хімія екзамен

Білет 1.

1. Розчини – однорідні (гомогенні) термодинамічно стійкі системи змінного складу, що скл з 2-х і більше компонентів і продуктів їх взаємодії. Складові частини розчинів: наприклад, водний розчин H₂SO₄ складається: -розчинник Н₂О; розчинена речовина H₂SO₄ і продукти їх взаємодії – гідратовані іони Н⁺, H₂SO₄^-, SO₄^2-.

Способи вираження концентрації розчинів: 1) масова частка ѡ (р.р.) = ;

2) Молярна концентрація С_м(р.р.) = ;

3)молярна концентрація еквівалентних мас розчиненої речовини (нормальність): С_Н(р.р.) = ;

4) моляльна концентрація: b _(р.р.) = , G – маса розчинника

5) мольна частка : N_(p.p.) = ;

6)коефіцієнт розчинності : t°_P = ;

7) титр: Т = ; Т = .

2. До І_А групи відносяться лужні метали : Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. З верху до низу радіус атома та іона збільшується, енергія іонізації та енергія спорідненості до електрону зменшується, електронегативність зменшується, відновні (металічні) властивості зростають.

Взаємодія з киснем: 4Li + O₂ = 2Li₂O

Взаємодія з галогенами: 2Na + F₂ = 2NaF

Взаємодія з воднем: 2Li + H₂ = 2LiH

Взаємодія з водою: 2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂↑

Взаємодія з розчинами кислот: 2Na + 2HCl_(розв) = 2NaCl + H₂↑

Закінчити рівняння реакції : 5Na₂SO₃ + 2KMnO₄+ 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄+K₂SO₄+ 3H₂O

Білет 2.

1, Осмос— спонтанний перехід, однобічна дифузія через напівпроникну перегородку (мембрану), яка відокремлює розчин від чистого розчинника або розчину меншої концентрації.

Осмотичний тиск — термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.

Р_осм. = RT = CRT ; 𝜈 – число електронів, V – об’єм розчину, R – газова стала = 0,082 атм/моль*К, Т – абсолютна температура.

Закон Вант-Гоффа : «При підвищенні (або зниженні) температури на кожні 10 °С швидкість більшості реакцій зростає (або знижується) в 2-4 рази».

ϑ_кін = ϑ_поч * ɣ.

2. SO₂ утворюється при спалюванні сірки у повітрі: S + O₂ = SO₂. SO₂ – безбарвний газ, у 2,2 рази важчий за повітря з запахом палених кісток, легко скраплюється, молекула має кутові будову, sp² – гібридизація.

Сірчиста кислота H₂SO₃ середньої сили. SO₂ + H₂O = H₂SO₃. 2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

Сульфіти: SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ . 4K₂SO₃ = K₂S + 3K₂SO₄.

Гідросульфіти : H₂SO₃ + NaOH = NaHSO₃ + H₂O

Їх гідроліз: NaHSO3 + H2O = NaOH +CO₂ + H₂O

Окисно-відновна двоїстість: SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr (SO₂ – окисник)

SO₂ + H₂S = 3S + 2H₂O (SO₂ – відновник)

Біологічна роль сірки та її сполук, використання у медицині : S входить до складу білків та амінокислот, які приймають участь у процесах тканинного дихання. В елементному стані сірка не токсична, але деякі її сполуки дуже токсичні. Вдихання сірководню може призвести до смерті. Осаджену сірку використовують для лікування захворювань шкіри (псоріаз,себорея і т.д.). Очищену сірку використовують як протиглисний засіб при пероральному прийомі та зовнішньо при деяких захв шкіри. Розчин з масовою часткою сірки 1% використовують у вигляді ін’єкцій при лікуванні шизофренії. Натрію тіосульфат використовують для внутрішньовенних ін’єкцій при тяжких алергічних захворюваннях, отруєних хлором, сполуками арсену, плюмбуму і т.д. зовнішньо натрію тіосульфат використовують для лікування корости. Селен збільшує еластичність тканин та надходження кисню до серцевого м’яза. Але надлишок селену призводить до підвищеної втоми, випадіння волосся та розхитування зубів. Цей елемент людина отримує вживаючи м’ясо, рибу, молочні продукти.

Закінчити рівняння реакції: H₂SO₃ + 2H₂S = 3S +3H₂O

Білет 3.

1. Фізична теорія розчинів(за Вант-Гоффом): «Розчинник являє собою деяке індиферентне середовище, в якому молекули розчиненої речовини рівномірно поділяють в усьому об’ємі розчину за рахунок сил дифузії».

