Химия - экзаменацтонные билеты. Смещение равновесия при изменении давления. Взаимодействие с кислотами

Формат: DOC (Microsoft Office Word)
Количество: 23 билетаФормат: DOC (Microsoft Office Word)
Количество: 23 билета

Билет №1
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.
В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:***формулы в файле при скачке

Свойства простых тел… и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели¬чины атомных масс элементов.
На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти¬кальные столбцы - группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюдалась периодичность повторения свойств. Например, пришлось \»поменять местами\» теллур и йод, а также аргон и калий.
Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.
После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:***формулы в файле при скачке
Свойства химических элементов и соединений на¬ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.
Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.
Эта формулировка объяснила \»нарушения\» Перио¬дического закона.
В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для элементов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.***формулы в файле при скачке
Причиной периодического изменения свойств химиче¬ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.
Научное значение периодического закона. Периоди¬ческий закон позволил систематизировать свойства хи¬мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест¬вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст¬ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие.

Кратко о темах в билетах:
Билет №2
Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IV-A группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.

Билет №3.
Виды химической связи и способы ее образования в неорганических соединениях: ковалентная (полярная, неполярная, простые и кратные связи), ионная, водородная.

Билет №4.
Классификация химических реакций в неорганической химии.
Классификация по составу исходных веществ и продуктов реакции.

Билет №5.

Билет №5. (углубленный)
Электролиты и неэлектролиты. Электролическая диссоциация неорганических кислот, солей, щелочей. Степень диссоциации.

Билет №6.
Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения (изменение концентрации реагентов, температуры, давления).

Билет №7.
Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

Билет №8.
Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции (зависимость скорости от природы, концентрации вещества, площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температуры, катализатора).

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.

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.

Билет №11.
Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.

Билет №12.

Билет №12 (углубленно).
Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия). Практическое значение электролиза.

Билет №13.
Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.

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.

Билет №15.
Кислоты, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации. Особенности свойств концентрированной серной кислоты на примере взаимодействия с медью.

Билет №16.
Основания, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

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).

Билет №18.
Гидролиз солей (разобрать первую стадию гидролиза солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, слабым основанием и сильной кислотой).

Билет №19.
Коррозия металлов (химическая и электрохимическая). Способы предупреждения коррозии.

Билет №20.
Окислительно-восстановительные реакции (разобрать на примерах взаимодействия алюминия с оксидом железа (III), азотной кислоты с медью).

Билет №21.
Железо, положение в периодической системе, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа. Роль железа в современной технике.

Билет №22.
Высшие кислородосодержащие кислоты химических элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.

Билет №23.
Общие способы получения металлов.

(Документ)

n1.doc

Билеты по химии за курс 11 класса.

Билет №1

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.
В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:
Свойства простых тел... и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели­чины атомных масс элементов.
На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти­кальные столбцы - группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюда­лась периодичность повторения свойств. Например, пришлось "поменять местами" теллур и йод, а также аргон и калий.

Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.

После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:
Свойства химических элементов и соединений на­ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.
Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.

Эта формулировка объяснила "нарушения" Перио­дического закона.

В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для эле­ментов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.

Причиной периодического изменения свойств химиче­ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.

Научное значение периодического закона. Периоди­ческий закон позволил систематизировать свойства хи­мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест­вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст­ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие.

Билет №2

Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IV-A группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.
При перемещении слева направо вдоль периода металлические свойства элементов стано­вятся все менее ярко выраженными. При перемещении сверху вниз в пределах одной группы элементы, наоборот, обнаруживают все более ярко выраженные металлические свойства. Элементы, расположенные в средней части коротких периодов (2-й и 3-й периоды), как правило, имеют каркасную ковалентнуто структуру, а элементы из правой части этих периодов существуют в виде простых ковалентных молекул.

Атомные радиусы изменяются следующим образом: уменьшаются при перемещении слева направо вдоль периода; увеличиваются при перемещении сверху вниз вдоль группы. При перемещении слева направо по периоду возрастает электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону, которые достигают максимума у галогенов. У благородных же газов электроотрицательность равна 0. Изменение сродства к электрону элементов при перемещении сверху вниз вдоль группы не столь характерны, но при этом уменьшается электроотрицательность элементов.

В элементах второго периода заполняются 2s, а затем 2р-орбитали.

Главная подгруппа IV группы периодической системы химических элементов Д. М. Менделеева содержит углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Внешний электронный слой этих элементов содержит 4 электрона (конфигурация s 2 p 2). Поэтому элементы подгруппы углерода должны иметь некото­рые черты сходства. В частности, их высшая степень окисления одинакова и равна +4.

А чем обусловлено различие в свойствах элементов подгруппы? Различием энергии ионизации и радиуса их атомов. С увеличением атомного номера свойства элементов закономерно изменяются. Так, углерод и кремний - типичные неметаллы, олово и свинец - металлы. Это проявляется прежде всего в том, что углерод образует простое вещество-неметалл (алмаз), а свинец типичный металл.

Германий занимает промежуточное положение. Согласно строению электронной оболочки атома p-элементы IV группы имеют четные степени окисления: +4, +2, – 4. Фор­мула простейших водородных соединений - ЭН 4 , причем связи Э-Н ковалентны и равноценны вследствие гибридизации s- и р- орбиталей с образованием направленных под тетраэдрическими углами sp 3 -орбиталей.

Ослабление признаков неметаллического элемента означает, что в подгруппе (С-Si-Ge-Sn-Pb) высшая положительная степень окисления +4 становится все менее характерной, а более типичной становится степень окисления +2. Так, если для углеро­да наиболее устойчивы соединения, в которых он имеет степень окисления +4, то для свинца устойчивы соединения, в которых он проявляет степень окисления +2.

А что можно сказать об устойчивости соединений элементов в отрицательной степени окисления -4? По сравнению с неме­таллическими элементами VII-V групп признаки неметалличе­ского элемента р-элементы IV группы проявляют в меньшей степени. Поэтому для элементов подгруппы углерода отрицатель­ная степень окисления нетипична.

Билет №3.

Виды химической связи и способы ее образования в неорганических соединениях: ковалентная (полярная, неполярная, простые и кратные связи), ионная, водородная.

Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков двух атомов. Каждый атом предоставляет один неспаренный электрон для образования одной химической связи, при этом происходит образование общей электронной пары . Если ковалентная связь образуется между двумя одинаковыми атомами, она называется неполярной .

Если ковалентная связь образуется между двумя различными атомами, общая электронная пара смеща­йся к атому с большей электроотрицательностью (электроотрицательностью называется способность атома притягивать электроны). В этом случае возникает полярная ковалентная связь .

Частным случаем ковалентной связи является донорно-акцепторная связь . Для ее образованья у одного атома должна быть свободная орбиталь на внешнем электронном уровне, а у другого - пара электронов. Один атом (донор) предоставляет другому (акцептору) свою электронную пару, в результате она становится общей, образуется химическая связь. Пример - моле­кула СО:

Ионная связь образуется между атомами с сильно отличающейся электроотрицательностью. При этом один атом отдает электроны и превращается в положи­тельно заряженный ион, а атом, получивший электро­ны, в отрицательно заряженный. Ионы удерживаются вместе за счет сил электростатического притяжения.

Водородная связь образуется между полярными мо­лекулами (вода, спирты, аммиак) за счет притяжения разноименных зарядов.

Прочность водородной связи существенно (~20 раз) меньше, чем ионной или ковалентной связи.

Билет №4.

Классификация химических реакций в неорганической химии.

Классификация по составу исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения - из нескольких веществ (простых или сложных) образуется сложное вещество:

Реакции разложения - сложное вещество превра­щается в несколько веществ (простых или сложных):

Реакции замещения - из простого и сложного веществ образуется простое и сложное вещества:

Реакции обмена - из двух сложных веществ образуются два сложных вещества:

Классификация по изменению степени окисления.

Окислительно-восстановительные реакции - в ходе реакции происходит изменение степеней окисления элементов:

Реакции ионного обмена - изменения степеней окисления не происходит:

Классификация во тепловому эффекту.

Экзотермические реакции - в ходе реакции выделя­ется тепло:

Эндотермические реакции - в ходе реакции погло­щается тепло:

Билет №5.

Электролиты и неэлектролиты

Электрический ток - направленное движение заря­женных частиц под действием внешнего электромагнит­ного поля.

Заряженные частицы:

электроны - ток в металлах;

ионы - ток в растворах.

Электролиты - вещества, растворы которых проводят электрический ток: растворимые кислоты, щелочи, соли. Связь ионная или сильнополярная.

Неэлектролиты - вещества, растворы которых не проводят электрический ток: большинство органических веществ. Связь неполярная или слабополярная.

Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация - распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.
Основы теории электролитической диссоциации – С.Аррениус, 1887г.:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют.

2. Под действием электрического тока ионы движутся в растворе: положительно заряженные - к катоду, отри­цательно заряженные - к аноду.

3. Диссоциация – обратимый процесс

В молекуле воды связь ковалентная полярная, моле­кула угловая, следовательно, молекула воды - диполь.
Причина диссоциации веществ с ионной связью: ди­поли воды разрушают кристаллическую решетку.

