- •Вопрос 1. Термодинамические параметры. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.
- •Вопрос 2. Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса.
- •1 Следствие.
- •Вопрос 4. Энергия Гиббса. Уравнение Гельмгольца-Гиббса: энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания химического процесса.
- •Вопрос 5. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Факторы, определяющие скорость химической реакции
- •4) Природа реагентов
- •5) Площадь соприкосновения твердого вещества Вопрос 6. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье, примеры.
- •Вопрос 7. Растворы: разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Способы выражения концентрации растворов. Эквивалент. Закон эквивалентов.
- •Вопрос 8. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара над растворами. Закон Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов. Осмотическое давление
- •Вопрос 10. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.
- •Вопрос 11. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет ph
- •Вопрос 12. Электролитическая диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы образования и нестойкости. Разрушение комплексных соединений
- •Вопрос 13. Гидролиз солей. Основные типы гидролиза. Обратимый гидролиз. Необратимый гидролиз
- •Вопрос 14. Количественные характеристики гидролиза солей (степень гидролиза, константа гидролиза). Вывод формул констант гидролиза, примеры. Влияние различных факторов на степень гидролиза солей.
- •Вопрос 15. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости Ksp. Условия растворения и образования осадков
- •Вопрос 16. Основные положения квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм, уравнение Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга.
- •Вопрос 22. Природа связи в комплексных соединениях по методу вс. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства.
- •Вопрос 23. Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов
- •Вопрос 24. Основные типы геометрических форм молекул. Использование теории гибридизации для прогнозирования геометрической формы молекулы.
- •28 Вопрос. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия
- •29 Вопрос. Окислители и восстановители, часто применяемые в химической практике. Влияние pH, температуры, концентрации реагентов и их природы на протекание овр.
- •Вопрос 30. Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в активности металлов. Уравнение Нернста.
- •31 Вопрос. Общая характеристика p-элементов VII группы. Получение галогенов, их свойства. Соединения галогенов с водородом. Вопрос 32. Галогены. Методы получения, химические свойства простых веществ.
- •Вопрос 36. Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Вопрос 37. Пероксид водорода. Получение и химические свойства. Пероксикислоты и их соли (строение, получение, свойства).
- •Вопрос 38. Соединения серы с водородом и кислородом (получение и свойства). Тиосульфат натрия (строение, получение, свойства).
- •I. Сульфид водорода (сероводород) h2s и сульфиды
- •Вопрос 40. Серная кислота. Методы получения. Химические свойства
- •Вопрос 43. Общая характеристика элементов V группы. Строение атомов. Степени окисления. Отношение простых веществ к кислотам.
- •Вопрос 45. Соединения азота с водородом: аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •1. Аммиак
- •2 . Гидразин
- •3. Гидроксиламин
- •Вопрос 48. Соединения фосфора с металлами, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства)
- •1. Соединения фосфора с металлами
- •2. Соединения фосфора с водородом
- •3. Галогениды фосфора
- •Вопрос 49. Соединения мышьяка, сурьмы, висмута (оксиды, гидроксиды, галогениды, сульфиды). Получение и свойства этих соединений
- •Вопрос 50. Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов. Галогениды азота
- •Вопрос 51. Оксиды p-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Вопрос 52. Углерод. Аллотропия, типы гибридизации. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли.
- •Вопрос 53. Кремний. Степени окисления. Свойства кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли
- •Вопрос 54. Олово и свинец. Их химическая активность. Гидроксиды, галогениды, сульфиды этих элементов. Свинцовый сурик
- •Вопрос 55. Хром. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
- •Вопрос 56. Марганец. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли. Перманганат калия
- •Вопрос 57. Железо, кобальт, никель. Строение атомов, степени окисления. Их отношение к кислотам. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения этих элементов
- •Вопрос 58. Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Их степени окисления. Химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды, соли этих металлов
- •Вопрос 59. Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Химические свойства этих соединений
Вопрос 59. Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Химические свойства этих соединений
Это элементы: Zn, Cd, Hg. Цинк и кадмий относятся к достаточно активным металлом. Ртуть малоактивна.
Химические свойства.