Хімічна теорія (за Менделєєвим): «Між молекулами компонентів розчину має місце хімічна взаємодія, яка призводить до утворення суміші більш або менш стійких сполук частинок розчиненої речовини з молекулами розчинника».

Сполуки змінного складу, які утворюються внаслідок взаємодії молекул розчинника з частинками розчиненої

речовини, називають сольфатами(C₂H₅OH * HF). Якщо розчинник – вода, то сольфати називають гідратами(H₂SO₄ * H₂O). Сукупність усіх процесів, які виникають внаслідок появи в розчиннику розчиненої речовини, називають сольвацією, для водних розчинів – гідратацією.

2. Сполуки з оксисеном хрому CrO, Cr₂O₃ та CrO₃.

CrO – сильний відновник, основний оксид, пірофорний чорний порошок.

CrO + HCl = CrCl₂ + H₂O

Cr₂O₃ – амфотерний оксид, порошок темно-зеленого кольору, нерозчинний у воді, розведених розчинах і лугах.

Cr₂O₃ + 6HCl = 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O

CrO₃ – кислотний оксид, легко розчиняється у воді, він утворюється під час приготування хромової суміші.

4CrO₃ + 3S = 3SO₂ + 2Cr₂O₃

Закінчити рівняння реакції: K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 3S + 7H₂O

Білет 4.

1. Гіпотонічний розчин – осмотичний тиск менший плазми крові.( Гіпотонічний (0,6%) розчин використовують для приготування розчинів місцевих анестетиків (новокаїн, ксикаїн).)

Гіпертонічний розчин – осмотичний тиск більший плазми крові.( У медицині застосовуються 3—10% водяні розчини хлориду натрію, 10—40% водяні розчини глюкози й інші)

Ізотонічний розчин – осмотичний тиск = плазмі крові. (використовують 0,9 % розчин хлориду натрію, 5 % водний розчин глюкози в терапії різних захворювань з метою зняти інтоксикацію або інші прояви хвороби).

Осмос відіграє важливу роль у багатьох біологічних процесах. Осмос бере участь в переносі поживних речовин у стовбурах високих дерев. Осмос широко використовують в лабораторній техніці: при визначенні молярних характеристик полімерів, концентрування розчинів, дослідженні різноманітних біологічних структур. Клітини рослин використовують осмос також для збільшення обсягу вакуолі. Осмос також відіграє велику роль в екології водойм. Якщо концентрація солі та інших речовин у воді підніметься чи впаде, то мешканці цих вод загинуть через згубного впливу осмосу.

2. Водень – безбарвний газ, без смаку та запаху. Найлегший газ, у 14,32 рази легший за повітря. Водень складається із 2-х атомів гідрогену, які зв’язані між собою ковалентним неполярним зв’язком. В атмосфері вміст атома гідрогену складає 75-85%. Водень – газ, який важко скраплюється. Гідроген - хімічний елемент Ігрупи, 1 малого періоду, головної підгрупи. S-елемент, конфігурація атома 1s¹. У твердому стані проводить електричний струм.

Реакція водню з киснем: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

Реакція з галогенами: H₂ + Cl₂ = 2HCl

Реакція з активними металами: Н₂ + 2Na = 2NaH

Реакція з оксидами: Н₂ + PbO = Pb + H₂O

Закінчити рівняння реакції: 2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ +3H₂

Білет 5.

1. Перший закон Рауля(1887): «Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином пропорційне мольній частці розчиненої речовини.». На основі закону Рауля можна визначати молекулярну масу речовин (неелектролітів). Математичним виразом закону є рівняння: = N_Б . Ц е рівняння виконується лише для дуже розведених розчинів, коли мольна частка являє собою малу величину (N_Б = 0,01).

2. Магній – сріблясто-білий метал, відносно стійкий у сухому повітрі внаслідок утворення на його поверхні захисної плівки MgO. Магній хімічно-активний, легко розчиняється у кислотах не окисниках (крім HF, H₃PO₄). Магній знаходиться у ІІ А групі, проявляє ступінь окиснення +2. Оксид магнію MgO (палена магнезія) – білий тугоплавкий порошок, не розчиняється в лугах, що підтверджує його основні властивості.

