| Главная » Готовые работы » Контрольные » Химия |
Завдання та питання з хімії
| [ Скачать с сервера (772.0 Kb) ] | 30 Июн 2014, 19:32 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Завдання 1 [ОН-]=10-9 моль/л. Визначте рН розчину. Рішення: [OH-] = Co=10-9 моль/л. рН + рОН = 14 рН = 14 – рОН рН = 14+ lgCo рН = 14+ ( – 9) = 5 Відповідь: рН розчину 5 Завдання 2 20 г NaOH розчинено в 250 мл розчину. Визначте молярну концентрацію розчину. Рішення: М(NaOH) = 40 г/моль В 250 мл розчинено 0,5 моль, тобто концентрація складає 2 моль/л або 0,002 моль/мл Відповідь: 0,002 моль/мл Завдання 3 Адсорбційні способи зм’якшення жорсткості води. Відповідь: Зм’якшенням води називається процес видалення з води катіонів жорсткості, тобто Са2+ і Mg2+. Адсорбція – це поглинання твердим нерозчинним тілом – адсорбентом молекул розчиненої речовини. На процесах адсорбції та іонного обміну засновані сорбційні методи водопідготовки. Методом адсорбції з води витягуються молекули. Найбільш поширеними адсорбентами є активоване вугілля. Завдання 4 Акумулятори – їх види та принцип дії. Відповідь: Акумулятори – джерела струму багаторазової дії. В акумуляторі використовуються оборотні хімічні реакції. Процеси заряду і розряду утворюють цикл роботи акумулятора. 1. Свинцевий кислотний аккумулятор: PbО2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O; У процесі розряду акумулятора концентрація сірчаної кислоти зменшується, а при зарядженні збільшується. 2. У нікель-кадмієвому лужному: 2NіOOH + Cd = 2Nі(OH) 2 + Cd(OH) 2 (аналогічна реакція йде в нікель-залізному акумуляторі); 3. у срібно-цинковому Ag2O + Zn = Zn + 2Ag. Анодом є пориста цинкова пластинка, катодом оксиди срібла Ag2O і AgO, отримані електролітичним окисненням металічного срібла. Процес проходить у дві стадії: AgO відновлюється спочатку до Ag2O, далі до металічного срібла. При заряді всі ці реакції йдуть у зворотному напрямку. Тому акумулятор можна заряджати за допомогою зовнішнього джерела струму. Завдання 5 Будова атома. Ізотопи. Відповідь: Ізотопи – нукліди одного і того самого хімічного елементу, які мають різне число нейтронів, а, отже, різну атомну масу. Ізотопи позначають тими самими символами, що і хімічний елемент, додаючи зверху з лівого боку символа масове число, наприклад, ізотопи хлору позначають: 35Cl і 37Cl, або масове число слідує за назвою чи символом елементу, наприклад: уран-233. Ізотопи хімічного елемента мають однаковий заряд атомного ядра, тобто один порядковий номер, і займають те ж саме місце в періодичній системі, мають однакову кількість протонів в ядрі атома, але відрізняються один від одного кількістю нейтронів. Так, в атомному ядрі ізотопу хлору 35Cl міститься 17 протонів, оскільки порядковий номер хлору 17, і 18 нейтронів (35–17=18), а в ядрі ізотопу хлору 37Cl – 17 протонів і 20 нейтронів (37–17 = 20). Переважна більшість ізотопів не має спеціальних назв, але для ізотопів деяких елементів, зокрема для ізотопів водню, існують спеціальні назви і навіть спеціальні символи. Так, ізотоп водню 1H називають протій, ізотоп 2H – дейтерій і позначають символом D а ізотоп 3Н – тритій (символ T). За хімічними властивостями всі ізотопи окремого елементу дуже близькі, тому значної різниці між ними у хімічних реакціях не спостерігається. Виняток становлять лише ізотопи водню, які за своїми властивостями помітно відрізняються один від одного. Завдання 6 Будова атома. Квантово-механічна модель атома. Відповідь: Квантово-механічна теорія виникла на початку ХХ ст., коли було встановлено, що атом подільний, і за елементарні частинки було прийнято електрон і ядро. Зараз вважається, що межею поділу