Билеты по химии

происходит изменения степеней окисления.

Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:

1) в результате реакции выпадает осадок:

[pic]

2) в результате реакции выделяется газ:

[pic]

3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество:

[pic]

Ионный обмен – это процесс, в результате которого ионы, находящиеся в

твердой фазе. обмениваются с ионами, находящимися в растворе. Нерастворимое

твердое вещество может представлять собой какой-либо природный материал

либо синтетическую смолу. Природные материалы, используемые для ионного

обмена, включают цеолиты (комплексные алюмосиликаты натрия) и глауконитовый

песок.

На поверхности этих твердых веществ имеются электрически заряженные

центры, расположенные на более или менее регулярном расстоянии друг от

друга. Эти центры удерживают на себе простые ионы с зарядами

противоположного знака. Именно эти ионы обмениваются с другими ионами,

содержащимися в растворе.

Катионообменники. Катионообменные материалы состоят из трех частей:

1) основная масса, или скелет, обычно обозначаемый символом R–;

2) активные центры (такие группы, как —[pic] либо —[pic]);

3) катионы, подлежащие обмену (обычно это ионы Н+ или Н3О+).

Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором,

в котором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается

равновесие. Например,

[pic]

Если первоначально раствор содержит, например, хлорид натрия, то ионы

натрия обмениваются с ионами водорода и из нижней части колонки вытекает

разбавленный раствор соляной кислоты.

Ионообменный материал можно регенерировать (восстанавливать), промывая

колонку разбавленной соляной кислотой. Это приводит к смещению влево

рассматриваемого равновесия, в результате чего ионы натрия замещаются

ионами водорода.

Анионообменники. Анионообменник удаляет из раствора анионы. Типичным

примером анионного обмена является следующее равновесие:

[pic]

Для регенерации анионообменника может использоваться какое-либо

основание, например раствор гидроксида натрия. Это сдвигает указанное

равновесие влево.

Билет №8.

Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической

реакции (зависимость скорости от природы, концентрации вещества, площади

поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температуры,

катализатора).

Скоростью химической реакции называется изменение количества вещества

за единицу времени в единице объема.

[pic]

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ.

При реакции металлов с соляной кислотой, чем левее расположен металл в

раду напряжений, тем быстрее протекает реакция, а металлы, находящиеся

правее водорода, не реагируют вообще:

[pic]

Скорость реакции увеличивается при увеличении концентрации реагирующих

веществ.

Горение веществ в чистом кислороде происходит быстрее, чем в воздухе,

содержание кислорода в котором составляет 21%:

[pic]

Скорость реакции увеличивается при увеличении поверхности

соприкосновения реагирующих веществ.

Железные опилки быстрее реагируют с соляной кислотой, чем железные

гвозди:

[pic]

Скорость реакции увеличивается с увеличением темпера-

Железо при обычной температуре реагирует с хлором очень медленно, при

высокой же температуре протекает бурная реакция (железо горит в хлоре):

[pic]

Водород восстанавливает оксиды металлов при нагревании, при комнатной

температуре эта реакция не идет, то есть ее скорость равна 0:

[pic]

Скорость многих реакций увеличивается в присутствии специальных

веществ — катализаторов.

Катализаторы увеличивают скорость реакции, но по окончании реакции

остаются неизменными.

Примеры каталитических реакций:

[pic]

(реакция сильно ускоряется в присутствии МnО2).

[pic]

(реакция протекает только в присутствии катализаторов — платины,

оксида ванадия (V), железа и др).

Билет №9.

Общая характеристика металлов главных подгрупп I – III групп (I-A – III-A

групп) в связи с их положением в периодической системе химических элементов

Д. И. Менделеева и особенности строение их атомов, металлическая химическая

связь, химические свойства металлов как восстановителей.

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в

главных подгруппах I—Ill групп, а также в побочных подгруппах.

[pic]

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне

находится 1 электрон в состоянии s1, во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2

электрона в состоянии s2. Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA

группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s2p1. Они

относятся к p-элементам.

В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность

которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения

радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у

щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металлов IIIA

группы Al, Ga, In, Tl.

Оксиды типа R2O характерны только для Li, для всех остальных щелочных

металлов характерны пероксиды R2O2, которые являются сильными окислителями.

Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, кроме Be

и Al, которые проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства. Атомы металлов имеют больший радиус, чем атомы

неметаллов, поэтому легко теряют валентные электроны. Вследствие этого

металлы проявляют восстановительные свойства.

[pic]

Билет №10.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV – VII групп (IV-A – VII-

A) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.

И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Изменение окислительно-

восстановительных свойств неметаллов на примере элементов VI-A группы.

(((

При движении сверху вниз по группам увеличивается радиус атома и

следовательно уменьшаются окислительные свойства.

Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств

неметаллов на примере кислорода и серы.

Схемы электронных оболочек:

[pic]

На внешнем электронном уровне атомов кислорода и серы находится по 6

электронов.

У кислорода окислительные свойства выражены сильнее, так как радиус

атома меньше и валентные электроны сильнее притягиваются к ядру. Для

кислорода наиболее характерна степень окисления —2, проявляющаяся при

достройке внешнего энергетического уровня до 8 электронов.

Сера также может являться окислителем, проявляя степень окисления —2,

но характерны также степени окисления +4 (при потере 4 р-электронов) и +6

(при потере всех шести валентных электронов).

В реакциях с металлами кислород и сера проявляют окислительные

свойства, образуя оксиды и сульфиды соответственно:

[pic]

В реакциях с неметаллами кислород проявляет свойства окислителя:

[pic]

Сера может быть как окислителем

[pic]

так и восстановителем:

[pic]

Сера выступает в роли восстановителя в реакции с концентрированной

азотной кислотой:

[pic]

Билет №11.

Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.

Если какой-либо элемент может существовать в двух или нескольких

твердых формах (кристаллических либо аморфных), то считается, что он

проявляет аллотропию. Различные формы одного элемента называются

аллотропами. Аллотропы существуют приблизительно у половины всех элементов.

Например, углерод существует в виде алмаза либо графита. Сера

существует в двух кристаллических формах - ромбической и моноклинной - в

зависимости от температуры. Обе ее кристаллические формы являются примерами

молекулярных кристаллов. Молекулы в них представляют собой гофрированные

циклы, в каждом из которых содержится по восемь ковалентно связанных атомов

серы. Твердая сера может существовать еще в третьей аллотропной форме как

пластическая сера. Эта форма серы неустойчива. Она состоит из длинных

цепочек атомов серы, которые при комнатной температуре разрушаются и снова

образуют молекулы S8, кристаллизующиеся в ромбическую решетку.

[pic]

Фосфор может существовать в трех аллотропных формах. Наиболее

устойчивая из них-красный фосфор. Красный фосфор имеет каркасную

кристаллическую структуру, в которой каждый атом ковалентно связан с тремя

другими атомами фосфора. Белый фосфор представляет собой молекулярный

кристалл. Каждая его молекула содержит четыре атома фосфора, ковалентно

связанных в тетраэдричес-кую структуру. Третий аллотроп - черный фосфор -

образуется только при высоких давлениях. Он существует в виде

макромолекулярной слоистой структуры.

[pic]

Билет №12.

Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия).

Практическое значение электролиза.

Электролизом называются реакции в растворах или расплавах

электролитов, происходящие под действием электрического тока.

В расплавах или растворах происходит диссоциация электролита. Катионы

смещаются к катоду, анионы — к аноду.

Электролиз расплавов. На катоде происходит восстановление катионов, на

аноде — окисление анионов.

Электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавливаются

катионы Na+ и выделяется металлический натрий, на аноде окисляются хлорид-

ионы и выделяется хлор:

[pic]

Электролиз водных растворов. В процессах на катоде и аноде могут

участвовать не только ионы электролита, но и молекулы воды.

Будут ли на катоде восстанавливаться катионы металла или молекулы

воды, зависит от положения металла в ряду напряжений металлов.

[pic]

Если металл находится в ряду напряжений правее водорода, на катоде

восстанавливаются катионы металла; если металл находится в ряду напряжений

левее водорода, на катоде восстанавливаются молекулы воды и выделяется

водород. Наконец, в случае катионов металлов от цинка до свинца может

происходить либо выделение металла, либо выделение водорода, в зависимости

от концентрации раствора и других условий.