2Mg + O₂ = 2MgO

MgCO₃ = MgO + CO₂↑

Гідроксид магнію Mg(OH)₂ погано розчиняється у воді, не розчиняється в лугах. Одержують із розчинних солей магнію дією розчинів лугів:

MgSO₄ + 2KOH = Mg(OH)₂↓ + K₂SO₄

Солі магнію добре розчинні у воді: MgCl₂ + H₂O = Mg(OH)Cl + HCl

Магній як комплексоутворювач: кислотами утворює солі, катіонами яких є [Mg(OH₂)₆]²⁺

[Mg(H₂O)₄] Cl₂ + H₂O = [Mg(OH)(H₂O)₃]Cl +HCl

Хлорофіл - зелений пігмент, присутній в клітинах рослин, деяких водоростей і ціанобактерій, що надає їм відповідного кольору. C₅₅H₇₂O₅N₄Mg

Здійснити перетворення:

1) 2Mg + O2 = 2MgO

2) MgO + CO₂ + H₂ = Mg(HCO₃)₂

3) Mg(HCO₃)₂ + Mg(OH)₂ = MgCO₃ + H₂O

4) MgCO₃ = MgO + CO₂

5) MgO + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + H₂O

6) 2Mg(NO₃)₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂ + 4NaNO₃

7) [Mg(OH)]₂CO₃ + 2Na₂SO₄ + CO₂ = 2MgSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O

Білет 6.

1. Ковалентний зв’язок – хімічний зв’язок між неметалами. Розрізняють 2 види ковалентного зв’язку: полярний та неполярний. У разі неполярного ковалентного(сигма-зв’язок) зв’язку спільна електронна пара розподіляється в просторі симетрично відносно ядер обох атомів (Н₂, О₂). У разі полярного ковалентного (п-зв’язок) зв’язку електронна хмара зв’язку зміщена в бік атома з більшою відносною електронегативністю. (HCl, NH₃, H₂O).

Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок перекривання одно електронних хмар кожного атома, які зв’язуються, називають обмінним.

Механізм утворення ковалентного зв’язку за рахунок двоелектронної хмари одного атома і вільної орбіта лі іншого атома називається донорно-акцепторний.

2. При високих температурах і у присутності каталізаторів азот взаємодіє з неметалами: киснем, воднем, галогенами та ін.. Використовують азот головним чином для промислового одержання аміаку, нітратної кислоти, а також як хімічно інертний газ для заповнення балонів електроламп, як середовище для перекачки нафтопродуктів та проведення хімічних синтезів, які потребують особливих умов.

Азот взаємодіє з воднем і утворює аміак: N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Взаємодія з лужними металами: 6Li + N₂ = 2Li₃N

Взаємодія з киснем: N₂ + 3O₂ = 2NO

Взаємодія з металами: N₂ + 3Ca = Ca₃N₂

Оксиди нітрогену:нітроген утворює ряд оксидів: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅.

N₂O одержують термічним розкладанням нітрату амонію; несолетворний оксид, в воді розчиняється мало і не взаємодіє з нею. При кімнатній температурі відносно інертний і не реагує з галогенами, лужними металами, кислотами і лугами. При нагріванні розкладається на азот і кисень. NH₄NO₃=N₂O+2H₂O ; 2N₂O=2N₂+O₂

NO одержують окисненням аміаку в присутності каталізаторів; в лабораторії оксид одержують дією розведеної нітратної кислоти на мідні ошурки. Малорозчинний у воді газ. Несолетворний оксид, не реагує з водою. 4NH₃+5O₂=(Pt,t)>4NO+6H₂O ; 3Cu+8HNO_3(розв)=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O

N₂O₃ одержують охолодженням суміші NO₂ і NO. Це кислотний оксид, легко поглинається лугами, утворюючи нітрити. NO+NO₂↔N₂O₃ ; N₂O₃+2NaOH=2NaNO₂+H₂O

NO₂ має окисно-відновну двоїстість, бурий газ. При розчиненні у воді утв 2 кислоти – нітратна і нітритна. При розчиненні в лугах утв суміш нітрату і нітриту. NO₂+SO₂=NO+SO₃; 4NO₂+O₂+2H₂O=4HNO₃;

NO₂+H₂O=HNO₂+HNO₃ ; NO₂+2NaOH=NaNO₂+NaNO₃+H₂O

N₂O₅ – біла кристалічна речовина, сильний окисник, легко розкладається на оксид нітрогену(4) і кисень. Одержують дегідратацією нітратної кислоти за допомогою P₂O₅ або окисненням NO₂ озоном це найсильніший окисник серед оксидів Нітрогену. При розчиненні у воді утворює нітратну кислоту. 2N₂O₅=4NO₂↑+O₂↑ ; 2HNO₃+P₂O₅ = N₂O₅+2HPO₃ або 2NO₂+O₃=N₂O₅+O₂ ; N₂O₅+H₂O=2HNO₃

Здійснити перетворення: 1) N₂ + 3H₂ = 2NH₃

2) 4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6H₂O

3) 2NO + O₂ = 2NO₂

4) 2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

5) 4HNO_3(к) + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

6) 2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

Білет 7.