Причина диссоциации веществ с ковалентной поляр­ной связью: молекулы воды вызывают еще большую по­ляризацию связи вплоть до ее разрыва.

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Степень диссоциации - отношение числа распавших­ся молекул к общему числу молекул растворенного ве­щества:

Если а  1, то электролит сильный . В растворе прак­тически нет молекул. Примеры: НСl; NaOH; KBr.

Если а  0, то электролит слабый . В растворе много молекул и мало ионов. Примеры: H 2 S; NH 3 ; Fe(SCN) 3 .

Диссоциация кислот, щелочей и солей

Кислоты - электролиты, в растворах которых нет дру­гих катионов, кроме катионов водорода.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Основания - электролиты, в растворах которых нет других анионов, кроме гидроксид-ионов.

Соли - электролиты, в растворах которых есть кати­оны металлов или ион аммония и анионы кислотных ос­татков.

Билет №5. (углубленный)

Электролиты и неэлектролиты. Электролическая диссоциация неорганических кислот, солей, щелочей. Степень диссоциации.

Электролит проводит электрический ток в результате того, что направленное переме­щение его ионов создает поток электрических зарядов. Таким образом, пропускание электрического тока через электролит сопровождается переносом вещества.

Электролитами чаще всего являются такие соединения, как кислоты, основания или соли, находящиеся в расплавленном состоянии или в водных растворах. Способ­ность электролитов проводить электрический ток называется электролитической прово­димостью . Ее следует отличать от электронной проводимости обычных проводников электрического тока, например металлов. В веществах с электронной проводимостью поток заряда обусловлен потоком электронов, а не перемещением ионов. Поэтому пропускание электрического тока через проводники с электронной проводимостью не сопровождается переносом вещества.

Электролиты в свою очередь могут быть подразделены на два типа: сильные и слабые электролиты. Сильный электролит – это соединение, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано. Примером сильного электролита может служить соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде происходит его полная ионизация:

В этом уравнении использована простая (а не двойная) стрелка, чтобы показать, что процесс идет в указанную сторону до полного завершения.

Слабый электролит – это вещество, которое диссоциирует на ионы лишь частично. Следовательно, в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами такого вещества и диссоциированными ионами. Примером слабого электролита является уксусная кислота:

Органические кислоты и основания обычно являются слабыми электролитами.

Неэлектролит вообще не диссоциирует на ионы и поэтому не обладает спо­собностью проводить электрический ток. Большинство органических соединений при­надлежат к неэлектролитам.

Механизм электролитической диссоциации - распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием моле­кул растворителя - был понят несколько позднее. Согласно современным воз­зрениям, такой распад является результатом взаимодействия поляр­ных молекул растворителя, например воды, с молекулами или крис­таллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы раствори­теля атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме сольватированных (гидратированных) заряженных частиц Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочи­вает молекулы растворителя. Естественно предположить, что эта способность к упорядочению молекул растворителя у многозарядных ионов выражена сильнее, чем у однозарядных. В этом и нужно искать причину того, что соли, содержащие многозарядные ионы, плохо растворимы (в ряде случаев практически нерастворимы) в воде. На­пример, хлорид бария растворим хорошо, а сульфат бария - очень плохо. Следовательно, влияние растворенного вещества и растворителя является обоюдным: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку растворяемого вещества на отдельные ионы, а эти ионы, переходя в раствор, вызывают изменение растворителя, заставляя его молекулы упорядочиваться. Кроме того, сольватированные ионы растворенного вещества не индифферентны по отноше­нию друг к другу. Противоположно заряженные ионы имеют тен­денцию притягиваться силами электростатического взаимодействия, образуя нейтральные молекулы или нейтральные группы молекул. Разумеется, в реальном растворе всегда присутствуют как отдельные сольватированные ионы, так и нейтральные молекулы.

Действие растворителя на растворенное вещество настолько ве­лико, что может вызывать электролитическую диссоциацию веществ, не обладающих ионным типом связи. Например, полярные молекулы хлороводорода, растворяясь в воде, разрываются ее молекулами на ионы. При растворении хлороводорода в бензоле, являющемся менее полярным растворителем, чем вода, диссоциации молекул не проис­ходит. Поэтому раствор хлороводорода (кислота) в воде проводит электрический ток, а в бензоле нет.

Степень электролитической диссоциации  – число, показываю­щее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов.

Согласно этому определению

Очевидно, во всех растворах неэлектролитов, где диссоциация на ионы полностью отсутствует, =0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов (полная диссо­циация), =1. Очень часто для растворов средней и высокой кон­центраций (с5,0%...с10,0%) считают, что слабые электролиты характеризуются 0,03, а сильные – 0,30. Электролиты сред­ней силы характеризуются промежуточными значениями степени дис­социации: 0,030,30. Однако необходимо отметить, что предложенная классификация является в значительной степени условной (особенно в случае слабых электролитов и электролитов средней силы). Это объясняется следующим. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Для растворов, образованных одними и теми же компонентами (растворителем и растворенным веществом), наи­больший интерес представляет зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Для слабых электролитов типа H + B – (кис­лота) или А + ОН – (основание) степень диссоциации ос и концентрация раствора с связаны зависимостью:

где К i - константа, характеризующая способность того или иного слабого электролита к диссоциации.

При малых значениях  (0,05) разность 1– приблизитель­но равна 1. Тогда из этого уравнения можно получить:

что является математическим выражением закона разведения Оствальда : степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор.

Допустим, что при растворении электролита ВА в воде образуется раствор, имеющий концентрацию с. В результате некоторая часть а электролита ВА диссоциирует, образуя ионы B + и А – . Величина  называется степенью диссоциации . Равновесная концентрация неионизированного электролита ВА оказывается равной с(1– ). Таким образом, можно записать

Запишем теперь выражение для константы равновесия рассматриваемой диссоциации

Подставив в это выражение равновесные концентрации участников диссоциации, получим

Это соотношение и представляет собой закон разбавления Оствальда. Константа К с называется константой диссоциации электролита . Чем больше K c , тем сильнее электро­лит.

Билет №6.

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения (изменение концентрации реагентов, температуры, давления).

Необратимые реакции протекают до полного расходования одного из исходных веществ, т. е. если одно из получающихся веществ выпадает в осадок или выделяется в виде газа:

Обратимые реакции протекают до достижения состояния химического равновесия.

Химическое равновесие - состояние, при кото­ром скорости прямой и обратной реакций равны.
Обратимые реакции протекают до достижения состояния равновесия.

Обратимость многих реакций кажущаяся. Так, реакция водорода с кислородом с образованием воды кажется обратимой. Однако при температуре 2000°С с заметной скоростью протекает обратный процесс - разложение воды на водород и кислород и устанавливается равновесие.

Смещение химического равновесия при изменении условий описывается принципом Ле-Шателье.
При изменении внешних условий равновесие реакции смещается таким образом, чтобы уменьшить это воздействие.
Смещение равновесия при изменении температуры. В случае экзотермической реакции (протекающей с выделением тепла) равновесие смещается влево (в сторону исходных веществ) при повышении температуры, и вправо (в сторону продуктов реакции) при понижений температуры: |

В случае эндотермической реакции (протекающей с поглощением тепла) равновесие смещается вправо при повышении температуры и влево при понижении тем­пературы:

Смещение равновесия при изменении давления.

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газообразных веществ, при повышении давления равновесие смещается влево, а при понижении давления вправо:

Если реакция протекает с уменьшением числа мо­лекул газообразных веществ, то при повышении давления равновесие смещается вправо, а при понижений давления влево:

Если реакция протекает без изменения числа моле­кул газообразных веществ, то при изменении давления равновесие не смещается:

Билет №7.

Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

В растворах электролитов реакции протекают между ионами.
Реакции ионного обмена - окислительно-восстановительная реакция, которая идет в направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменения степеней окисления.
Условия течения реакций в растворах электролитов до конца:

1) в результате реакции выпадает осадок:

2) в результате реакции выделяется газ:

3) в результате реакции образуется малодиссоциирующее вещество:

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 -
либо -
);

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

Когда твердый катионообменник приходит в соприкосновение с раствором, в котором содержатся какие-либо ионы, между ними устанавливается равновесие. Например,

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:

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.

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:

Скорость реакции увеличивается при увеличении концен­трации реагирующих веществ.

Горение веществ в чистом кислороде происходит быстрее, чем в воздухе, содержание кислорода в котором составляет 21%:

Скорость реакции увеличивается при увеличении поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Железные опилки быстрее реагируют с соляной кислотой, чем железные гвозди:

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):

Водород восстанавливает оксиды металлов при на­гревании, при комнатной температуре эта реакция не идет, то есть ее скорость равна 0:

Скорость многих реакций увеличивается в присутствии специальных веществ - катализаторов.

Катализаторы увеличивают скорость реакции, но по окончании реакции остаются неизменными.

Примеры каталитических реакций:

(реакция сильно ускоряется в присутствии МnО 2).

(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.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в состоянии s 1 , во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в состоянии s 2 . Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s 2 p 1 . 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 R 2 O характерны только для Li, для всех остальных щелочных металлов характерны пероксиды R 2 O 2 , 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.