речовини є елементарні частки: електрони, протони, нейрони і інші. Квантово-механічна або хвильова модель атома: електрон одночасно є і частинкою, і хвилею. В основу цієї моделі будови атома покладена квантова теорія атома, згідно з якою електрон володіє як властивостями частинки, так і властивостями хвилі. Іншими словами, про розташування електрона в певній точці можна судити не точно, а з певною часткою ймовірності. Тому в квантово-механічній моделі орбіти Бору замінили на орбіталі («електронні хмари» – області простору в яких існує імовірність перебування електрона). Завдання 7 Взаємодія активного металу (наприклад цинку) з сірчаною кислотою різної концентрації. Відповідь: У розведеному водному розчині сірчаної кислоти більшість її молекул дисоціюють: H2SO4 = H+ + HSO4- HSO4– = H+ + SO42- Утворені іони Н+ виконують функцію окислювача. Як і соляна кислота, розбавлений розчин сірчаної кислоти взаємодіє тільки з металами активними та середньої активності (розташованими в ряду активності до водню). Хімічна реакція протікає за схемою: Ме + H2SO4(разб.) → сіль + H2↑ 2 Zn + 3 H2SO4(разб.) = Zn 2(SO4)3 + 3 H2↑ У концентрованому розчині сірчаної кислоти функцію окислювача виконує сірка, яка знаходиться у вищій ступеня окислення (S+6). Концентрована H2SO4 окисляє всі метали, стандартний електродний потенціал яких менше потенціалу окислювача – сульфат-іона SO42- (0,36). У зв'язку з цим, з концентрованої сірчаної кислотою реагують активні метали і деякі малоактивні метали. Процес взаємодії металів з концентрованою сірчаною кислотою в більшості випадків протікає за схемою: Me + H2SO4 (конц.) = сіль + вода + продукт відновлення H2SO4 При взаємодії з активними металами продуктами відновлення можуть бути як SO2, так і вільна сірка і сірководень. Так, при взаємодії з цинком можуть протікати реакції: Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O 4ZN + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O. Завдання 8 Визначте значення електронного потенціалу цинку в розчині ZnSO4 з концентрацією [Zn2+] = 0,001 моль/л; Е0(Zn/Zn2+) = – 0,76 В. Рішення: Для розрахунку електродних потенціалів елементів використовують рівняння Нернста для металів, занурених у розчин їх солі: Е = Е0 + (0,059∙lg а Zn 2+)/n, Е0 Mn = – 0,76 В lg а Zn 2+ = 0,339 тоді а Zn 2+ = 10 0,339 = 2,183 моль/л Необхідно знайти величину n. Для цинку вона дорівнює 2, оскільки заряд катіона +2. Підставляючи в рівняння Нернста всі наявні дані, розраховуємо значення електродного потенціалу цинку: E Zn2+/ Zn = – 0,76+(0,059 ∙ lg а Zn 2+)/2= – 0,76 – 0,0295 ∙ lg 10–3 = 0,85 (B). Відповідь: електродний потенціал цинку дорівнює 0,85 В. Завдання 9 Визначте квантові числа для кожного 2р електрона. Відповідь: Квантові числа – це енергетичні параметри, що визначають стан електрона і тип атомної орбіталі, на якій він знаходиться. Квантові числа необхідні для опису стану кожного електрона в атомі. Всього 4 квантових числа. Це: головне квантове число – n, орбітальне квантове число –l, магнітне квантове число – m l і спінове квантове число – m s. Головне квантове число приймає будь-які цілочисельні значення, починаючи з n = 1 (n = 1,2,3, ...) і відповідає номеру періоду. Орбітальне квантове число – l – визначає геометричну форму атомної орбіталі. Орбітальне квантове число приймає будь-які цілочисельні значення, починаючи з l = 0 (l = 0,1,2,3, ... n –1). Магнітне квантове число – m l – визначає орієнтацію орбіталі в просторі щодо зовнішнього магнітного або електричного поля. Магнітне квантове число приймає будь-які цілочисельні значення від –l до + l, включаючи 0. Для p-орбіталі: l = 1, m = – 1, 0, +1 – три рівноцінні орієнтації в просторі (три орбіталі). Спіновое квантове число – m s – визначає магнітний момент, що виникає при обертанні електрона навколо своєї осі. Спіновое квантове число може приймати лише два можливих значення +1 / 2 і –1 / 2. Вони відповідають двом можливим і протилежним один одному напрямками власного магнітного моменту електрона – спинах. Таким чином квантові числа для кожного 2р електрона:
Завдання 10 Водневий зв’язок. Його особливості. Відповідь: Зв'язок, що утворюється між атомів водню однієї молекули і атомом сильно електронегативного елементу (O, N, F) іншої молекули, називається водневим. Існує два види водневого зв'язку: в середині молекули (об'єднує частини однієї молекули) і міжмолекулярний (утворюється між атомом водню однієї молекули і атомом неметалу іншої молекули) водневі зв'язки. Відмінна риса водневої зв'язку – порівняно низька міцність, її енергія в 5-10 разів нижче, ніж енергія хімічного зв'язку. В утворенні Н-зв'язку визначальну роль відіграє електронегативність атомів які беруть участь у зв'язку – здатність відтягувати на себе електрони хімічного зв'язку від атома – партнера, який бере участь у цьому зв'язку. В результаті на атомі А з підвищеною електронегативністю виникає частковий негативний заряд d- , а на атомі–партнері – позитивний d+, хімічна зв'язок при цьому поляризується: Аd– – Нd+. Виникаючий частковий позитивний заряд на атомі водню дозволяє йому притягувати іншу молекулу, яка також містить електронегативний елемент, таким чином, основну частку в утворення Н-зв'язку вносять електростатичні взаємодії. Атом А, хімічно зв'язаний з Н, називають донором протона, а Б – його акцептором. Найчастіше істинного «донорства» немає, і Н залишається хімічно зв'язаним з А. Завдання 11 Гальванічні елементи. Відповідь: Гальванічний елемент – хімічне джерело електричного струму, названий на честь Луїджі Гальвані. Принцип дії гальванічного елемента заснований на взаємодії двох металів через електроліт, що приводить до виникнення в замкнутій ланцюга електричного струму. Це первинні хімічні джерела електричного струму, які за незворотності протікають в них реакцій, неможливо перезарядити. Дія будь-якого гальванічного елемента заснована на протіканні в ньому окислювально-відновної реакції. У простому випадку гальванічний елемент складається з двох пластин або стержнів, виготовлених з різних металів і занурених у розчин електроліту. Така система робить можливим просторовий поділ окислювально-відновлювальної реакції: окислення протікає на одному металі, а відновлення – на другому. Таким чином, електрони передаються від відновлювача до окислювача по зовнішньому ланцюзі. Типи: Вугільно-цинкові елементи (марганець-цинкові) – використовується пасивний (вугільний) колектор струму в контакті з анодом з двоокису марганцю (MnO2), електроліт з хлориду амонію і катодом з цинку. Електроліт знаходиться в пастоподібному стані або просочує пористу діафрагму. Такий електроліт мало рухливий і не розтікається, тому елементи називаються сухими. Лужні елементи – використовується анод з MnO2 і цинковий катод з розділеним електролітом. Відмінність лужних елементів від вугільно-цинкових полягає в застосуванні лужного електроліту, внаслідок чого газовиділення при розряді фактично відсутнє, і їх можна виконувати герметичними. Ртутні елементи – використовується оксид ртуті (HgO). Катод складається з суміші порошку цинку та ртуті. Анод і катод розділені сепаратором і діафрагмою, просоченої 40% розчином лугу. Так як ртуть дефіцитна і токсична, ртутні елементи не слід викидати після їх повного використання. Вони повинні надходити на вторинну переробку. Срібні