хімія екзамен

1. Швидкість реакції – зміна концентрації однієї з реагуючих реч-ин за одиницю часу при незмінному об’ємі системи. У гомогенних реакціях вихідні рес-ни та продукти реакції знаходяться в однаковому агрегатному стані; реакції між реч-нами, які знаходяться в різних агрегатних станах – гетерогенні. Швидкість хімічної реакції залежить від: природи реагуючих реч-ин, концентрації, температури, наявності каталізаторів, тиску для газових реакцій, поверхні дотику – для гетерогенних реакції; освітлення – для фотохімічних реакцій.

; С – концентрація, – час

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

2. Сполуки феруму (ІІІ) Одержують дією окисників на металічне залізо чи окисненням сполук двовалентного феруму.Fe₂O₃(оксид), Fe₂O₃ *xH₂О(Гідрат оксиду), (солі)FeCl₃*6H₂O, Fe₂(SO₄)₃*10H₂O,NH₄Fe(SO₄)₂*12 H₂O – ферум алюміній галуни.

Оксид заліза (ІІІ) – Fe₂O₃. 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃↓+3H₂O; 4FeS₂ + 11O₂ = 2FeO3 + 8SO2

Гідроксид Феруму (ІІІ) – слабка основа . Fe(OH)₃+3NаOH=Na[Fe(OH)₆]

При сплавленні Fe₂O₃ чи Fe(OH)₃ з лугами чи карбонатами лужних металів утворюються ферити:

2Fe(OН)₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂ + 3H₂O

Fe₂O₃+2NaOH = 2NaFeO₂ + H₂O

Гідроліз солей заліза. [Fe(H₂O)₆] + H₂O = [Fe(Н₂О)₅OH]+H₃O і т.д.

FeCl₃ + H₂O =Fe(OH)Cl₂ +HCl і т.д.

Комплексні сполуки. [Fe(NH₃)₆]Cl₃ – аміакат Fe(III); K₃[Fe(CN)₆] – червона кровяна сіль; KFe[Fe(CN)₆]- турбуленова синь;

Якісні реакції : FeSO₄ + 6KCN = K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄ - жовта кров*яна сіль

2K₄[Fe(CN)₆] + Cl₂ =2 K₃[Fe(CN)₆]+ 2KCl

Двовалентний Ферум міститься в гемоглобіні крові , а також у дихальних ферментах цитохромах. Препарати феруму широко застосовують як проти анемічні засоби.

Закінчити рівняння реакції:

6 FeSO₄ + 2 HNO₃ + 3 H₂SO₄ = 3 Fe₂(SO₄)₃ + 2 NO + 4 H₂O

2Fe -2e= 2Fe⁺³ 3

N⁺⁵ +3e= N⁺² 2

Білет 13.

1. 1. Масова частка розчиненої речовини — це відношення її маси до загальної маси розчину.

w(p.p)= [0;1] ; w(p.p)=; m(p.p)=m(р-ну)* w(в долях 1)=p*V*w

при розведенні або концентруванні : m׳ (p.p)( до) =m(p.p) (після)

См=;

2. До елементів VII головної підгрупи належать флуор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Назва цих елементів - галогени (греч. "ті, що народжують солі") - зумовлено тим, що більшість їх сполук з металами є типові солі (KCl, NaCl и т.д.). Найбільш характерна ступінь окислення -1. Можливі позитивні ступені окислення. Галогени відносяться до р-елементів. На зовн. енергетичному рівні – 7 електронів.всі галогени – сильні окисники.

Флуор.оскільки флуор найбільш електронегативний, то його атом здатний лише приймати електрон, виявляючи єдиний ступінь окиснення в сполуках -1

Внаслідок високої хім.. активності флуор спричиняє корозію майже усіх металів.

2H2o+2F2 = 4HF+O2

Фтороводень: хімічна сполука з формулою HF,отруйний, безбарвний газ з різким запахом.