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:

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:

В реакциях с неметаллами кислород проявляет свойства окислителя:

Сера может быть как окислителем

так и восстановителем:

Сера выступает в роли восстановителя в реакции с концентрированной азотной кислотой:

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 S 8 , кристаллизующиеся в ромбическую решетку.

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.

Билет №12.

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:

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.

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:

Электролиз раствора нитрата серебра. На катоде восстанавливаются катионы Ag + и выделяется серебро, на аноде окисляются молекулы воды и вы­деляется кислород:

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

Вторичные реакции

Приведенная совокупность химических реакций может быть пред­ставлена суммарным процессом:

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 выделяется кислород; б) при окислении анионов выделяются соответственно хлор, бром, иод; в) при окислении анконов органических кислот про­исходит процесс:

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:

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электроли­та может быть установлена на основании обобщенного закона Фа-радея:

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 СН 4 , представляющий собой нейтральное соединение, а также аммиак NH 3 , 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 Na 2 O 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:

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.

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.

Классификация кислот.

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:

При реакции с основными оксидами образуются со ли:

Кислоты реагируют с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется газо­образный водород и образуется соль:

Сильные кислоты реагирует с солями слабых ки­слот, вытесняя слабые кислоты из их солей:

Получение кислот. Многие кислоты можно полу­чить при реакции кислотных оксидов с водой:

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:

Образовавшаяся окись меди реагирует с избытком серной кис­лоты, образуя соль и воду:

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:

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.

Классификация оснований

1. Растворимые в воде (щелочи) - гидроксиды металлов главных подгрупп I и II групп.

2. Нерастворимые в воде - гидроксиды остальных металлов.

Химические свойства . Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмус становится синим, фенолфталеин – малиновым).

Взаимодействие с кислотами:

Взаимодействие с кислотными оксидами:

Растворы щелочей вступают в реакции ионного обмена с растворами солей, если образующийся при этом гидроксид нерастворим в воде:

При нагревании слабые основания разлагаются на оксиды металлов и воду:

Получение оснований. Щелочи получают электро­лизом растворов солей.

Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде:

Уравнение реакции:

Нерастворимые в воде основания получают реакци­ей обмена со щелочами:

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.

1.B водных растворах соли могут реаги­ровать со щелочами. Так, хлористый магний MgCl2 взаимодействует с едким натром, образуя новую соль и новое основание:

2. Соли могут реагировать с кислотами. Так, раствор азотнокислого бария Ва(гЮз)а взаимодействует с рас­твором серной кислоты, образуя новую кислоту и новую соль:

З.В водных растворах соли могут реаги­ровать между собой.

Если слить вместе водные растворы хлористого кальция CaCl 2 я углекислого натрия Na 2 CO 3 TO тотчас же образуется белый оса­док нерастворимого в воде углекислого кальция СаСО 3 , а в рас­творе - хлористый натрий:

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):

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 типа солей, которые по-разному взаимодей­ствуют с водой.

I. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой.

NaCI + НОН - ни один из ионов соли с водой не вза-имодействет. Реакция среды нейтральная.

II. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой.

Реакция среды щелоч­ная.

Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, заключается в присоединении анионами кислотного остатка ионов водорода и накоплении в растворе гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации воды.

Теперь выясним, почему раствор хлорида алюминия приобрел кислую реакцию среды. В растворе АlСl 3 диссоциирует на ионы:

Столкновение ионов Н + и С – к образованию соединения не приводит. Из имеющихся в растворе ионов малодиссоциирующий продукт образуют ионы Аl 3+ и ОН – . Связывание ионов ОН – в малодиссоциирующий ион АlOН 2+ (К= 1,38 10 –9) вызывает дальнейший распад молекул воды на ионы:

Таким образом, в растворе хлорида алюминия осуществляет­ся реакция, в результате которой появляется избыток ионов Н + , т. е. раствор приобретает кислую реакцию. Подобным образом ведут себя в растворах все соли, образованные слабым основа­нием и сильной кислотой.

III. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой.

- реакция среды кислая.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, заключается в присоединении катионами металла гидроксид-ионов и накоплении в растворе ионов водорода, образую­щихся при диссоциации воды. Гидролиз хлорида алюминия можно выразить уравнением реакции:

IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой.

Реакция среды зависит от сравнительной силы кисло­ты и основания. В некоторых случаях гидролиз идет до конца:

Билет №19.

Коррозия металлов (химическая и электрохимическая). Способы предупреждения коррозии.
Разрушение металлов и сплавов вследствие химического взаимодействия их с окружающей средой называются коррозией металлов.
Коррозию, вызванную непосредственным химическим взаимодействием между металлом и окружающей средой, называют химической коррозией .
Химическая коррозия - окисление металла без воз­никновения гальванической пары. Газовая коррозия - при t > 600°С:

Коррозию, сопровождающуюся возникновением электрического тока за счет появления гальванической пары, называют электрохимической коррозией .
Электрохимическая коррозия – разрушение металла в электролите с возникновением гальванической пары.

– ионы выходят в раствор, электроны перемещаются к менее активному металлу, например к меди.

– разряжаются на менее активном ме­талле, например на меди.

Одним из наиболее широко распространенных видов элек­трохимической коррозии является ржавление обычной стали в водной среде и на воздухе. На поверхности металлических изделий всегда имеется пленка влаги, адсорбированной из воз­духа. Она является электролитом, так как в ней растворены раз­личные газы (СО 2 , SO 2 и др.). Зерна карбида железа Fe 3 С химически менее активны, чем железо. Поэтому возникают микрогальваническис элементы: зерна Fe 3 С играют роль катодов, а зерна чистого железа - роль анодов. Железо разрушается - оно ржавеет. Протекающие при этом процессы весьма сложные. Укажем лишь суммарное уравнение реакции:

Ржавчина имеет неопределенный состав

Для защиты от коррозии металлов широко используют лако­красочные покрытия . Однако краски не вечны, изделия прихо­дится перекрашивать. На это затрачивается ручной труд, расхо­дуется много лакокрасочных материалов.

Из неметаллических покрытий для защиты стали и чугуна большое значение имеет эмаль. Эмаль - это силикатное стекло с добавками оксидов металлов. Ее наносят на поверхность ма­териала в виде порошка и обжигают при 500-1000 °С.

Покрытия из эмалей обладают стойкостью по отношению к щелочам и кислотам, длительно противостоят атмосферной кор­розии. Но эмаль легко разрушается при ударе. Благодаря тер­мостойкости, декоративному виду, легкости очистки эмаль широ­ко используется для покрытия изделий домашнего хозяйства и санитарной техники.

С целью защиты металлов от коррозии (и для декоративных целей) издавна используют металлические покрытия. Железо оцинковывают, лудят (покрывают оловом), покрывают никелем, хромируют и т. д.

Защитить металл от коррозии можно с помощью металла и другим способом. Например, если соединить железное изделие или сооружение проводником с куском более активного металла, например магния, то возникает гальванический элемент. При этом сооружение (железо) играет роль катода, а более активный металл выполняет роль анода. Анод разруша­ется, а катод - защищаемый металл - не изменяется. Такая защита называется протекторной.

Одним из способов борьбы с коррозией является использова­ние ингибиторов . Это химические соединения, ничтожные кон­центрации которых способны почти полностью предотвращать коррозию. В некоторых случаях применение ингибиторов позво­ляет изготовлять аппаратуру из обычной стали вместо нержа­веющей.

Одно из наиболее эффективных направлений борьбы с кор­розией металлов - создание коррозионно-стойких сплавов. В больших количествах выплавляют так называемые нержавею­щие стали. В их состав входят металлы (хром, никель), обра­зующие устойчивые защитные оксидные пленки.

Билет №20.

Окислительно-восстановительные реакции (разобрать на примерах взаимодействия алюминия с оксидом железа (III), азотной кислоты с медью).

К окислительно-восстановительным реакциям могут быть отнесены химические реак­ции следующих типов.

Реакции замещения (вытеснения)

Примером реакций этого типа может служить реакция между оксидом железа (III) и алюминием. В этой реакции алюминий вытесняет железо из раствора, причем сам алюминий окисляется, а железо восстанавливается.

Приведем еще два примера:

В этой реакции хлор вытесняет бром из раствора (хлор окисляется, бром восстанавливается), содержащего ионы брома.

Реакции металла с кислотами

Эти реакции, в сущности, тоже представляют собой реакции замещения. В качестве примера приведем реакцию между медью и азотной кислотой. Медь вытесняет водород из кислоты. При этом происходит окисление меди, которая превращается в гидратированный катион, а содержащиеся в растворе кислоты гидратированные протоны азота восстанавливаются, образуя оксид азота.

Реакции металлов с водой

Эти реакции тоже принадлежат к типу реакций замещения. Они сопровождаются вытеснением из воды водорода в газообразном состоянии. В качестве примера приведем реакцию между металлическим натрием и водой:

Реакции металлов с неметаллами

Эти реакции могут быть отнесены к реакциям синтеза. В качестве примера приведем образование хлорида натрия в результате сгорания натрия в атмосфере хлора

Билет №21.

Железо, положение в периодической системе, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа. Роль железа в современной технике.

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы периодической системы. Электронная формула атома железа:

Типичные степени окисления железа +2 и +3. Степень окисления +2 проявляется за счет потери двух 4s-электронов. Степень окисления +3 соответствует также при потере еще одного Зd-электрона, при этом Зd-уровень оказывается заполненным наполовину; такие электронные конфигурации относительно устойчивы.