Цинк и кадмий легко взаимодействуют с кислородом 2Zn + O2 = 2ZnO 2Cd + O2 = 2CdO В отличие от них, ртуть взаимодействует с кислородом с трудом, образуя неустойчивый оксид 2Hg + O2 = 2HgO
Зато в отличие от ртути цинк и кадмий взаимодействуют с серой лишь при нагревании, а ртуть – уже на холоду. Это свойство используется для удаления ртути с поверхности. Hg + S =на холоду HgS Zn + S =t ZnS Cd + S =t CdS
С водой эти металлы не реагируют
Цинк и кадмий растворяются в кислотах с выделением водорода Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Cd + 2HCl = CdCl2 + H2
Цинк – амфотерный металл. Растворяется в щелочах, образуя гидроксокомплексы, или в растворе аммиака, образуя аммиакаты Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2
Реагируют с серной концентрированной кислотой. Кадмий всегда восстанавливает серную кислоту до SO2, а цинк – только на холоду. При нагревании выделяется сероводород. Hg с серной кислотой не реагирует 4Zn + 5H2SO4 =t 4ZnSO4 + H2S + 4H2O Zn + 2H2SO4 =на холоду ZnSO4 + SO2 + 2H2O Cd + 2H2SO4 =t CdSO4 + SO2 + 2H2O
С азотной кислотой цинк и кадмий реагируют с образованием соответствующих нитратов 4Zn + 10HNO3 (разб) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Ртуть же дает нитрат лишь в недостатке Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Если же ртути избыток, то ртуть окисляется до степени окисления +1, однако два ее атома связываются между с собой и образуется вот такое странное соединение 6Hg (изб) + 8HNO3 = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Соли цинка и кадмия реагируют со щелочами с образованием малорастворимых амфотерных гидроксидов Zn(OH)2 и Cd(OH)2, выпадающих в осадки. Гидроксид цинка легко растворяется и в кислотах и в щелочах. Гидроксид кадмия взаимодействует в обычных условиях только с кислотами. С щелочами реагирует только при нагревании и только когда они концентрированные Cd(OH)2 + 2NaOH (конц) = Na2[Cd(OH)4] Эти гидроксиды также реагируют с аммиаком, образуя аммиакаты Cd(OH)2 + 4NH3 = [Cd(NH3)4](OH)2 Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2
В отличие от цинка и кадмия соли ртути при взаимодействии с щелочами не образуют соответствующие гидроксиды. Образуются оксиды ртути (I) и (II) в зависимости от соли Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgO + H2O + 2NaNO3 Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + H2O + 2NaNO3
Гидролиз солей также различаются. Для солей цинка и кадмия: Э2+ + H2O ↔ ЭOH+ + H+ 2Э2+ + 2CO32- + H2O = (ЭOH)2CO3 + CO2 Растворимые соли ртути гидролизуются до нерастворимых оксосолей. Из растворимых солей ртути известны только нитраты 2Hg2+ + H2O + 2NO3- = Hg2O(NO3)2 + 2H+ 2Hg22+ + H2O + 2NO3- = Hg4O(NO3)2 + 2H+
Соединения цинка и кадмия окислительно-восстановительные свойства почти не проявляют, в отличие от соединений ртути Hg+2 восстановителями восстанавливается до Hg+1 2HgCl2 + SO2 +2H2O = Hg2Cl2 + H2SO4 + 2HCl А соединения Hg+1 до Hg+2 можно окислить сильными окислителями Hg2(NO3)2 + 4HNO3 = 2Hg(NO3 )2 +2NO2 +2H2O И восстановить до степени окисления 0 сильными восстановителями Hg2Cl2 + SnCl2 = SnCl4 + 2Hg
С аммиаком соли ртути (II) образуют аммиачные комплексные соединения HgSO4 + 4NH3 = [Hg(NH3)4]SO4 HgCl2 + 2NH3 = [Hg(NH3)2]Cl2 Соединение [Hg(NH3)2]Cl2 называется плавкий белый преципитат. При нагревании он разлагается и образуется неплавкий белый преципитат, где ртуть связана с хлором и аминогруппой. [Hg(NH3)2]Cl2 = NH4Cl + [H2NHgCl]