Хімічні властивості HF залежать від присутності води. Сухий фтористий водень не діє на більшість металів і не реагує з оксидами металів. Проте якщо реакція почнеться, то далі вона деякий час йде з автокаталізом, тому що в результаті взаємодії кількість води збільшується:

Рідкий HF - сильний іонізуючий розчинник. Всі електроліти, розчиняються в ньому, за винятком хлорної кислоти HClO₄, є основами:

Амфотерними сполуками в середовищі рідкого фтороводорода є, наприклад, фториди алюмінію та хрому (III):

(  - як кислота)

(AlF₃ - як Основа)

Фтороводень необмежено розчиняється у воді, при цьому відбувається іонізація молекул HF:

Закінчити рівняння реакції : Pt+HNO3+4HCl=H[PtCl4]+NO+2H2O 

Білет 14.

1. Середня швидкість: ; [моль/л*сек]

Дійсна (миттєва) швидкість – швидкість на даний момент часу або як похідна від концентрації за часом:

Залежність шв.р-ції від температури: З підвищенням температури на кожні 10°С швидкість гомогенної реакції збільшується в 2-4 рази (правило Вант-Гоффа):

Закон діючих мас: «Швидкість хімічної реакції при постійній температурі прямо пропорційна добутку концентрацій при реагуючих речовин, піднесених у ступені їх стехіометричних коефіцієнтів»

N₂+3H₂↔2NH₃ ;

2. Окисно-відновні вл-сті сполук хрому(ІІ)(основний),(ІІІ)(амфотерний),(VІ)(кислотний):

• 2CrSO₄+2H₂O=2Cr(OH)SO₄+H₂↑ - відновник

• 2NaCrO₂+3Br₂+8NaOH=2Na₂CrO₄+6NaBr+4H₂O – відновник ; Cr₂O₃+2Al=2Cr+Al₂O₃ – окисник

• 4CrO₃ = 2Cr₂O₃+3O₂ – окисник

Дихромати: K₂Cr₂O₇+2KOH = 2K₂CrO₄+H₂O

Хромати:2K₂CrO₄+H₂SO₄=K₂Cr₂O₇+K₂SO₄+H₂O

Рівняння реакції:

3NaNO₂+K₂Cr₂O₇+4H₂SO₄=3NaNO₃+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+4H₂O

E(K₂Cr₂O₇) = 294/2=147

Білет 15.

1. Слабкі електроліти () – більшість органічних к-т і основ; деякі мініральні (неорганічні) к-ти (HOCl, H₂SO₄,H₂CO₃, HF, H₂S і т.д.); основи нерозчинні у воді; галоген іди ртуті; а також комплексні іони: [Fe(CN)₆]^3-.

Константа дисоціації: КА↔К⁺ + А^- ; К_дис = ; – рівноважні концентрації іонів;

– рівноважна концентрація недисоційованих молекул.

Закон розведення Оствальда:

- зі зменшенням концентрації солі ступінь гідролізу зростає.

- чим слабша к-та або основа, яка утворила сіль, тим більший ступінь гідролізу.

2. Аміак NH₃ – безбарвний газ з різким специфіч. запахом, виявляє відновні вл-сті.

Гідразин N₂H₄ – димуча безбарвна рідина, нестійка, слабша в 15 разів ніж аміак.

Гідроксиламін NH₂ОН – безбарвний кристал, термічно стійкий, небезпечний.

Р-ція приєднання: NH₃+HCl=NH₄Cl ; NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₃

Р-ція заміщення: 2NH₃+2Na=2NaNH₂+H₂↑

Р-ція окислення: 4NH₃+5O₂=4NO↑+6H₂O (каталітичне окислення)

(NH₄)₂Cr₂O₇=N₂+Cr₂O₃+4H₂O (окислення при термолізі)

Електронні аналоги амоніаку: - фосфін РH₃ – газ з неприємним запахом тулої риби; -арсин AsH₃, стибін SbH₃ і бісмутін ВіH₃ – малорозчинні у воді, нестійкі газоподібні реч-ни.

Реакція Марша – базується на термічній нестійкості арсину, який нагрівається при нагріванні:

2AsH₃ = 2As↓ + 3Н₂

На холодних стінках трубки арсен осідає у вигляді чорного нальоту металічного арсену – «Арсенового дзеркала». Ця реакція дуже чутлива і дає можливість визначити досить малі концентрації сполу арсену.