1. Другий закон Рауля : «Підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину прямо порційне моляльній концентрації розчиненої речовини». t_кип = Eb; t_замерз = Kb. Е та К – ебуліоскопічна та кріоскопічна константа розчинника. Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі показують підвищення температури кипіння, або зниження температури замерзання одномоляльного розчину порівняно з температурами кипіння та замерзання чистого розчинника. Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі залежать від природи розчинника та не залежать від природи розчиненої речовини. На вимірюванні температур кипіння та замерзання розчинів засновані ебуліоскопічний та кріоскопічний методи визначення молекулярних мас нелетких речовин. Обидва методи широко застосовують в хімії, оскільки, використовуючи різні розчинники, визначають молекулярні маси різних речовин.

2. У VIII B групі знаходиться 9 d-елементів, які утворюють родину заліза та платинових металів. Ця група містить по 3 елементи у кожному періоді. Проявляють ступінь окиснення 0; +2; +3; +6(у Fe). Радіус атомів та іонів збільшується, енергія іонізації та енергія спорідненості до електрону зменшується, електронегативність зменшується, відновні властивості зростають.

Карбоніл заліза – Fe(CO)₅ – пенкарбоніл заліза, жовта рідина, t_кип = 103⁰С

карбоніл нікелю - Ni(CO)₄ – тетракарбоніл нікелю, безбарвна рідина, t_кип = 43⁰С

карбоніл кобальту [Со(СО₄)₂] – бістетракарбоніл кобальту, оранжеві кристали, t_кип = 60⁰С

Загальний спосіб отримання Карбоніли металів полягає у взаємодії окису вуглецю з металами або їх солями при підвищених температурах і тиску. Карбоніли – леткі рідини або тверді речовини, хімічно стійкі. При нагріванні вище певної температури карбоніли розкладаються з утворенням дрібнодисперсного металу та оксид карбону (ІІ). Їх використовують для одержання високочистих металів.

Fe(CO)₅ = Fe + 5CO

Здійснити перетворення:

1) 2Fe+6H₂SO₄(конц.) = Fe₂(SO₄)₃+3SO₂+6H₂O

2)Fe₂(SO₄)₃ +2H₂O = 2Fe(OH)SO₄ + H₂SO₄

3) 3Fe(OH)SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Fe(OH)₃

4) Fe₂(SO₄)₃ + 12KCN = 2K₃[Fe(CN)₆] + 3K₂SO₄

Білет 8.

1. Розчинність газів майже завжди супроводжується виділенням теплоти (сольватації їх молекул). Тому, згідно з принципом Ле Шательє, збільшення температури знижує розчинність газів. Але відомі випадки, коли нагрівання викликає збільшення розчинності газів (наприклад, при розчиненні благородних газів у деяких органічних розчинниках).

Коефіцієнт розчинності: ^t°P(x) =

Закон Генрі-Дальтона: «Розчинність газу при сталій температурі в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску». m = kp

m – маса газу,що розч. в 1л роз-ка

k – коефіцієнт,що характ-є природу компонентів розчину(константа Генрі)

p – тиск газу.

Розчинність газів при сталому тиску зменшується з підвищенням температури і описується рівнянням ізобари розчинності: lg m = a – b/T.

Т – абсолютна температура.

a,b – сталі величини.

Закон Сеченова: розчинність газу в рідинах у присутності електролітів знижується.

p = p₀l^-kc ,

р – розчинність газа в розчині електроліта

р₀ – розчинність газа в чистому розчиннику

k – константа, що залежить від температури і природи компонентів розчину

c – концентрація електроліта

l – основа натурального логарифму.

