образованных
сильным основанием и слабой кислотой, слабым основанием и сильной
кислотой).
Взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются
малодиссоциирующие соединения (ионы или молекулы), называют гидролизом
соли
Четыре тип
| |  скачать работу |
Билеты по химии |