Закінчити рівняння реакції: NH₃+KMnO₄+H₂SO₄ =

E (NH₃) = 17/3=5,6

Білет № 16

1. Іонний зв’язок – це зв’язок, який виникає за рахунок електростатичного притягання між іонами.

Ознаки іонного зв’язоку: - не насиченість ; - ненапрямленість в просторі.

Водневий зв’язок – це зв’язок, який розглядається як різновид ковалентного зв’язку, що виникає за рахунок донорно-акцепторної взаємодії гідрогена (акцептора) з електронегативним елементом (донором:F, O, N)

Біологічна роль водневого зв’язку: до реч., які характеризуються наявністю внутрішньо молекулярних водневих зв’язків, належать білки нуклеїнові к-ти. У молекулах білка виникають багато сотень водневих зв’язків, які скручують молекулу та надають їй значної міцності.

2. Р - утв. декілька алотропних модифікацій: білий, червоний і чорний фосфор.

Оксиди фосфору: P₄O₁₀ + 2H₂O = (HPO₃)₄ ; P₄O₁₀ + 4H₂O = 2H₄P₂O₇ ;

P₄O₁₀ + 6H₂O = 4H₃PO4 ; P₄O₆ + 6H₂O = 4H₂[PHO₃] ;

Фосфорнуватиста к-та: 3H₃PO₂ + 4BiCl₃ + 6H­₂O = 3H₃PO₄ + 4Bi + 12HCl

2Zn + H₃PO₂ + 2H₂SO₄ = 2ZnSO₄ + PH₃ + 2H₂O

Фосфориста к-та: H₃PO₃ + 2AgNO₃ + H₂O = H₃PO₄ + 2Ag + 2HNO₃

Zn + H₃PO₃ + 3H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + PH₃ + 3H₂O

Ортофосфорна к-ти: Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 3CaSO₄

3P + 5HNO₃(р.) + 2H₂O = 3H+3H₃PO₄ + 5NO

Солі: Na₃PO₄ + H₂O = Na₂HPO₄ + NaOH

Na₂HPO₄ + H₂O = NaH₂PO₄ + NaOH

Дифосфорна к-та: 2H₃PO₄ = (t ~ 260) H₄P₂O₇ + H₂O

Гідроліз: Na₄P₂O₇ + 2H₂O = NaOH + Na₂H₂P₂O₇

P → Ca₃P₂ → PH₃ → P₂O₅ → HPO₃ → H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ → CaHPO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ → H₃PO₄ → H₄P₂O₇

1) 2P + 3Ca = Ca₃P₂

2) Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃

3) 2PH₃ + 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O

4) P₂O₅ + H₂O = HPO₃

5) 4HPO₃ = 3H₃PO₄ + PH₃

6) 3Ca(OH)₂ + 2H₃PO_4(разб.) = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6H₂O

7) Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = 3CaHPO₄

8) CaHPO₄ + H₃PO₄ = Ca(H₂PO₄)₂

9) Ca(H₂PO₄)₂+2H2O = Ca(OH)₂+2H₃PO₄

10) 2H₃PO₄ = (t ~ 260) H₄P₂O₇ + H₂O

Білет 17.

1. Гідроліз – реакція обмінної взаємодії речовин з водою. Гідроліз може бути зворотній (частковий) і незворотній (повний). Зворотній гідроліз – продукти гідролізу є розчинними реч-нами. Незворотній гідроліз – у випадку утворення малорозчинних та летких реч-н. Повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) гази. Незворотній гідроліз: Al₂S₃+6H₂O=2Al(OH)₃↓+3H₂S↑

Частковий гідроліз - солі утворені слабкою основою і сильною кислотою, солі утворені сильною основою і слабкою кислотою. Зворотній гідроліз: 2MgSO₄ + 2H₂O =(MgOH)₂SO₄ + H₂SO₄ ; NaHСO₃ + H₂O = H₂СO₃ + NaOH

2. Срібло – сріблясто-білий м’який блискучий метал, дуже пластичний, має найвищу серед металів теплопровідність та електропровідність.