2. Золото – жовтий м’який блискучий метал, дуже пластичний, не окислюється киснем. Не розчиняється в азотній к-ті, але взаємодіє з «царською водкою»: Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

Добування: 2Au₂O₃ = 4Au⁰+3O₂

Сполуки Ауруму(І) – нестійкі

ціанідні комплекси - AuCl + KCN = K[Au(CN)₂] + KCl

окислення: 2Au⁺¹Cl + O₂+4HCl = 2AuCl₃+2H₂O

диспропорціювання: 3AuCl = 2Au+AuCl₃

Сполуки ауруму(ІІІ) – окисники.

AuCl₃ + 3KI = AuI + I₂ + 3KCl

комплексоутв.: AuCl₃ + H₂O = H[Au(OH)Cl₃]

Використання золота в мед практиці: лікує проказу, зменшує ріст туберкульозних паличок, застосовують проти кісткового туберкульозу, від вовчанки.

Закінчити рівняння реакції: Au+HNO₃+HF= H[AuF₄]+NO+H₂O

Білет 9

1. Еквівалент простої речовини – така масова його кількість, яка сполучається з 1 моль атомів Гідрогену або заміщує ту саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Еквівалент складної речовини – така його кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом Гідрогену або взагалі з одним еквівалентом любої іншої речовини.

Еквівалентна маса – маса одного еквівалента елемента або речовини. Е_m = ; М – молекулярна маса, В – валентність елемента за Гідрогеном.

Еквівалентний об’єм – об’єм, який займає 1 евквівалент газоподібної речовини за норм.умов.

V_екв.(Н₂)=11,2; V_екв.(О₂)=5,6 л/моль

Закон еквівалентів: «Хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам»

Еквівалент окисника (відновника) – така його к-сть, яка приєднує (віддає) 1 моль електронів.

Е_{(окисника)}= ; Е_{(відновника)}=

Еквівалентна маса окисника (відновника) – маса 1 еквівалента окисника (відновника):

𝜀_{(окисника)}= ; 𝜀_{(відновника)}=

2. Бор – неметал, р-родина, ступ. ок. +1, +3, ІІІ А група, sp²-гібридизація. У вільному стані не зустрічається. Бор є амфотерний і кристалічний. Амфотерний бор – коричневий порошок, кристалічий – мірувато-чорний, тугоплавкий, за твердістю поступається тільки алмазу і нітриту бору, дуже інертний і реагує тільки з концентрованими окиснюючими агентами.

B₂O₃ - оксид бору. 2B₂O₃+7C=B₄C+6CO ; B₂O₃+3Mg=2B+3MgO ; 4B+3O₂=2B₂O₃ ; 2B+3H₂O=B₂O₃+3H₂↑

Кисневі сполуки бору - B₂O₃, H₂B₄O₇, HBO₂, H₃BO₃: 2B+3H₂SO_4(K)=2H₃BO₃+3SO₂↑

Солі борних кислот: 2B+2NaOH+2H₂O=2NaBO₂+3H₂

Тетраборат натрію: Na₂B₄O₇*10H₂O

4H₃BO₃+2NaOH+3H₂O=Na₂B₄O₇*10H₂O

Тетраборати лужних металів розчинні у воді. Утворюють сильне лужне середовище.

Na₂B₄O₇+7H₂O=4H₃BO₃+2NaOH

Білет 10.

1. Основні положення теорії сильних електролітів:

1)«Сильні електроліти при розчиненні у воді повністю дисоціюють на іони»(Дебай, Хюккель, 1923р.)

2)Процес дисоціації сильних електролітів є необоротнім.

Активність – ефективна, умовна концентрація, згідно з якою іони діють у хімічних реакціях

Активність(а): а=ƒ*с ; ƒ-коефіцієнт активності

Коефіцієнт активності – відношення активності іонів до концентрації розчинів.

ƒ =

Формула Дебея-Хюккеля: lg ƒ = -0.5 Z_K*Z_A* , ƒ - коефіцієнт активності катіона або аніона; Z_K і Z_A – заряди катіона і аніона. – іонна сила.

Іонна сила характеризує електростатичну взаємодію іонів у розчині.

С – концентрації іонів у розчині, z – їх заряди

2. Цинк. d – родина, ІІ-В група, ступ.ок.+2, координаційні числа: 4 (sp³ - гібридизація)

Цинк – сріблясто-білий м’який метал, важкий метал, викор для виробництва екранів, призначених для рентгенівського випромінювання та телевізорів.