елементи – мають "срібні" катоди з Ag2O і AgO. Літієві елементи – застосовуються літієві аноди, органічний електроліті катоди з різних матеріалів. Так як літій володіє найвищим негативним потенціалом по відношенню до всіх металів, літієві елементи характеризуються найбільшим номінальною напругою при мінімальних габаритах. Завдання 12 Гідроксиди (основні, амфотерні). Їх хімічні властивості. Відповідь: Основні гідроксиди містять гідроксид-іони, які можуть заміщатися на кислотні залишки при дотриманні правила стехіометричної валентності. Всі основні гідроксиди знаходяться в орто-формі; їх загальна формула М(ОН)n, де n = 1,2 (рідше 3,4) і Мn+ – катіон металу. Найважливішою хімічною властивістю основних гідроксидів є їх взаємодія їх між собою з утворенням солей (реакція сольових виступів), наприклад: Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O 2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O Існують гідроксиди, які здатні вступати у взаємодію, і утворювати солі не тільки з кислотами, але й з основами. Такі гідроксиди називаються амфотерні. Прикладом можуть бути Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Рb(OH)2. Хімічні властивості амфотерних гідроксидів
Завдання 13 Гідроліз солей. Рівняння ступінчатого гідролізу. Відповідь: Гідроліз – один з видів хімічних реакцій сольволіза, де при взаємодії речовин з водою відбувається розкладання вихідної речовини з утворенням нових з'єднань. Гідроліз солей – різновид реакцій гідролізу, обумовленого протіканням реакцій іонного обміну в розчинах (переважно, водних) розчинних солей-електролітів. Рушійною силою процесу є взаємодія іонів з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту в іонному або (рідше) молекулярному вигляді. Розрізняють оборотний і необоротний гідроліз солей: 1. Гідроліз солі слабкої кислоти і сильної основи (гідроліз за аніоном): CO3 2 - + H 2 O = HCO 3 - + OH – або Na 2 CO 3 + Н 2 О = NaHCO 3 + NaOH (Розчин має слаболужну середу, реакція протікає оборотньо, гідроліз по другому щаблі протікає в незначній мірі) 2. Гідроліз солі сильної кислоти і слабкої основи (гідроліз за катіоном): Cu 2 + + Н 2 О = CuOH + + Н + або CuCl 2 + Н 2 О = CuOHCl + HCl (Розчин має слабо кислу середу, реакція протікає оборотно, гідроліз по другому щаблі протікає в незначній мірі) 3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи: 2Al 3 + + 3S 2 - + 6Н 2 О = 2Al (OH) 3 (осад) + ЗН 2 S (газ) або Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3H 2 S (Рівновага зміщена в бік продуктів, гідроліз протікає практично повністю, так як обидва продукти реакції йдуть із зони реакції у вигляді осаду чи газу). Сіль сильної кислоти і сильної основи не піддається гідролізу, і розчин нейтральний . Ступінь гiдpoлiзy – це вiднoшeння чиcлa мoлiв coлi, щo пiддaлиcь гiдpoлiзy, дo зaгaльнoгo чиcлa мoлiв coлi. Cтyпiнь гiдpoлiзy зaлeжить вiд пpиpoди coлi, її кoнцeнтpaцiї i тeмпepaтypи poзчинy. 3 poзбaвлянням i пiдвищeнням тeмпepaтypи poзчинy cтyпiнь гiдpoлiзy coлi зpocтaє. Ступінчастому піддаються гідролізу солі, утворені: багато основною слабкою кислотою, много основним слабким гідроксидом, тим і іншим одночасно. Гідроліз солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами і сильними основами, відбувається ступінчасто (відповідно зворотному процесу – ступінчастій дисоціації), і при цьому утворюються кислі солі (точніше, аніони кислих солей). Так, гідроліз карбонату натрію Nа2СОз можна виразити рівняннями: 1) перший ступінь НСОз– + ОН– ®СОз2– + Н2О або NаНСО3 + NаОН ®Na2СО3 + Н2О 2) другий ступінь Н2СО3 + NаОН ® Н2СО3 + ОН–, або NаНСО3 + Н2O ®НСО3– + Н2О Завдання 14 Дати визначення – атомна маса, молекулярна маса, моль. Відповідь: Атомною масою елемента (Ar) називається маса його атома виражена в атомних одиницях маси. Іншими словами, атомна маса показує, у скільки разів маса даного атома більше 1/12 маси атома 12С. Так атом азоту в 14/12 рази важче атома вуглецю. Молекулярною масою речовини (Mr) називається маса молекули, виражена в атомних одиницях маси. Наприклад М(СО2) = 44 а.