Окисні властивості срібла(І): 2AgNO₃ = 2Ag+2NO₂↑+O₂↑

Комплексні сполуки: -аміно: AgCl+2NH₃=[Ag(NH₃)₂]Cl

- ціано: AgCN+KCN=K[Ag(CN)₂]

- тіосульфато: AgBr+2Na₂S₂O_3(p)=Na₃[Ag(S₂O₃)₂]_(p)+NaBr_(P)

Біологічна роль: Аргентум здійснює в’яжучу, припікаючу, протизапальну та бактерицидну дію. Аргентум нітрат використовують для лікування очних хвороб та захворювань шкіри. Колодне срібло використовують для промивання сечовивідних шляхів, в очній практиці та дерматології. Арґентум використовують для знезараження питної води.

Закінчити рівняння реакції та визначити еквівалентну масу: Ag₂O+H₂O₂= Ag₂ + H₂O + O₂

Е (Ag₂O) = =116 г/моль.

Білет 18.

1. Основні положення теорії електролітичної дисоціації Арреніуса:

1)Розчинення електроліту(або розплав) супроводиться розкладом (дисоціація) його молекул на іони (катіони, аніони). Відповідні розчини (або розплави) проводять електричний струм, так як іони є провідниками ІІ роду.

2)Електролітична дисоціація є оборотнім процесом; зворотній процес – моляризація, і тому в рів-ннях електролітичної дисоціації треба ставити зворотні стрілки.

І ст. Н₃РО₄↔Н⁺+Н₂РО₄^- ; = 7.1*10^-3

ІІ ст. Н₂РО₄^-↔Н⁺+НРО₄^2- ; = 6.2*10^-8

ІІІ ст. НРО₄^2-↔Н⁺+РО₄^3- ; = 5*10^-13

2. Карбон як окисник: 4Al+3C=Al₄C₃ карбід ; СаО+3С = СаС₂+СО ;

Карбон як відновник: 2С + О_{2(недост.)}=2СО ; С+О_{2(надлиш)}=СО₂ ;

Карбонати та гідрокарбонати: СаСО₃ =(1000°С)> СаО+СО₂↑ ; Na₂CO₃+H₂O↔NaHCO₃+NaOH

2NaHCO₃ =(100°C)>Na₂CO₃+CO₂↑+H₂O ; NaHCO₃ + H₂O = NaOH+CO₂+H₂O

Здійснити перетворення:

1) 2С + О_{2(недост.)}=2СО

2)3СО+Fe₂O₃ = 3CO₂+2Fe

3)CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O

4) CaCO₃+CO₂+H₂O=Ca(HCO₃)₂

5) Ca(HCO₃)₂= CaCO₃↓+CO₂↑+H₂O

6) CaCO₃+2HCl=CaCl₂+CO₂↑+H₂O

7) CO₂+BaCO₃ + H₂O = Ba(HCO₃)₂

Білет 19.

1. Водневий показник рН – десятковий логарифм концентрації іонів Гідрогену зі знаком мінус: рН=-lg[H⁺] або [H⁺]=10^-pH

Розрахунки сильних електролітів:

- кислот(HCl): рН = - lg С_Н(к-ти)= -lg Z*C_М(к-ти); C_Н(к-ти) = anti lg pH = 10^-pH; C_M=

- лугів (NaOH, KOH): pOH = -lg C_H(лугу)=-lgZC_M(лугу); C_H(лугу)=anti lg pOH = 10^-pOH ;C_M = ; pH = 14-pOH

Розрахунки слабких електрол ітів:

- кислот (дисоціація переважно іде по І ст.) рН = -lg ; С_М =

- основ (дисоціація переважно іде по І ст.) рОН = -lg ; pH = 14-pOH ; С_М = ; С_Н=Z*C_М

Кислотнісь с-ща: нейтральне: рН=7; кисле: рН<7; лужне: рН>7

Біологічне значення: сталість внутрішнього середовища, визначення кислотності в шлунку. Майже всі хімічні реакції, що відбуваються в живих клітинах суттєво залежать pH. Живі клітини підтримують pH цитоплазми, а багатоклітинні тварини і pH рідин внутрішнього середовища.

Задача: рОН = -lg C_H(лугу)= -lg 0,01 = 2

2. Срібло – сріблясто-білий м’який блискучий метал, дуже пластичний, має найвищу серед металів теплопровідність та електропровідність.