Физические свойства. Железо – типичный металл, образует металлическую кристаллическую решетку. Железо проводит электрический ток, довольно тугоплавко, температура плавления 1539°С. От большинства других металлов железо отличается способностью намагничиваться.

Химические свойства. Железо реагирует со многими неметаллами:

Образуется железная окалина – смешанный оксид железа. Его формулу записывают также так: FeО Fe 2 О 3 .

Реагирует с кислотами с выделением водорода:

Вступает в реакции замещения с солями металлов, расположенных правее железа в ряду напряжений:

Соединения железа. FeО - основной оксид, реагирует с растворами кислот с образованием солей железа (II). Fe 2 О 3 - амфотерный оксид, реагирует также с рас творами щелочей.

Гидроксиды железа. Fe(ОН) 2 - типичный основ­ной оксид, Fe(ОН) 3 обладает амфотерными свойствами, реагирует не только с кислотами, но и с концентриро­ванными растворами щелочей.

Гидроксид железа (II) легко окисляется до гидроксида железа (III) кислородом воздуха:

При реакции солей железа (II) и (III) со щелочами в осадок выпадают нерастворимые гидроксиды:

Сплавы железа. Современная металлургическая промышленность производит железные сплавы разнообразного состава.

Все железные сплавы разделяются по составу и свойствам на две группы. К первой группе относятся различные сорта чугуна, ко второй - различные сорта стали.

Чугун хрупок; стали же пластичны, их можно ковать, прокаты^ вать, волочить, штамповать. Различие в механических свойствах чугунов и сталей зависит прежде всего от содержания в них угле­рода - в чугунах содержится около 4% углерода, а в сталях - обычно менее 1,4%.

В современной металлургии из железных руд получают сначала чугун, а затем из чугуна - сталь. Чугун выплавляют в доменных печах, сталь варят в сталеплавильных печах. До 90% всего вы­плавленного чугуна перерабатывают в стали.

Чугун . Чугун, предназначенный для переработки в сталь, на­зывают передельным чугуном. Он содержит от 3,9 до 4,3% С, 0,3-1,5% Si, 1,5-3,5% Мn, не более 0,3% Р и не более 0,07% S. Чугун, предназначенный"для получения отливок, назы­вается литейным чугуном, В доменных печах выплав­ляются также ферросплавы, применяемые преимущест­венно в производстве сталей в качестве добавок. Ферросплавы имеют, по сравнению с передельным чугуном, повышенное со­держание кремния (ферросилиций), марганца (ферромарганец), хрома (феррохром) и других элементов.

Стали . Все стали делятся на углеродистые и легированные.

Углеродистые стали содержат в несколько раз меньше углерода, кремния и марганца, чем чугун, а фосфора и серы совсем мало. Свойства углеродистой стали зависят прежде всего от содержания в ней углерода: чем больше в стали углерода, тем она твёрже. Промышленность производит мягкие стали, стали средней твёрдости и твёрдые. Мягкие стали и стали средней твёр­дости применяются для изготовления деталей машин, труб, болтов, гвоздей и т. д., а твёрдые стали-для изготовления инструментов.

В сталях должно быть возможно меньше серы и фосфора, так как эти примеси ухудшают механические свойства сталей. В по­вышенных количествах сера вызывает красноломкость - образо­вание трещин при горячей механической обработке металла. Фосфор вызывает хладноломкость-хрупкость стали при обыкно­венной температуре. -

Легированные стали. Физические, химические и механические свойства сталей существенно изменяются от введе­ния в их состав повышенного количества марганца и кремния, а также хрома, никеля, вольфрама и других элементов. Эти элементы называются легирующими, а стали - легированными [от латинского слова ligare – связывать, соединять].

Наиболее широко в качестве легирующего элемента приме­няется хром. Особенно большое значение для сооружения машин, аппаратов и многих деталей машин имеют хромоникелевые стали. Эти стали обладают высокой пластичностью, проч­ностью, жаростойкостью и стойкостью к действию окислителей. Азотная кислота любой концентрации не разрушает их даже при температурах кипения. Хромоникелевые стали не ржавеют в атмосферных условиях и в воде. Блестящие, серебристого цвета, листы хромоникелевой стали украшают арки станции «Маяков­ская» Московского метро. Из этой же стали делают нержавеющие ножи, ложки, вилки и другие предметы домашнего обихода.

Молибден и ванадий повышают твёрдость и прочность сталей при повышенных температурах и давлениях. Так, хромомолибденовые и хромованадиевые стали приме­няются для изготовления трубопроводов и деталей компрессо­ров в производстве синтетического аммиака, авиационных моторов.

При резании с большой скоростью инструмент сильно разогре­вается и быстро изнашивается. При добавлении вольфрама твёр­дость стали сохраняется и при повышенных температурах. По­этому хромовольфрамовые стали применяются для из­готовления режущих инструментов, работающих при больших скоростях "

Увеличение содержания в стали марганца повышает её сопро­тивление трению и удару. Марганцовистые стали применяются для изготовления железнодорожных скатов, стре­лок, крестовин, камнедробильных машин.

Применение легированных сталей позволяет значигельно сни­зить вес металлических конструкций, повысить их прочность, дол­говечность и надёжность в эксплуатации.

Билет №22.

Высшие кислородосодержащие кислоты химических элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.

Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Некоторые из них мономерны. например фосфиновая, фосфористая и фосфорная(V) (ортофосфорная) кислоты. Кислоты фосфора могут быть одноосновными (однопротонными) либо многоосновными (многопротонными). Кроме того, фосфор образует еще полимерные оксокислоты. Такие кислоты могут иметь ациклическое либо циклическое строение. Например, дифосфорная(V) (пирофосфорная) кислота представляет собой димерную оксокислоту фосфора.

Наиболее важной из всех этих кислот является фосфорная(V) кислота (другое ее название - ортофосфорная кислота). При нормальных условиях она представляет собой белое кристаллическое вещество, расплывающееся при поглощении влаги из воздуха. Ее 85%-ный водный раствор называют «сиропообразной фосфорной кислотой». Фосфорнця(V) кислота является слабой трехосновной кислотой:

Хлор образует несколько кислородсодержащих кислот. Чем выше степень окисления хлора в этих кислотах, тем выше их термическая устойчивость и сила кислоты:

НОCl
НClO 3 и НClO 4 – сильные кислоты, причем НСlO 4 – одна из самых сильных среди всех известных кислот. Остальные две кислоты лишь частично диссоциируют в воде и существуют в водном растворе преимущественно в молекулярной форме. Среди кислородсодержащих кислот хлора только НСlO 4 удается выделить в свободном виде. Остальные кислоты существуют только в растворе.

Окислительная способность кислородсодержащих кислот хлора уменьшается с возрастанием его степени окисления:

НОСl и НClO 2 – особенно хорошие окислители. Например, кислый раствор НОCl:

1) окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

2) на солнечном свету разлагается с образованием кислорода:

3) при нагревании приблизительно до 75 °С он диспропорционирует на хлорид-ионы и хлорат (V)-ионы:

Остальные высшие кислотсодержащие кислоты элементов третьего периода (H 3 AlO 3 , H 2 SiO 3) более слабые, чем фосфорная кислота. Серная кислота (H 2 SO 4) менее сильнае, чем хлорная (VII) кислота, но более сильная, чем фосфорная кислота. Вообще, при увеличении степени окисления элемента, образующего кислоту, увеличивается сила самой кислоты:

Билет №23.

Общие способы получения металлов.

Металлы находятся в природе преимущественно в виде соеди­нений. Только металлы с малой химической активностью (благо­родные металлы) встречаются в природе в свободном состоянии (платиновые металлы, золото, медь, серебро, ртуть). Из кон­струкционных металлов в достаточном количестве имеются в природе в виде соединений лишь железо, алюминий, магний. Они образуют мощные залежи месторождений относительно бо­гатых руд. Это облегчает их добычу в больших масштабах.

Поскольку металлы в соединениях находятся в окисленном состоянии (имеют положительную степень окисления), то полу­чение их в свободном состоянии сводится к процессу восста­новления:

Этот процесс можно осуществить химическим или электро­химическим путем.

При химическом восстановлении в качестве восстановителя чаще всего применяют уголь или оксид углерода (II), а также водород, активные металлы, кремний. С помощью оксида углерода (II) получают железо (в доменном процессе), многие цвет­ные металлы (олово, свинец, цинк и др.):

Восстановление водородом используется, например, для по­лучения вольфрама из оксида вольфрама (VI):

Применение в качестве восстановителя водорода обеспечивает наибольшую чистоту получаемого металла. Водород используют для получения очень чистого железа, меди, никеля и других ме­таллов.

Способ получения металлов, в котором в качестве восста­новителя применяют металлы, называют металлотермическим . В этом способе в качестве восстановителя используют активные металлы. Примеры металлотермических реакций:

алюминотермия:

магниетермия:

Металлотермические опыты получения металлов впервые осу­ществил русский ученый Н. Н. Бекетов в XIX в.