е.м. Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (атомів, молекул, іонів, електронів та ін), скільки їх міститься в 12г ізотопу вуглецю – 12 Завдання 15 Еквівалент. Визначення еквіваленту складних речовин (оксиди, кислоти, гідроксиди, солі). Закон еквівалентів. Відповідь: Закон еквівалентів (англ. хімік У. Волластон в 1807р.) – маси речовин, які вступають у реакцію та утворюються після неї, пропорційні їхнім еквівалентам. Еквівалент (Е) – еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка взаємодіє з 1 м.ч. Н або 8 м.ч. О або заміщує таку кількість хімічних реакцій. Еквівалент – це частина атому, молекули або йону яка припадає на одну зміної валентності або ступеню окиснення. Наприклад, в сполуках HCl, H2S, NH3, CH4 еквівалент хлора, сірки, нітрогену, вуглеця дорівнює відповідно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль. Маса одного еквіваленту називається його еквівалентною масою. Так, в наведених вище прикладах еквівалентні маси хлору, сірки, нітрогену та вуглецю відповідно дорівнюють 34,45 г/моль, 32/2=16 г/моль, 14/3=4,67 г/моль, 12/4=3 г/моль. Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом Гідрогену або будь-якої іншої речовини. Щоб визначити еквівалент елемента необов’язково мати його сполуку з Гідрогеном. Еквівалент елемента можна обчислити за складом сполуки цього елемента із будь-яким іншим елементом, еквівалент якого відомий. Нехай у m (г) сполуки АВ міститься q (г) елемента А, а еквівалент елемента В дорівнює Е (В), тоді еквівалент елемента А дорівнює Е (А) і його можна обчислити, розв’язавши пропорцію: Е (А)-----q E (В)-----(m-q) звідки Е (А) = Е (В)∙q/(m-q), де (m–q) – вміст елемента В у сполуці АВ. Для визначення еквівалента хімічного елемента застосовують також метод витіснення. За цим методом, як правило, обчислення ведуть за Гідрогеном. Беруть до уваги масу металу, що витісняє Гідроген із води, кислоти або лугу й масу витісненого водню. Еквівалент хімічного елемента обчислюють за формулою: Е=q/m, де q–маса взятого металу; m–маса витісненого водню. Завдання 16 Електроліз електролітів. Відповідь: Електролітами називають провідні середовища, в яких протікання електричного струму супроводжується перенесенням речовини. Носіями вільних зарядів в електролітах є заряджені іони. До електролітів відносяться водні розчини кислот, солей і лугів а також розплави деяких твердих речовин. Проходження струму крізь електроліт супроводжується виділенням речовини на електродах. Це явище називають електролізом. Електричний струм в електролітах представляє собою переміщення іонів обох знаків в протилежних напрямах. Додатні іони рухаються до від’ємного електрода (катода), від’ємні іони – до додатного електрода (анода). Іони обох знаків з’являються в водних розчинах солей, кислот і лугів в результаті розчеплення частини нейтральних молекул. Це явище називають електролітичною дисоціацією. Наприклад, хлорид міді CuCl2 дисоціює в водному розчині на іони міді та хлору: CuCl2 ↔ Cu++ + 2Cl-. При підключенні електродів до джерела струму іони під дією електричного поля починають впорядкований рух: додатні іони міді рухаються до катода, а від’ємні йони хлору – до анода. Досягнувши катода, іони міді нейтралізуються надлишковими електронами