Оксид срібла(І): 2Ag₂O = 4Ag+O₂ ; Ag₂O+4NH₃*H₂O=[Ag(NH₃)₂]OH+3H₂O ;

Нітрат срібла: 3Ag+4HNO_3(P)=3AgNO₃+NO+2H₂O ; 2AgNO₃+2NaOH=Ag₂O↓+2NaNO₃+H₂O;

Галогеніди: 2Ag+2HCl=AgCl+H₂ ; AgCl↓+2NH₃=[Ag(NH₃)₂]Cl

Розчинність у воді: 2Ag+H₂O=Ag₂O+H₂ ; Ag₂O+H₂O=2AgOH

Окисна активність срібла(І): 2AgNO₃ = 2Ag+2NO₂↑+O₂↑

Здійснити перетворення:

1) 3Ag+4HNO_3(P)=3AgNO₃+NO+2H₂O

2)AgNO₃+2Na₂S₂O_3(p)=Na₃[Ag(S₂O₃)₂]_(P)+NaNO_3(P)

3)2Na₃[Ag(S₂O₃)₂]+2 KI = 3Na₂S₂O₃+2AgI+K₂S₂O₃

Білет № 20

1. Енергетичний стан електрона в атомі характеризується значенням 4 квантових чисел:

Головне квантове число (n) визначає загальний запас енергії електрона на енергетичному рівні та радіус рівня. Може мати значення від1 до 7 (№ періода).

Орбітальне (L) характеризує енергетичний стан електрона на підрівні і форму електронних орбіталей. Може мати значення від 0 до (n-1).

Магнітне (m_L) характеризує орієнтацію орбіталі у просторі відносно напрямку зовнішнього магнітного поля. Може мати значення від +L до –L.

Спінове (S) характеризує рух електрона навколо власної осі в той чи інший бік. Приймає два значення +1/2 та -1/2.

2. Гідриди: 2Li + H₂ = 2LiH (NaH)

NaH + H₂O = NaOH + H₂

Аміди: K + NH_3(Р.) = KNH₂ + 1/2H₂

Na +NH_3(Г.) = NaNH₂ + 1/2H₂

Me₃N + 3H₂ = 3MeOH + NH₃

Me₃N + 2H₂ = MeNH₂ + 2MeOH

KNH₂ + NH_{3 *} HCl = KCl + 2NH₃

NaNH₂ + H₂O = NaOH + NH₃

Реакції виявлення катіонів Na⁺ та K⁺:

NaCl + K[Sb(OH)₆] = Na[Sb(OH)₆] (білий кристалічний осад) + KCl

2KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] = K₂Na[Co(NO₂)₆] (жовтий осад) + 2NaCl

Вміст в організмі: Li – 10^-4% Na – 0,25% K – 0,22%.

Лікарські засоби: Li₂CO₃ - лікування та профілактика деяких нервово-психічних розладів.

NaCl – 0,9% (ізотонічний розчин) використовується при значній втраті рідини і після операції для підтримання об’єму плазми крові.

NaHCO₃ – використовують при підвищенні кислотності шлункового соку, як відхаркуючий засіб.

2Na_2­O₂ + 2 CO₂ = 2Na₂CO₃ +O₂

Білет № 21

1. С_М(р.р.) = ν(р.р.)/V(р-ну); моль/л

m(р.р.) = C_{M *}V(р-ну) _* M(р.р.); C_M = 10_* ω(%) _* ρ / M ; С_М = С_Н / Z

Титр – к-ть грамів розчиненої реч. в 1мл розчину.(г/мл)

Т = ω(%) _* ρ /100 ; Т = С_{М *} М / 1000 ; Т = С_{Н *} ε /1000.

2. Mn – сріблясто-білий, твердий, стійкий на повітрі, тугоплавкий метал.

Добування: MnO₂ + Si = Mn + SiO₂ ; MnO₂ + 2C = Mn + 2CO.