Металлы наиболее часто получают восстановлением их окси­дов, которые в свою очередь выделяют из соответствующей при­родной руды. Если исходной рудой являются сульфидные мине­ралы, то последние подвергают окислительному обжигу на­пример:

Электрохимическое получение металлов осуществляется при электролизе расплавов соответствующих соединений. Таким путем получают наиболее активные металлы, щелочные и ще­лочноземельные металлы, алюминий, магний.

Электрохимическое восстановление применяют также для ра­финирования (очистки) «сырых» металлов (меди, никеля, цинка и др.), полученных другими способами. При электролитическом рафинировании в качестве анода используют «черновой» (с при­месями) металл, в качестве электролита - раствор соединений данного металла.

Способы получения металлов, осуществляемые при высоких температурах, называют пирометаллургическими (по-гречески pyr - огонь). Многие из этих способов известны с древних времен. На рубеже XIX-XX вв. начинают развиваться гидро­металлургические способы получения металлов (по-гречески hydor-вода). При этих способах компоненты руды переводят в водный раствор и далее выделяют металл электролитическим или химическим восстановлением. Так получают, например, медь. Медную руду, содержащую оксид меди (II) CuО, обрабатывают разбавленной серной кислотой:

Для восстановления меди полученный раствор сульфата меди (II) либо подвергают электролизу, либо действуют на раствор порошком железа.

Гидрометаллургический способ имеет большое будущее, так как позволяет получать продукт, не извлекая руду из земли. (Сравните достоинства гидрометаллургического способа получе­ния металлов с подземной газификацией угля.)

Экзамен по химии (11 класс)

БИЛЕТ № 1.

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

2. Алканы ряда метана, их общая формула. Метан, электронное и пространственное строение, химические свойства (горение, реакция замещения).

3. Задача. Вычисление количества продукта реакции, если известно количество вещества одного из реагентов. Пример: Вычислить количество оксида серы(VI), полученного окислением оксида серы(IV) 2 моль кислорода.

БИЛЕТ № 2.

1. Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IVA группы (IV группы главной подгруппы) периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.

2. Алкены ряда этена (этилена), их общая формула. Этен, электронное и пространственное строение молекулы, химические свойства (горение, реакции присоединения и полимеризации).

3. Опыт. Определение с помощью характерных реакций каждого их предложенных трёх неорганических веществ. Пример: В трёх пронумерованных пробирках выданы растворы хлорида аммония, сульфата алюминия, фосфата калия. Определите с помощью качественных реакций каждое из выданных веществ.

БИЛЕТ № 3.

1. Виды химической связи и способы её образования в неорганических и органических соединениях: ковалентная (полярная, неполярная, простые и кратные связи), ионная, водородная.

2. Циклопарафины, их общая формула, строение, свойства, нахождение в природе, применение.

3. Задача. Вычисление массы неорганического вещества по известному количеству одного из реагентов или продуктов реакции. Пример: Какое количество натрия необходимо взять для реакции с водой, чтобы получить 1 г водорода?

БИЛЕТ № 4.

1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.

2. Алкины, их общая формула. Этин (ацетилен), электронное и пространственное строение молекулы, химические свойства (горение, реакции присоединения), применение.

3. Опыт. Определение с помощью характерных реакций каждого из предложенных трёх органических веществ. Пример: В трёх пронумерованных пробирках выданы уксусная кислота, глицерин, фенол. Определите с помощью качественных реакций каждое из предложенных веществ.

БИЛЕТ № 5.

1. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация неорганических и органических кислот, щелочей, солей. Степень диссоциации.

2. Арены (ароматические углеводороды), их общая формула. Бензол, его электронное строение, структурная формула, свойства, применение.

3. Задача. Вычисление объёма газа, необходимого для реакции с определённым объёмом другого газа. Пример: Какой объём кислорода потребуется для сжигания 2,24 л водорода?

БИЛЕТ № 6.

1. Основные положения теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова. Химическое строение как порядок соединения и взаимного влияния атомов в молекулах. Основные направления развития этой теории.

2. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения (изменение концентрации реагентов, температуры, давления).

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих характерные химические свойства неорганических кислот. Пример: Провести реакции, подтверждающие характерные химические свойства серной кислоты.

БИЛЕТ № 7.

1. Изомерия органических соединений и её виды.

2. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

3. Задача. Вычисление массы одного из реагентов органических веществ по известному количеству вещества продукта реакции. Пример: Какая масса фенола потребуется для получения 0,1 моль 2,4,6-трибромфенола?

БИЛЕТ № 8.

1. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции (зависимость скорости от природы, концентрации веществ, площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температуры, катализатора).

2. Природные источники углеводородов. Использование их в качестве топлива и в химическом синтезе.

3. Задача и опыт. Получение названного неорганического вещества, вычисление по уравнению реакции массы реагентов, необходимых для получения данного количества вещества. Пример: Получите медь из сульфата меди реакцией замещения и вычислите массы каждого реагента, необходимые для получения 0,5 моль меди.

БИЛЕТ № 9.

1. Общая характеристика металлов главных подгрупп I - III групп (IA - IIIA групп) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Металлическая химическая связь, химические свойства металлов как восстановителей.

2. Предельные одноатомные спирты, их общая формула. Этанол, электронное строение, физические, химические свойства, применение.

3. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции по данным массам реагентов, один из которых взят в избытке. Пример: Какое количество газа образуется при действии 2,4 г магния на 6 г уксусной кислоты?

БИЛЕТ № 10.

1. Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV - VII групп (IVA - VIIA групп) 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 VIA группы.

2. Глицерин - представитель многоатомных спиртов. Строение, физические и химические свойства (реакция этерификации), применение.

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих важнейшие химические свойства одного из изученных органических веществ. Пример: Проведите реакции, подтверждающие важнейшие химические свойства муравьиной кислоты.

БИЛЕТ № 11.

1. Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.

2. Фенол, его строение, свойства, применение.

3. Задача. Нахождение молекулярной формулы газообразного углеводорода по его относительной плотности и массовой доле элементов в соединении. Пример: Определить молекулярную формулу углеводорода, если его относительная плотность по воздуху равна 2, а массовая доля углерода в нём составляет 82,8%.

БИЛЕТ № 12.

1. Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия). Практическое значение электролиза.

2. Альдегиды, их общая формула, химические свойства, получение и применение (на примере муравьиного и уксусного альдегидов).

3. Задача. Нахождение молекулярной формулы органического соединения по массе (объёму) продуктов сгорания и относительной плотности исходного органического соединения. Пример: Определить молекулярную формулу углеводорода, если при сгорании 5,2 г этого углеводорода образовалось 8,96 л углекислого газа и 7,2 г воды. Относительная плотность данного углеводорода по кислороду равна 1,75.

БИЛЕТ № 13.

1. Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.

2. Предельные одноосновные карбоновые кислоты, их общая формула. Уксусная кислота, структурная формула, свойства, применение.

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав данного неорганического вещества. Пример: Проведите реакции, подтверждающие качественный состав сульфата алюминия.

БИЛЕТ № 14.

1. 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.

2. Жиры, их состав и свойства. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о мылах.

3. Задача. Вычисление количества вещества продукта реакции по массе реагента, содержащего примеси. Пример: Какое количество водорода образуется при действии 30 г технического алюминия, содержащего 10% примесей, с соляной кислотой?

БИЛЕТ № 15.

1. Кислоты, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации. Особенности свойств концентрированной серной кислоты на примере взаимодействия её с медью.

2. Целлюлоза, состав, физические и химические свойства, применение. Понятие об искусственных волокнах на примере ацетатного волокна.

3. Опыт. Испытание индикаторами растворов солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) сильной кислотой и слабым основанием. Объяснение результатов наблюдений. Пример: Испытайте индикаторами растворы фосфата калия и хлорида цинка и объясните результаты наблюдений.

БИЛЕТ № 16.

1. Основания, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

2. Глюкоза - представитель моносахаридов, строение, физические и химические свойства, применение, биологическая роль.

3. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения выдан раствор с определённой массовой долей реагента (в процентах). Пример: Вычислить массу соли, образовавшейся при взаимодействии оксида железа(III) с 245 г 60%-ного раствора серной кислоты.

БИЛЕТ № 17.

1. Средние соли, их состав, названия, химические свойства (взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учётом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена).

2. Крахмал, нахождение в природе, гидролиз крахмала, применение.

3. Опыт. Получение амфотерного гидроксида и проведение реакций, характеризующих его химические свойства. Пример: Получите гидроксид цинка и проведите реакции, характеризующие его химические свойства.

БИЛЕТ № 18.

1. Гидролиз солей (разобрать первую стадию гидролиза солей, образованных сильным осно-ванием и слабой кислотой, слабым основанием и сильной кислотой).

2. Аминокислоты - амфотерные органические соединения, их строение, химические свойства (взаимодействие с соляной кислотой, щелочами, друг с другом), применение, биологическая роль.

3. Вычисление объёма полученного газа (н. у.), если известна масса реагента. Пример: Вычислите объём сероводорода, выделившегося в реакции сульфида натрия с 36,5 г соляной кислоты.

БИЛЕТ № 19.

1. Коррозия металлов (химическая и электрохимическая). Способы предупреждения коррозии.

2. Анилин - представитель ароматических аминов, строение, свойства, получение, значение в развитии органической химии.