катода і перетворюються в нейтральні атоми, які виділяються (осідають) на катоді. Йони хлору, досягнувши анод, віддають по одному електрону. Після цього нейтральні атоми хлору з’єднуються попарно і утворюють молекули хлору Cl2. Хлор виділяється на аноді в виді бульбашок газу. Отже, при проходженні електричного струму крізь електроліт на електродах виділяється речовина (мідь і хлор). Завдання 17 Електролітична дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник (рН). Ступінь і константа дисоціації. Відповідь: Електролітична дисоціація – це процес розпаду речовини на iони пiд час розчинення у водi чи iншому полярному розчиннику, або пiд час розплавлення. Це вiдношення числа молекул, що розпались на iони до загального числа розчинених молекул. α = n/N де: n – число дисоцiйованих молекул, N – загальне число розчинених молекул. Вода, є слабким амфотерним електролiтом i дисоцiює на катiони водню та гiдроксид-iони: Н2О = Н+ + ОН– Ступінь дисоціації (доля молекул, що розпалися на іони) залежить від природи і концентрації розчиненої речовини, а також температури. Константа дисоцiацiї води це дуже маленька величина і при 250 С на іони розпадається тільки 10–7 моль/л молекул води. Константа дисоціації води описується формулою: [H+].[OH–] К = –––––––––– = 1,8.10–16 [H2О] Іонний добуток води величина стала i залежить тільки вiд температури. При пiдвищеннi температури дисоцiацiя води, як бiльшостi інших сполук, зростає, тому збільшується i іонний добуток води. В чистiй водi концентрація iонiв водню дорівнює концентрації гiдроксид-iонiв – [H+] = [OH–] = 10-7 моль/л. Розчин, в якому концентрації iонiв водню та гiдроксид-iонiв однаковi є нейтральним. Якщо до нейтрального розчину додати кислоту, то концентрація iонiв водню збільшиться. Внаслiдок цього рiвновага Н2О = Н+ + ОН– змiститься в сторону утворення недисоцiйованих молекул води i концентрація гiдроксид-iонiв зменшиться у стільки разів у скільки зросте концентрація iонiв водню. Наприклад, якщо [H+] = 10-3 то [OH-] = 10–11, але іонний добуток води залишиться тим же 10–14. Розчин, в якому концентрація iонiв водню перевищує концентрацію гiдроксид-iонiв є кислим. Розчин, в якому концентрація гiдроксид-iонiв перевищує концентрацію iонiв водню є лужним. Оскільки іонний добуток води стала величина, то знаючи концентрацію одного iона легко можна знайти концентрацію іншого. Реакцію середовища звичайно виражають через концентрацію iонiв водню, хоча можна виражати i через концентрацію гiдроксид-iонiв. Для зручності використовують показник рН. Водневий показник (рН) – це від’ємний десятковий логарифм концентрації iонiв водню. рН = –lg [H+] В залежності вiд значення рН розрізняють середовище: нейтральне – рН = 7,0 слабко кисле – рН = 4,0-7,0, сильно кисле – рН = 0 – 3,0, слабко лужне – рН = 7,0 – 10,0, сильно лужне – рН = 11–14. Визначення рН проводиться за допомогою iндикаторiв. Наприклад, фенолфталеїн при рН нижче 8,0 – безбарвний, а вище 8,0 стає малиновим; метилоранж до рН 3,0 має червоне забарвлення, а вище 3,0 – жовте, лакмус до рН 6,0 має червоне забарвлення, а вище 6,0 – синє. Більш точно рН вимірюється за допомогою спеціальних приладив. Завдання 18 Електрорушійна сила (ЕРС) гальванічних елементів. Відповідь: В гальванічного елемента існує «рушійна сила» (чи «електричний тиск»), що переміщає електрони по зовнішньому ланцюгу елементу. Ця рушійна сила називається електрорушійною силою (скорочено е.р.с.) елементу; е.р.с. виміряється в одиницях електричної напруги (вольтах) і інакше називається напругою, чи потенціалом, гальванічного елемента. Один вольт являє собою е.р.