На аноде также может происходить либо окисление анионов электролита,

либо окисление молекул воды. При электролизе солей бескислородных кислот

или самих кислот на аноде окисляются анионы (кроме F–.) В случае

кислородсодержащих кислот на аноде окисляются молекулы воды и выделяется

кислород.

Электролиз раствора хлорида натрия. На катоде восстанавливаются

молекулы воды и выделяется водород, а на аноде окисляются хлорид-ионы и

выделяется хлор:

[pic]

Электролиз раствора нитрата серебра. На катоде восстанавливаются

катионы Ag+ и выделяется серебро, на аноде окисляются молекулы воды и

выделяется кислород:

[pic]

Применение. Электролиз расплавов используют для получения фтора,

активных металлов (натрий, калий, магний, кальций, алюминий). Электролиз

растворов используют для получения хлора, щелочей, очистки металлов

(электрорафинирование).

Билет №12 (углубленно).

Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия).

Практическое значение электролиза.

Совокупность химических реакций, которые протекают на электродах в

растворах или расплавах при пропускании через них электрического тока,

называется электролизом.

Указанную совокупность реакций принято подразделять на первичные и

вторичные процессы. Первичные процессы — окислительно-восстановительные

реакции, протекающие на электродах и ведущие, как правило, к образованию

электрически нейтральных активных молекулярных или атомных частиц.

Вторичные процессы — реакции взаимодействия активных частиц, образовавшихся

в первичных процессах, со средой. Например, при электролизе раствора

сульфата натрия протекают следующие электродные реакции:

Первичные реакции

[pic]

Вторичные реакции

[pic]

Приведенная совокупность химических реакций может быть представлена

суммарным процессом:

[pic]

Из этого примера видно, что при электролизе, как и при работе

химического источника тока, на аноде происходят процессы окисления, а на

катоде — восстановления. При этом анод заряжен положительно (+), а катод —

отрицательно (—). Отметим, что при работе химического источника тока,

напротив, анод заряжается отрицательно, а катод — положительно, поскольку в

этом случае протекают процессы, обратные электролизу.

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить

конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерасходуемого)

анода (например, графита), как правило, конкурирующими являются два

окислительных и два восстановительных процесса:

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов

на катоде — восстановление катионов и ионов водорода

При проведении электролиза с использованием активного (расходуемого)

анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются

следующие:

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов;

анодное растворение металла — материала анода

на катоде — восстановление катиона соли и ионов водорода;

восстановление катионов металла, полученных при растворении анода

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде следует

исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой

требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для выбора наиболее

вероятного процесса на аноде и катоде при электролизе растворов солей с

нерасходуемым электродом используют следующие правила.

1. На аноде могут образовываться следующие продукты: а) при окислении

анионов [pic] выделяется кислород; б) при окислении анионов [pic]

выделяются соответственно хлор, бром, иод; в) при окислении анконов

органических кислот происходит процесс: [pic]

2. Если конкурирующими процессами на катоде является восстановление

катионов (металл стоит в электрохимическом ряду напряжений металлов левее

водорода) и ионов водорода, то при этом выделяется водород.

В тех случаях, когда в процессе электролиза используется активный

(расходуемый) анод, то последний будет окисляться в ходе электролиза и

переходить в раствор в виде катионов. Энергия электрического тока при этом

расходуется ка перенос металла с анода на катод. Данный процесс широко

используется при рафинировании (очистка) металлов. Так, на этом принципе

основано, в частности, получение чистой меди из загрязненной. В раствор

медного купороса погружают пластины из очищенной и неочищенной меди.

Пластины соединяют с источником постоянного тока таким образом, чтобы

первая из них (очищенная медь) была отрицательным электродом (катод), а

вторая — положительным (анод). В результате пластина из неочищенной меди

растворяется и ионы меди из раствора осаждаются на катоде. При этом примесь

остается в растворе или оседает на дно ванны. Этот же принцип используется

для защиты металлов от коррозии путем нанесения на защищаемое изделие

тонких слоев хрома или никеля.

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, магния,

кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют

электролиз расплава 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

Страницы: 1, 2, 3