3. Опыт. Установление принадлежности органического вещества к определённому классу соединений. Пример: Установите, принадлежит ли выданное органическое вещество к классу многоатомных спиртов.

БИЛЕТ № 20.

1. Окислительно-восстановительные реакции (разобрать на примерах взаимодействия алюминия с оксидом железа(III), азотной кислоты с медью).

2. Взаимосвязь между углеводородами и кислородосодержащими органическими соединениями (раскрыть на примере превращений: предельный углеводород → непредельный углеводород → альдегид → предельная одноосновная карбоновая кислота → сложный эфир).

3. Задача. Вычисление теплового эффекта химической реакции по известному объёму газа и количеству теплоты, выделившейся в результате реакции. Пример: Вычислите тепловой эффект реакции горения метана, если при сгорании 11,2 л метана выделилось 200,5 кДж теплоты.

БИЛЕТ № 21.

1. Железо, положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа. Роль железа в современной технике.

2. Белки - как биополимеры. Первичная, вторичная и третичная структура белков. Свойства и биологические функции белков.

3. Опыт. Определение с помощью характерных реакций каждого из трёх выданных неорганических веществ. Пример: В трёх пронумерованных пробирках выданы растворы карбоната натрия, сульфата калия, сульфата железа(II). Определите с помощью качественных реакций каждое из выданных веществ.

БИЛЕТ № 22.

1. Промышленный способ получения серной кислоты. Сырьё, химические реакции, лежащие в основе производства, оптимальные условия их проведения. Экологические проблемы, связанные с этим производством и способы их решения.

2. Взаимное влияние атомов в молекулах органических веществ (разобрать на примере фенола).

3. Опыт. Осуществление превращений веществ: соль → нерастворимое основание → основный оксид. Пример:3. Осуществите превращения веществ: хлорид железа(III) → гидроксид железа(III) → оксид железа(III).

БИЛЕТ № 23.

1. Производство аммиака синтетическим способом. Сырьё, химическая реакция, лежащая в основе производства, оптимальные условия её проведения.

2. Взаимосвязь между классами органических и неорганических соединений.

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав данного неорганического вещества. Пример: Проведите реакции, подтверждающие качественный состав хлорида аммония.

БИЛЕТ № 24.

1. Высшие кислородосодержащие кислоты химических элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.

2. Общая характеристика высокомолекулярных соединений: состав, строение, реакции, лежащие в основе их получения (на примере полиэтилена или синтетического каучука).

3. Задача. Вычисление массы реагента, если известен практический выход продукта реакции и указана массовая доля его (в процентах) от теоретически возможного выхода. Пример: Какая масса бензола необходима для получения 12,56 г хлорбензола, что составляет 80% от теоретически возможного выхода.

БИЛЕТ № 25.

1. Общие способы получения металлов.

2. Каучуки. Виды каучуков, их свойства, применение.

3. Опыт. Получение названного газообразного вещества (примеры: углекислый газ, водород, кислород) и проведение реакций, характеризующих его химические свойства. Пример: Получите кислород и проведите реакции, характеризующие его химические свойства.

Список литературы

Для подготовки данной работы были использованы материалы с сайта http://reg.mtu.ru/

Вопросы экзаменационных билетов

По курсу химии средней (полной) школы предлагает два блока экзаменационных билетов: для общеобразовательных школ и школ с углубленным изучением предмета.

Каждый билет включает два теоретических вопроса (один вопрос - по неорганической или общей химии другой - по органической химии) и практическое задание (задачу или лабораторный опыт) по разным темам.

Билет № 1

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

2. Предельные углеводороды” общая формула гомологов данного ряда, электронное и пространственное строение. Химические свойства метана. 3. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество вещества (или масса) одного из исходных веществ.

Билет № 2

1. Строение атомов химических элементов на примере: а) элементов одного периода; б) элементов одной главной подгруппы. Закономерности в изменении свойств химических элементов и их соединений в зависимости от строения их атомов.

2. Непредельные углеводороды ряда этилена, общая формула состава, электронное и пространственное строение, химические свойства этилена.

3. О п ы т. Определение с помощью характерных реакций каждого из предложенных.трех неорганических веществ.

Билет № 3

1. Виды химической связи в неорганических и органических соединениях: ионная, металлическая, водородная, ковалентная (полярная, неполярная); простые и кратные связи.

2. Циклопарафины, их строение, свойства, нахождение в природе, практическое значение.

3. 3 а д а ч а. Вычисление массы вещества по известному количеству вещества одного из исходных или получающихся в реакции продуктов.

Билет № 4

2. Диеновые углеводороды, их строение, свойства, получение и практическое значение.

3. О п ы т. Определение с помощью характерных реакций каждого из предложенных трех органических веществ, например: глицерина, крахмала, белка.

Билет № 5

1. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения: изменение концентрации реагирующих веществ, температуры, давления.

2. Ацетилен - представитель углеводородов с тройной связью в молекуле. Химические свойства, получение и применение ацетилена в органическом синтезе.

3. 3 а д а ч а. Вычисление объема газа, необходимого для реакции с определенным объемом другого газа.

Билет № б

1. Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы, концентрации веществ, площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температуры, катализатора.

2. Ароматические углеводороды. Бензол, структурная формула, свойства и получение. Применение бензола и его гомологов.

3. О п ы т. Проведение реакций, подтверждающих характерные химические свойства кислот.

Билет № 7

1. Основные положения теории химического строения органических веществ А. М. Бутлерова. Химическое строение как порядок соединения и взаимного влияния атомов в молекулах. Основные направления развития этой теории.

2. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

13. Задача. Вычисление массы одного из исходных органических веществ по известному количеству вещества продукта реакции.

Билет № 8

1. Изомерия органических соединений и ее виды.

2. Электролиз расплавов солей. Практическое значение электролиза.

3. Опыт и задача. Получение названного неорганического вещества, вычисление по уравнению реакции массы исходных веществ, необходимых для получения данного количества вещества.

Билет № 9

[. Металлы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение их атомов, металлическая химическая связь. Общие химические свойства металлов как восстановителей.

2. Природные источники углеводородов: газ, нефть, кокс. Использование их в качестве топлива и в химическом синтезе.

3. 3 а д а ч а. Вычисление количества вещества или массы одного из продуктов реакции по данным об исходных веществах, одно из которых взято в избытке.

Билет №10

1. Неметаллы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение их атомов. Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.

2. Предельные одноатомные спирты, их строение, физические и химические свойства. Получение и применение этилового спирта.

3. О п ы т. Проведение реакций, подтверждающих важнейшие химические свойства одного из изученных классов органических соединений.

Билет № 11

1. Аллотропия неорганических веществ.

2. Фенол, его строение, свойства, получение и применение.

3. 3 а д а ч а. Нахождение молекулярной формулы газообразного углеводорода по его относительной плотности и массовой доле элементов в соединении.

Билет № 12

1. Электрохимический ряд металлов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами.

2. Альдегиды, их строение и свойства. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.

3. 3 а д а ч а. Нахождение молекулярной формулы органического соединения по массе (объему) продуктов сгорания.

Билет № 13

1. Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.

2. Предельные одноосновные карбоновые кислоты, их строение и свойства на примере уксусной кислоты.

Билет № 14

1. Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных. Жиры” их состав и свойства.

2. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о синтетических моющих средствах. Защита природы от загрязнения CMC.

3. Задача. Вычисление количества вещества продукта реакции по массе исходного вещества, содержащего примеси,

Билет №15

[, Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации. Особенности свойств концентрированной серной кислоты.

К. Целлюлоза, строение молекул, физические и химические свойства, применение. Понятие об искусственных волокнах на примере ацетатного волокна.

I. О п ы т. Испытание индикаторами растворов солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; 6) сильной кислотой и слабым основанием. Объяснение результатов наблюдений.

Билет № 16

1. Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

2. Глюкоза - представитель моносахаридов, строение, физические и химические свойства, применение.

3. 3 а д а ч а. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения выдан раствор с определенной массовой долей исходного вещества (в процентах).

Билет № 17

1. Соли, их состав и названия, взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена.

2. Крахмал, нахождение в природе, практическое значение, гидролиз крахмала.

Билет № 18

1. Химическая и электрохимическая коррозия металлов. Условия, при которых происходит коррозия. Меры защиты металлов и сплавов от коррозии.

2. Аминокислоты, их строение и химические свойства: взаимодействие с соляной кислотой, щелочами, друг с другом. Биологическая роль аминокислот и их применение.

3. 3 а дача. Вычисление объема полученного газа, если известна масса исходного вещества.

Билет № 19

1. Окислительно-восстановительные реакции (на примере взаимодействия алюминия с оксидами некоторых металлов, азотной кислоты с медью).

2. Анилин - представитель аминов; строение и свойства; получение и значение в развитии органического синтеза.

3. О п ы т. Установление принадлежности органического вещества к определенному классу соединений.

Билет № 20

1. Окислительно-восстановительные возможности серы и ее соединений.

2. Взаимосвязь между важнейшими классами органических соединений.

3. 3 а д а ч а. Вычисление теплового эффекта реакции по известному объему газа и количеству теплоты, выделившейся в результате реакции.

Билет № 21

1. Железо: положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Роль железа в современной технике. Сплавы железа.