MnO₂ – амфотерний;

CaO + MnO₂ = CaMnO₃ ;

MnO₂ + H₂ = MnO + H₂O ; 4MnO₂ = 2Mn₂O₃ + O₂ ; 2MnO₂ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + O₂ + 2H₂O

MnO₂ + 1/2O₂ + 2KOH = K₂MnO₄ + H₂O

Окисно-відновна двоїстість: 3H₂MnO₄ = MnO₂ +2HMnO₄ + 2H­₂O ;

3K₂MnO₄ + 2H₂O = MnO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH.

Вміст в організмі: 1 _{* ­}10^-5 %. Впливає на жировий, білковий та вуглеводневий обмін.

Впливає на мінеральний обмін: солі Mn сприяють засвоєнню Р і Са, приймають участь у засвоєнні І. 0.01-0,1 % розчини КMnО₄ використовують в урології та гінекології.

2,5 – 4 % КMnО₄ – при опіках. 0,1 – 0,5 % - промивання ран.

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

Білет № 22

1. Буферні розчини – це розчини що достатньо стійко підтримують постійність рН при додаванні невеликої к-ті кислоти або лугу, а також при розведенні або концентрації.

Типи буферних систем: - кислотного типу : CH₃COOH ,CH₃COONa – ацитатний ;

H₂CO₃ , NaHCO₃ – гідрокарбонатний ; HHb , KHb – гемоглобінів ;

HHbO₂ , KHbO₂ – оксигемоглобінів ; NaH₂PO₄ , Na₂HPO₄ – фосфатний ;

Pt – COOH , Pt – COONa – білковий.

- основного типу : NH₄OH , NH₄Cl –аміачний.

Механізм дії : - кислий тип – 1 лужний метал витісняє 1 атом Н⁺

- основний тип – 1 кислотний залишок витісняє ОН^-

Буферні системи - склд. з слабкої к-ти та солі цієї к-ти з сильною основою (лугом).

Буф. сист. основного типу – склд. з слабкої основи, солі цієї основи з сильною к-тою.

2. Ве – сріблясто-білий, легкий метал.

Амфотерність Ве: Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Be + HCl = BeCl₂ + H₂

BeO + 2HCl + 3H₂O = [Be(H₂O)₄] ; BeO + 2KOH = K₂BeO₂ +H₂O

Be(OH)₂ + 2HCl +2 H₂O = [Be(H₂O)₄]Cl₄ ; Be(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Be(OH)₄]

Be → BeO → BeCl₂ → Be(OH)₂ → K₂[Be(OH)₄] → Be(NO₃)₂

1) 2Be + O₂ = 2BeO ; 2) Be + HCl = BeCl₂ + H₂ 3) BeCl₂ + 2KOH = Be(OH)₂↓ + 2KCl

4) Be(OH)₂ + 2KOH = K₂[Be(OH)₄] ; 5) K₂[Be(OH)₄]+ 4HNO3=> Ве(NO₃)₂ +2KNO₃ +4H₂O

Білет №23

1. Надлишкову енергію, яка необхідна для подолання сил відштовхування (енергетичного бар’єру), що виникають між електронними оболонками реагуючих частинок, назв. енергією активації.

Величина енергії активації залежить від природи реагуючих речовин, тому кожна хімічна реакція характеризується своїм значенням Е_акт. У відповідності з рівнянням Арреніуса, чим більша Е_акт тим важчий перехід реакції і тим значніший вплив t на її швидкість.

Реакція між валентнонасиченими молекулами потребують високої енергії активації.

Це означає що більша частина зіткнень взаємодіючих частинок не призводить до перебігу хімічної реакції. Незначна енергія активації реакції свідчить про те, що більша частина зіткнень між частинками реагуючих речовин призводить до хім. взаємодії. Такі реакції перебігають практично миттєво.

υ = γ^∆t/10 υ = 2^30-0/10 = 8

2. Mn – сріблясто-білий, твердий, стійкий на повітрі, тугоплавкий метал.

Кислотно-основні властивості оксидів: 4MnO + 3O₂ + 4KOH = 4KMnO₄ + 2H₂O

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O ; MnO₂ + 2H₂SO₄ = Mn(SO­₄)₂ + 2H₂O

4MnO₂ + BaO = BaMnO₃ ; MnO₂ + 4NaOH = Na₂MnO₄ + 2H­₂O ;

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄ ;

Кислотно-основні властивості гідроксидів: Mn(OH)₄ + 2H₂SO₄ = Mn(SO₄)₂

Mn(OH)₄ + 4NaOH = Na₄MnO₄ + 4H₂O

Mn → MnO → MnCl₂ → KMnO₄ → K₂MnO₄ → MnO₂

1) 2Mn + O₂ = 2MnO ; 2) MnO + 2HCl = MnCl₂ + H₂O ;

3) 2MnCl₂ + 5KClO + 6KOH = 9KCl + 2KMnO₄ + 3H₂O

4) 2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O­₂ ; 5) 3K₂MnO₄ + 2 H₂O = MnO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH .

Білет № 24

1. Процес розпаду на іони сполуки з іонним типом зв’язку наприклад NaCl, можна пояснити таким чином: кожний іон, який знаходиться на поверхні кристалу, утв. навколо себе електростатичне поле. Катіон Na утв. поле позитивного знаку, Cl – негативного. Внаслідок кулонівських сил тяжіння відбувається орієнтація полярних молекул H₂О відносно іонів кристалічної решітки. Полярні молекули Н₂О які безперервно рухаються навколо кристала, попадають у електростатичне поле дії іонів і орієнтуються так, що до негативно зарядженого іона Cl диполі молекул Н₂О напрямлені позитивно зарядженим кінцем, а до позитивно зарядженого іона Na – негативним. В результаті іон-дипольної взаємодії виділяється енергія, яка спричиняє розрив іонних зв’язків у кристалі та переведення іонів у розчин, де їх оточують молекули Н₂О. Тобто відбувається гідратація іонів.

Дисоціація молекул з полярним ковалентним зв’язком відбувається складніше. Наприклад, при розчиненні полярної молекули HCl у воді спочатку, як у випадку іонних сполук, відбувається орієнтація молекул води навколо полярних молекул HCl. В результаті такої диполь-дипольної взаємодії електронна хмара, що утв. хім. зв’язок, зміщується до більш електронегативного атома, тому полярний ковалентний зв’язок перетворюється на іонний, відбувається іонізація зв’язку. Потім молекула легко розпадається на гідратовані іони (дисоціює). Молекули води оточують кожний іон електроліту, зв’язок між іонами настільки слабшає, що вони поводять себе як самостійні частинки.

Сполуки, які містять одночасно іонний та полярний ковалентний зв’язок, спочатку дисоціюють за іонним, потім за полярним ковалентним зв’язком.

Константа дисоціації:

1) І ст. H₃PO₄ = H⁺ + H₂PO₄ ^- ; K₁ = [H⁺] _* [H₂PO₄ ^-] / [H₃PO₄] = 7, 1 _* 10^-3

ІІ ст. H₂PO^-₄ = H⁺ + HPO₄ ^2- ; K₂ = [H⁺] _* [HPO₄ ^2-] / [H₂PO^-₄] = 6,2 _* 10^-8

ІІІ ст. HPO₄ ^2- = H⁺ + PO₄ ^3- ; K₃ = [H⁺] _* [PO₄ ^3-] / [HPO₄ ^2-] = 5_* 10^-13

2) NH₄OH = NH₄⁺ + OH ^- ; K_д = [OH ^-] _* [NH₄⁺] / [NH₄OH] = 1,8 _* 10^-5

2. H₂O₂ + 2NaOH = Na₂O₂ + H₂O (кисл. власт.)

Окисно-відновна двоїстість H₂O₂: 2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = I₂ + K₂SO₄ + H₂O ;

2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10 NaOH = 2 Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O ;

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O ; Ag₂O + H₂O₂ = 2Ag + O₂ + H₂O .

Використання: H₂O₂ - дезинфікуючий та кровозупинний засіб.

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

Білет № 25

1. Зв’язок атомів за допомогою спільних електронних пар назв. ковалентним.

Метод валентних зв’язків ґрунтується на положенні, що кожна пара атомів в молекулі утримується разом за допомогою елекронних пар, тобто крім зв’язків, локалізованих між двома атомами – двохелектронний і двохцентровий ; він утв. васлідок перекривання атомних орбіталей; при цьому між центами обох ядер виникає молекулярна двохелектронна хмара – молекулярна орбіталь.