Взаємодія з окисниками: 4Zn+10HNO_{3(дуже розв.)}=4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O

З простими реч-нами: Zn+S=ZnS ; 2Zn+O₂=2ZnO

З складними реч-нами: Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂↓ ; Zn+2KOH+2H₂O=K₂[Zn(OH)₄]+H₂↑

Цинковмісні ферменти:

-оксид цинку ZnO: ZnO+2HCl=ZnCl₂+H₂O ; ZnO+2NaOH+H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]

-гідроксид цинку Zn(OH)₂: Zn(OH)₂+2NaOH=Na₂[Zn(OH)₄] – утв. гідроцинкати

Zn(OH)₂+2NaOH=(сплав)>Na₂ZnO₂+2H₂O – утв.цинкати

Zn(OH)₂+6NH₃=[Zn(NH₃)₆](OH)₂

-сульфід цинку ZnS: ZnS+2HCl=ZnCl₂+H₂S

Здійснити перетворення:

1) 2Zn+O₂=2ZnO

2) ZnO+2HCl=ZnCl₂+H₂O

3) ZnCl₂+2KOH=Zn(OH)₂+2KCl

4) Zn(OH)₂+2KOH=K₂[Zn(OH)₄]

5) K₂[Zn(OH)₄]=K₂ZnO₂+2H₂O

6) K₂ZnO₂+2H₂SO₄=K₂SO₄+ZnSO₄+2H₂O

Білет 11.

1.Дисоціація води. Константа дисоціації та іонний добуток води. Характеристика pH середовища.

H₂0↔ H⁺ + OH^-

K_дис = = 1,8*10^-16 (при 22° с); [H₂O] = =55,56 моль/л

K_H2O=[H⁺]*[OH^- ]=1,8*10^-16 *55,56 =10^-14 (22°С)

Іонний добуток води (K_H2O) - це добуток рівноважних концентрацій іоніів гідрогену і гідроксид-іонів, який для любого водного розчину дорівнює 10^-14(при 22° С).

Характеристика середовища:

– нейтральне: 〖[H〗^(+])=[〖OH〗^-]= 〖10〗^(-7)моль/л

-Кисле [H⁺] > 10^-7моль/л

-Лужне [H⁺]< 10^-7 моль/л

2. Сірка – крихка кристалічна реч-на жовтого кольору, погано розчинна у воді, утворює модифікації:ромбічну, моноклічну, пластичну.

SO₃ - сірчаний газ, ангідрид сульфатної кислоти) при кімнатній температурі — безбарвна рідина.

1) З’єднуючись із водою, утворює сульфатну кислоту: SO₃+H₂O=H₂SO₄

2) Добре розчиняється в сульфатній кислоті, утворюючи важку маслянисту рідину —олеум: SO₃+H₂SO₄=H₂S₂O₇ (або H₂SO₄*SO₃)

3) У температурному інтервалі від 400 до розкладається на сульфур(IV) оксид і кисень: 2SO₃=2SO₂↑+O₂↑

4) Як типовий кислотний оксид взаємодіє:

з оксидами, утвореними металами: CaO+SO₃=CaSO₄

з основами: 2NaOH+SO₃=Na₂SO₄+H₂O

Застосування сульфур(VI) оксиду. Сульфур(VI) оксид застосовується в основному у виробництві сульфатної кислоти; у лабораторії як водовід’ємний засіб.

Сірчана кислота H₂SO₄ - сильна двоосновна кислота, що відповідає вищій мірі окислення сірки (+6). При звичайних умовах концентрована сірчана кислота - важка масляниста рідина без кольору і запаху.

Добування SO₂+NO₂+H₂O = H₂SO₄+NO

Є окисником металів:Cu+2H₂SO₄ = CuSO₄+SO₂+2H₂O

Неметалів: S+2H₂SO_4(k)=3SO₂+2H₂O

Cірка як окисник реагує з: металами – Fe + S = FeS

З воднем – H₂+S=H₂S

ЯК ВІДНОВНИК: з фтором – S+3F₂=SF₆ –гексафторид

З киснем – S+O₂=SO₂ (в суміші)

З конц.HNO3 – S+6HNO_3(k)=H₂SO₄+6NO₂+2H₂O

Сульфур входить до складу білків та амінокислот, які приймають участь в процесах тканинного дихання.Сірка осадженна у вигляді мазей використовується для лікування захворювань шкіри . сірка очищенна – як протиглисний засіб.Тіосульфат натрію використовують для лікування корости ( зовнішньо)

4Zn + 5H₂SO₄(конц) = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

Zn⁰ -2e- --> Zn²⁺ I 4 - в

S(+6) +8e- --> S^-2 I 1 – о

Білет 12.