с., необхідну для того, щоб заряд у 1 кулон придбав енергію в 1 Дж: 1 В = 1 Дж/Кл Е.р.с. будь-якого гальванічного елементу залежить від того, яка реакція в ньому здійснюється, а також від концентрацій реагентів, продуктів і від температури гальванічного елемента, що звичайно вважають рівною 25°С. Завдання 19 Енергія спорідненості до електрону. Електронегативні елементи. Відповідь: Енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома називається спорідненістю до електрона (Е): Э + е– = Э– – Е Спорідненість до електрона виражається в кДж/моль або эВ/моль. Найбільшим спорідненістю до електрону мають атоми галогенів. Для елементів головних підгруп спорідненість до електрона зростає в періодах зліва направо і зменшується в групах зверху вниз. Максимальне значення спорідненості до електрону має фтор. Здатність атома, перебуваючи у складі стійкої молекули, зміщувати до себе електронну щільність характеризується электронегативністю. Існує багато способів кількісної оцінки електронегативності. Так, электронегативність за Малікену (χ) дорівнює півсумі енергії іонізації та спорідненості до електрона: χ = ½ (I + Е) Для s- і р-елементів электронегативність зростає в періодах зліва направо і зменшується в групах зверху вниз. Завдання 20 Закон Авогадро Відповідь: Закон Авогадро – в однакових об'ємах різних парів і газів при рівному тиску і температурі знаходиться однакове число частинок (1811 році Амедей Авогадро). Перше слідство із закону Авогадро: один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм. Зокрема, при нормальних умовах, тобто при 0 °C (273 К) і 101,3 кПа, об'єм 1 моля газу, дорівнює 22,4 л. Цей об'єм називають молярним об'ємом газу Vm. Другий наслідок із закону Авогадро: молярна маса першого газу дорівнює добутку молярної маси другого газу на відносну щільність першого газу за другим. Завдання 21 Запишіть реакцію взаємодії гідриду кальцію з водою. Відповідь: СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2. Завдання 22 Запишіть реакцію взаємодії карбіду кальцію з водою. Відповідь: CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2+Q Результатом взаємодії карбіду кальцію і води є ацетилен і гідроксид кальцію. Реакція екзотермічна – з виділенням тепла Q. Завдання 23 Запишіть реакцію отримання магнезіального в’яжучого. Відповідь: Магнезіальні в'яжучі – каустичний магнезит MgO і каустичний доломіт MgO + CaCO3 одержують шляхом помірного випалу (750-850 оС) магнезиту: MgCO3 → MgO + СО2. Особливістю цих в’яжучих речовин є те, що вони замішуються не водою, а водними розчинами солей: хлориду магнію, сульфату магнію. Застосування водних розчинів солей магнію сприяє прискоренню твердіння та підвищенню міцності магнезіальних в’яжучих. Завдання 24 Застосування електролізу в промисловості. Відповідь: Електроліз – це сукупність процесів, що протікають у розчині або розплаві електроліту, при пропущенні через нього електричного струму. Електроліз є одним з найважливіших напрямків в електрохімії. Електроліз широко застосовується в різних галузях промисловості. У хімічній промисловості електролізом одержують такі важливі продукти як хлор і лугу, хлорати й перхлорати, надсірчану кислоту й персульфати, перманганат калію, органічні сполуки, хімічно чисті водень, кисень, фтор і ряд інших коштовних продуктів. У кольоровій металургії електроліз використовується для рафінування металів, для витягу металів з руд. Метали, які не можуть бути виділені з водяних розчинів внаслідок високого негативного потенціалу одержують у кольоровій металургії електролізом розплавлених середовищ. До металів, одержуваних електролізом розплавлених середовищ ставляться алюміній, магній, цирконій, титан, уран, берилій