2. Белки как биополимеры. Первичная, вторичная и третичная структуры белков. Свойства и биологические функции белков.

3. О п ы т. Определение с помощью характерных реакций каждого из трех выданных неорганических веществ.

Билет № 22

1. Промышленный способ получения серной кислоты: научные принципы данного химического производства. Экологические проблемы, возникающие при этом производстве и способы их разрешения.

2. Взаимное влияние атомов в молекулах органических веществ.

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав данного неорганического вещества.

Билет № 23

1. Причины многообразие а) неорганических и б) органических веществ; материальное единство и взаимосвязь веществ.

2. Получение спиртов из предельных и непредельных углеводородов. Промышленный синтез метанола.

3. О п ы т. Осуществление превращений: сосль - нерастворимое основание - оксид металла,

Билет № 24

1. Высшие кислородсодержащие кислота химических

элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.

2. Общая характеристика высокомолекулярных соединений: состав, строение, реакции, лежащие в основе

их получения (на примере полиэтилена или синтетического каучука).

3. 3 а д а ч а. Вычисление массы исходного вещества, если известен практический выход продукта и указана массовая доля его (в процентах) от теоретически возможного выхода.

Билет № 25

1. Общие способы получения металлов. Практическое

значение электролиза на примере солей бескислородных кислот.

2. Виды синтетических каучуков, их свойства и применение.

3. О п ы т. Получение названного газообразного вещества

и проведение реакций, характеризующих его свойства;

Школа с углубленным изучением предмета

Билет № 1

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома. Развитие научных знаний о периодическом законе и периодической системе.

2. Предельные углеводороды, общая формула состава, электронное и пространственное строение. Ковалент-ные связи в молекулах, sp3- .гибридизация электронных облаков атома углерода. Химические свойства предельных углеводородов на примере метана.

3.3 ад а ч а. Расчет массы продуктов реакции по данным об исходных веществах, одно из которых дано в избытке.

Билет № 2

1. Современные представления о строении электронных оболочек атомов элементов. Электронные формулы и графические схемы строения электронных слоев атомов.

2. Непредельные углеводороды ряда этилена, общая формула состава, электронное и пространственное строение, sp3-гибридизация электронных облаков атома углерода, “сигма” и “пи”-связи. Изомерия положения двойной связи. Химические свойства этилена.

3. О п ы т. Приготовление раствора заданной молярной концентрации.

Билет № 3

1. Особенности электронного строения атомов больших периодов. Радиусы атомов, их изменения с учетом положения химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.

2. Ацетилен - представитель углеводородов с тройной связью в молекуле, sp-гибридизация электронных облаков атома углерода. Химические свойства ацетилена. Получение и применение ацетилена в органическом синтезе.

3. За д а ч а. Расчет по уравнению массы продукта реакции, если одно из реагирующих веществ дано в виде раствора с определенной массовой долей растворенного вещества.

Билет № 4

1. Изменение состава и строения простых веществ -

2. Ароматические углеводороды. Структурная формула

бензола (по Кекуле). Электронное строение молекулы, полуторная связь. Химические свойства бензола. Получение и применение бензола и его гомологов.

3. Опыт. Проведение качественных реакций на соли двух- и трехвалентного железа.

Билет № 5

1. Изменение кислотно-основных свойств соединений

неметаллов, образованных элементами: а) одного периода; б) одной группы периодической системы Д. И. Менделеева.

2. Нефть, ее состав и свойства. Продукты фракционной

перегонки нефти. Крекинг и его виды. Ароматизация

нефти. Охрана окружающей среды при нефтепереработке и транспортировке нефтепродуктов.

3. 3 а д а ч а. Расчет количества вещества продукта ре-

акции по данным об исходных веществах, одно из

которых дано в избытке.

Билет № 6

1. Ковалентная связь, способы ее образования. Длина и

энергия связи. Виды связи (полярная, неполярная, донорно-акцепторная). Электроотрицательность химических элементов. Кратность ковалентной связи; “сигма” и “пи”-связи.

2. Химические свойства предельных одноатомных спиртов. Смещение электронной плотности связи в гидроксогруппе под влиянием заместителей в углеводород-

ном радикале. Губительное действие спиртов на организм человека.

3. О п ы т. Получение газообразного вещества и проведение реакций, характеризующих его свойства.

Билет № 7

1. Ионная связь, ее образование. Заряды ионов. Понятие степени окисления элементов.

2. Получение спиртов из предельных и непредельных

углеводородов. Промышленный синтез метанола.

3. 3 ад а ч а. Нахождение молекулярной формулы газообразного вещества по его плотности и массовой доле элементов или по массе продуктов сгорания.

Билет № 8

1. Типы кристаллических решеток веществ. Зависимость свойств веществ от типа кристаллической решетки.

2. Сравнение строения и свойств предельных, непредельных и ароматических углеводородов. Взаимосвязь гомологических рядов этих углеводородов.

3. О п ы т. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав данного неорганического вещества.

Билет № 9

1. Состав атомных ядер. Изотопы. Понятие химического элемента.

2. Механизм реакции замещения на примере предельных углеводородов. Практическое значение предельных углеводородов и их галогенозамещенных.

3. Задача. Вычисление массовой доли выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного.

Билет № 10

1. Электролитическая диссоциация. Механизм растворения в воде веществ с ионной и полярной ковалентной связью. Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты.

2. Этиленгликоль и глицерин как представители многоатомных спиртов. Их химические свойства, практическое использование.

3. О п ы т. Проведение реакций, подтверждающих генетические связи между неорганическими веществами различных классов.

Билет №11

1. Электролитическая диссоциациям кислот, солей, щелочей. Свойства ионов.

2. Фенол, строение, физические и химические свойства, взаимное влияние атомов в молекуле. Способы охраны окружающей среды от промышленных отходов, содержащих фенол.

3. 3 а д а ч а. Вычисление массы исходного вещества, если известен выход продукта и указана массовая доля его в процентах от теоретически возможного выхода.

Билет №12

1. Значение периодического закона как закона о единстве и взаимосвязи химических элементов для материалистического понимания природы и развития науки. Научный и гражданский подвиг Д; И. Менделеева.

2. Механизм реакции присоединения на примере непредельных углеводородов ряда этилена. Правило Марковникова. Получение непредельных углеводородов реакцией дегидрирования. Применение этиленовых углеводородов в органическом синтезе.

3. О п ы т. Распознавание пластмасс и химических волокон. .

Билет № 13

1. Реакция ионного обмена в водных растворах, условия их необратимости.

2. Альдегиды, гомологический ряд, строение, функциональная группа. Химические свойства альдегидов. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.

3. 3 а д а ч а. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции по известной массе исходного вещества, содержащего примеси.

Билет № 14

1. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

|2. Кетоны, их строение, функциональная группа. Реакция окисления кетонов. Получение кетонов окислением вторичных спиртов. Ацетон - важнейший представитель кетонов, его практическое использование.

3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав данного органического вещества.

Билет № 15

1. Кислотно-основные свойства веществ на основе представлений о протолитах.

2. Гомологический ряд предельных одноосновных кислот. Электронное строение карбоксильной группы.. Взаимное влияние атомов в молекулах карбоновых кислот. Химические свойства на примере уксусной кислоты.

3. Задач а. Расчет объемных отношений газов при химических реакциях.

Билет №16

1. Гидролиз солей.

2. Важнейшие представители предельных и непредельных карбоновых кислот. Особенности муравьиной кислоты. Акриловая и олеиновая кислоты. Применение

карбоновых кислот в народном хозяйстве.

3. О п ы т. Установление принадлежности органического вещества к определенному классу.

Билет № 17

1. Основные положения теории химического строения А. М. Бутлерова. Химическое строение как порядок соединения и взаимного влияния атомов в молекулах. Основные направления развития данной теории.

2. Химические свойства кислот в свете представлений. об электролитической диссоциации веществ и окислительно-восстановительных процессах.

3. 3 а д а ч а. Расчет теплового эффекта реакции по данным о количестве одного из участвующих в реакции веществ и выделившейся (поглощенной) теплоты.

Билет № 18

1. Образование одинарных, двойных и тройных углерод-углеродных связей на основе представлений о гибридизации электронных облаков.

2. Химические свойства оснований в свете представлений об электролитической-диссоциации веществ.

3. О п ы т. Определение с помощью характерных реакций каждого из двух предложенных органических веществ.

Билет № 19

1. Изомерия органических соединений, ее виды.

2. Химические свойства солей в свете представлений об электролитической диссоциации веществ и окислительно-восстановительных процессах.

3. 3 а д а ч а. Вычисление массовой доли химического соединения в смеси.

Билет № 20

1. Классификация органических соединений.

2. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы VI группы, строение их атомов, валентные возможности атомов, характерные соединения.

3. О п ы т. Получение амфотерного гидроксида и проведение химических реакций, характеризующих его свойства.

Билет № 21

1. Гомологический ряд предельных Одноатомных спиртов. Электронное строение функциональной группы, полярность связи 0-Н. Изомерия предельных одноатомных спиртов. Водородная связь между молекулами, ее влияние на физические свойства спиртов.

2. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы V группы, строение их атомов, валентные возможности атомов азота и фосфора; характерные соединения.