і ряд інших металів. Електроліз застосовують у багатьох галузях машинобудування, радіотехніки, електронної, поліграфічної промисловості для нанесення тонких покриттів металів на поверхню виробів для захисту їх від корозії, додання декоративного виду, підвищення зносостійкості, жаростійкості, одержання металевих копій. Завдання 25 Іонний добуток води. Водневий показник (рН). Шкала кислотно-лужних відношень. Відповідь: Іонний добуток води величина стала i залежить тільки вiд температури. При пiдвищеннi температури дисоцiацiя води, як бiльшостi інших сполук, зростає, тому збільшується i iонний добуток води. В чистій воді концентрація iонiв водню дорівнює концентрації гiдроксид-iонiв – [H+] = [OH–] = 10-7 моль/л. Розчин, в якому концентрації iонiв водню та гiдроксид-iонiв однаковi є нейтральним. Якщо до нейтрального розчину додати кислоту, то концентрація iонiв водню збільшиться. Внаслiдок цього рiвновага Н2О = Н+ + ОН– зміститься в сторону утворення недисоцiйованих молекул води i концентрація гiдроксид-iонiв зменшиться у стільки разів у скільки зросте концентрація iонiв водню. Наприклад, якщо [H+] = 10-3 то [OH-] = 10–11, але іонний добуток води залишиться тим же 10–14. Розчин, в якому концентрація iонiв водню перевищує концентрацію гiдроксид-iонiв є кислим. Розчин, в якому концентрація гiдроксид-iонiв перевищує концентрацію iонiв водню є лужним. Оскільки іонний добуток води стала величина, то знаючи концентрацію одного iона легко можна знайти концентрацію іншого. Реакцію середовища звичайно виражають через концентрацію iонiв водню, хоча можна виражати i через концентрацію гiдроксид-iонiв. Для зручності використовують показник рН. Водневий показник (рН) – це від’ємний десятковий логарифм концентрації iонiв водню. рН = –lg [H+] В залежності вiд значення рН розрізняють середовище: нейтральне – рН = 7,0 слабко кисле – рН = 4,0-7,0, сильно кисле – рН = 0 – 3,0, слабко лужне – рН = 7,0 – 10,0, сильно лужне – рН = 11–14. Визначення рН проводиться за допомогою iндикаторiв. Наприклад, фенолфталеїн при рН нижче 8,0 – безбарвний, а вище 8,0 стає малиновим; метилоранж до рН 3,0 має червоне забарвлення, а вище 3,0 – жовте, лакмус до рН 6,0 має червоне забарвлення, а вище 6,0 – синє. Більш точно рН вимірюється за допомогою спеціальних приладів. Завдання 26 Іонний зв’язок. Особливості іонного зв’язку Відповідь: Йони – це електрично заряджені частинки речовини, що утворилися з атомів або атомних груп унаслідок втрати або приєднання електронів. Хімічний зв'язок, утворений за допомогою взаємодії йонів, називають йонним зв'язком. Речовини, що складаються з йонів, називаються йонними сполуками. Вони утворені типовими металами і типовими неметалами. Атоми металів віддають електрони, а атоми неметалів їх приймають. Приклади речовин з йонним типом хімічного зв 'язку: NaCl, NaBr, NaF, MgCl2, MgS, NaOH, а) взаємодія магнію з йодом:  б) окиснення кальцію:  Заряд йонів позначають зверху, праворуч від хімічного знака: спочатку – цифру, а потім – знак «+» aбо «–». Йонний зв'язок є крайнім випадком полярного ковалентного зв'язку. Йонні сполуки в твердому стані – кристалічні речовини. У йонних кристалах електростатичне поле кожного йона поширюється у всіх напрямках, тому йонний зв'язок не має напрямленості. Найтиповіший йонний зв'язок виникає в солях, утворених лужними металами і галогенами. Йонний зв'язок, це зв'язок за якого спільна електронна пара практично повністю належить одному з атомів, у якого електронегативність більша. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Просмотров: 5214 | Загрузок: 805 | | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||