3. Задача. Расчет объемной доли выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного.

Билет № 22

1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.

2. Глюкоза - важнейший представитель моносахаридов, строение, физические и химические свойства, применение.

3. Опыт. Испытание растворов солей индикатором и объяснение результатов исследования.

Билет № 23

1. Жиры, их строение, химические свойства, практическое использование. Продукты технической переработки жиров, понятие о синтетических моющих средствах. Защита природы от загрязнения CMC.

2. Катализ и катализаторы. Энергия активации. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе.

3. Задача. Вычисление массы и объема продукта реакции по известной массе или объему исходного вещества, содержащего примеси.

Билет № 24

1. Взаимосвязь между классами органических соединений.

2. Скорость химической реакции, зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ, площади поверхности соприкосновения реагентов, концентрации, температуры, действия катализатора.

3. Опыт. Осуществление гидратации оксидов и исследование свойств продуктов реакции.

Билет № 25

1. Анилин - представитель аминов, электронное строение, функциональная группа. Взаимное влияние атомов в молекуле анилина. Физические и химические свойства, получение, значение в развитии органического синтеза.

2. Общая характеристика металлов главных подгрупп периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, строение их атомов. Металлическая связь. Ряд напряжений металлов. Характерные химические свойства металлов.

3. 3 а д а ч а. Расчет массы одного из реагирующих или образующихся веществ во массе другого вещества.

Билет № 26

1. Аминокислоты: строение, изомерия, физические свойства, особенности химических свойств. Биологическое значение “альфа”-аминокислот.

2. Электролиз расплавов и растворов солей. Значение электролиза.

3. О п ы т. Получение и исследование свойств органических, веществ (этилена, уксусной кислоты и др.).

Билет № 27

1. Белки как биополимеры. Первичная, вторичная, третичная структуры белков. Свойства белков, превращение белков пищи в организме. Биологические функции белков. Важнейшие производства микробиологической промышленности.

2. Коррозия металлов и ее виды. Защита металлов от коррозии.

3. 3 а д а ч а. Расчет объема одного из реагирующих или образующихся веществ по данным об исходных веществах, одно из которых дано в избытке.

Билет № 28

1. Виды синтетических каучуков, их получение, свойства и применение.

2. Общая характеристика металлов главной подгруппы третьей группы, строение их атомов. Алюминий, природные соединения алюминия, его химические свойства. Применение алюминия и его сплавов в современной технике.

3. Опыт. Реакции, подтверждающие общие закономерности протекания химических процессов.

Билет № 29

1. Синтетические волокна, их строение, свойства, практическое использование на примере лавсана и капрона.

2. Железо - представитель металлов побочных подгрупп. Особенности строения атома, физические и химические свойства.

3. .Задача. Расчет количества вещества продуктов реакции по данным об исходных веществах, одно из которых дано в избытке.

Билет № 30

1. Состав нуклеиновых кислот (ДНК, РНК), строение нуклеотидов. Принцип комплектарности в построении двойной спирали ДНК. Роль нуклеиновых кислот в жизнедеятельности организмов.

2. Окислительные свойства солей хрома и марганца, имеющих высшие степени окисления.

3. Задача. Вычисление по уравнениям реакций между веществами, одно из которых дано в виде раствора с определенной массовой долей растворенного вещества.

Список литературы

Для подготовки данной работы были использованы материалы с сайта http://schoolchemistry.by.ru/

Ответы на экзаменационные вопросы по химии - 11 класс

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.
2. Предельные углеводороды, общая формула и химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и применение метана.
3. Задача. Какое количество вещества гидроксида калия потребуется для полной нейтрализации 0,3 моль сероводородной кислоты?
4. Строение атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств на примере: а) элементов одного периода; б) элементов одной главной подгруппы.
5. Непредельные углеводороды ряда этилена, общая формула и химическое строение. Свойства и применение этилена.
6. Виды химической связи: ионная, металлическая, ковалентная (полярная и неполярная); простые и кратные связи в органических соединениях.
7. Циклопарафины, их химическое строение, свойства, нахождение в природе, практическое значение.
8. Задача. Рассчитайте массу пропена, вступившего в реакцию с водой, если в результате реакции образовалось 3,5 моль спирта.
9. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.
10. Диеновые углеводороды, их химическое строение, свойства, получение и практическое значение.
11. Химическое равновесие и условия его смещения: изменение концентрации реагирующих веществ, температуры, давления.
12. Ацетилен - представитель углеводородов с тройной связью в молекуле. Свойства, получение и применение ацетилена.
13. При сгорании аммиака в избытке кислорода образовался азот и водяной пар. Рассчитайте суммарный объем (н. у.) продуктов, если в реакцию вступило 12,35 л аммиака.
14. Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы, концентрации веществ, температуры, катализатора.
15. Ароматические углеводороды. Бензол, структурная формула, свойства и получение. Применение бензола и его гомологов.
16. Основные положения теории химического строения органических веществ А. М. Бутлерова. Химическое строение как порядок соединения и взаимного влияния атомов в молекулах.
17. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.
18. Задача. Определите массу осадка, образовавшегося в результате окисления 0,2 моль уксусного альдегида избытком аммиачного раствора оксида серебра.
19. Изомерия органических соединений и ее виды.
20. Важнейшие классы неорганических соединений.
21. Опыт и задача. Получите осадок гидроксида меди (II). Рассчитайте массы сульфата меди (II) и гидроксида натрия, необходимые для получения 0,2 моль осадка.
22. Металлы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение их атомов, металлическая связь. Общие химические свойства металлов.
23. Природные источники углеводородов: газ, нефть, каменный уголь и их практическое использование.
24. Задача. Оксид кальция массой 14 г взаимодействует с раствором, содержащим 35 г азотной кислоты. Определите массу получившейся соли.
25. Неметаллы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение их атомов. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.
26. Предельные одноатомные спирты, их строение, физические и химические свойства. Получение и применение этилового спирта.
27. Аллотропия неорганических веществ на примере углерода и кислорода.
28. Фенол, его химическое строение, свойства, получение и применение.
29. Задача. Вывести молекулярную формулу углеводорода по данным: массовая доля углерода - 83,33%, массовая доля водорода - 16,67%, относительная плотность по воздуху равна 1,45.
30. Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами.
31. Альдегиды, их химическое строение и свойства. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.
32. Задача. При сгорании 2,3 г вещества образуется 4,4 г оксида углерода (IV) и 2,7 г воды. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 1,59. Определите молекулярную формулу данного вещества.
33. Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.
34. Предельные одноосновные карбоновые- кислоты, их строение и свойства на примере уксусной кислоты.
35. Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе.
36. Жиры, их состав и свойства. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров, понятие о синтетических моющих средствах.
37. Задача. Какое количество вещества этана получится при пропускании 6,72 г этена, содержащего 20% примесей, с водородом над нагретым никелевым катализатором?
38. Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
39. Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
40. Глюкоза - представитель моносахаридов, химическое строение, физические и химические свойства, применение.
41. Задача. Определите массу соли, которая образуется при взаимодействии 245 г 20% -ной серной кислоты с хлоридом бария, при условии, что они вступили в реакцию полностью.
42. Соли, их состав и название; взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена.
43. Крахмал. Нахождение в природе, практическое значение, гидролиз крахмала.
44. Химическая и электрохимическая коррозия металлов. Условия, при которых происходит коррозия, меры защиты металлов и сплавов от коррозии.
45. Аминокислоты, их состав и химические свойства: взаимодействие с соляной кислотой, щелочами, друг с другом. Биологическая роль аминокислот и их применение.
46. Задача. Какой объем этилена получится при дегидратации этанола массой 32,2 г?
47. Окислительно-восстановительные реакции (на примере взаимодействия алюминия с оксидами некоторых металлов, концентрированной серной кислоты с медью).
48. Анилин - представитель аминов; химическое строение и свойства; получение и практическое применение.
49. Окислительно-восстановительные свойства серы и ее соединений.
50. Взаимосвязь между важнейшими классами органических соединений.
51. Задача. При взаимодействии 1,8 г алюминия с кислородом выделилось 54,7 кДж теплоты. Вычислите тепловой эффект реакции.
52. Железо: положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа.
53. Белки как биополимеры. Свойства и биологические функции белков.
54. Промышленный способ получения серной кислоты: научные принципы данного химического производства. Экологические проблемы, возникающие при производстве серной кислоты.
55. Взаимное влияние атомов в молекулах органических веществ на примере этанола и фенола.
56. Причины многообразия неорганических и органических веществ; взаимосвязь веществ.
57. Получение спиртов из предельных и непредельных углеводородов. Промышленный синтез метанола.
58. Высшие кислородсодержащие кислоты химических элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.
59. Общая характеристика высокомолекулярных соединений: состав, строение, реакции, лежащие в основе их получения (на примере полиэтилена или синтетического каучука).
60. Задача. Определите массу карбоната магния, прореагировавшего с соляной кислотой, если при этом получено 8,96 л оксида углерода (IV), что составляет 80% от теоретически возможного выхода.
61. Общие способы получения металлов. Практическое значение электролиза на примере солей бескислородных кислот.
62. Виды синтетических каучуков, их свойства и применение.

Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Ответы на экзаменационные вопросы по химии - 11 класс - fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.