Билеты по химии 11-го класса: подготовка к экзаменам

Билет №1

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

Д.И. Менделеев разработал периодический закон и периодическую систему химических элементов в 1869 году, основываясь на представлениях о строении атомов. Он отметил, что свойства простых веществ и соединений элементов зависят от их атомных масс. Периодический закон был сформулирован таким образом: свойства простых веществ и соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов. На основе этого закона была составлена периодическая система элементов, в которой элементы со сходными свойствами объединены в вертикальные столбцы, а также расположены по горизонтали в порядке возрастания атомной массы.

Периодический закон и периодическая система элементов являются важными достижениями химии, и они оказали большое влияние на развитие науки. Периодический закон позволяет систематизировать свойства элементов и их соединений, а также предсказывать свойства еще не открытых элементов. Для того чтобы сохранить периодичность повторения свойств, при размещении элементов в системе пришлось нарушить последовательность возрастания атомных масс в некоторых случаях.

После появления планетарной модели атома, периодический закон был переформулирован. Свойства элементов и их соединений теперь находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер и числа электронов в электронной оболочке атома. В Периодической системе количество электронных уровней в атоме равно номеру периода, а количество электронов на внешнем уровне равно номеру группы для элементов главных подгрупп.

Периодическое изменение свойств элементов явно прослеживается на изменении состава и свойств оксидов, и передовые научные исследования всё больше основываются на периодическом законе. On обеспечивает полезную основу для знакомства со свойствами элементов, и это делает его полезным для учебы в школе и науки в целом.

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 движении от левого к правому краю периодической таблицы, металлические свойства элементов становятся менее выраженными, в то время как движение сверху вниз в пределах группы приводит к более ярко выраженным металлическим свойствам элементов. Второй и третий периоды, находящиеся в центре периодической таблицы, имеют особую ковалентную структуру, в то время как элементы в правой части этих периодов имеют простые ковалентные молекулы.

Перемещение вдоль периода приводит к уменьшению атомного радиуса, в то время как движение вниз в пределах группы приводит к увеличению радиуса атома. Электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону увеличиваются при перемещении слева направо по периоду, достигая максимума у галогенов. У благородных газов электроотрицательность равна 0, а при перемещении сверху вниз вдоль группы электроотрицательность уменьшается.

Элементы подгруппы IV группы имеют внешний электронный слой, содержащий 4 электрона. Углерод и кремний являются неметаллами, в то время как олово и свинец – металлы. Германий занимает промежуточное положение. Высшая степень окисления у элементов подгруппы равна +4, однако ослабление неметаллических свойств приводит к тому, что степень окисления +2 становится более характерной. Отрицательная степень окисления – 4 нетипична для элементов подгруппы IV группы.

Билет №3.

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

Ковалентная связь возникает благодаря перекрытию электронных облаков двух атомов. При этом каждый атом предоставляет по одному неспаренному электрону для образования одной связи, образуя общую электронную пару. Если ковалентная связь создается между одинаковыми атомами, ее называют неполярной. В случае, когда соединение происходит между различными атомами, электронная пара смещается к атому с большей электроотрицательностью. Это приводит к образованию полярной ковалентной связи.

Донорно-акцепторная связь – это частный случай ковалентной связи, при которой один атом имеет свободную орбиталь на внешнем электронном уровне, а другой – пару электронов. Донорный атом предоставляет электронную пару акцепторному атому, образуя химическую связь. Примером может служить молекула СО.

Ионная связь возникает между атомами с сильно отличающейся электроотрицательностью. В этом случае один атом отдает электроны, становясь положительно заряженным ионом, а другой атом, принимая электроны, становится отрицательно заряженным ионом. Ионы привлекаются друг к другу за счет сил электростатического притяжения.

Водородная связь возникает между полярными молекулами, такими как вода, спирты, аммиак, благодаря притяжению разноименных зарядов. Однако прочность такой связи существенно (~20 раз) меньше, чем прочность ионной или ковалентной связи.

Билет №4.

Классификация химических реакций в неорганической химии. Классификация по составу исходных веществ и продуктов реакции

Реакции соединения представляют собой процесс, при котором из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное вещество. Напротив, реакции разложения представляют собой процесс, при котором одно сложное вещество распадается на несколько веществ, простых или сложных. Реакции замещения являются процессом, при котором простое и сложное вещества соединяются и образуют другие простые и сложные вещества. Реакции обмена, в свою очередь, позволяют из двух сложных веществ получить два других сложных вещества.

Классификация реакций по изменению степени окисления включает в себя окислительно-восстановительные реакции, которые характеризуются изменением степени окисления элементов в процессе реакции. Реакции ионного обмена, в свою очередь, не приводят к изменению степени окисления элементов.

Реакции также можно классифицировать по тепловому эффекту, то есть по выделению или поглощению тепла в процессе реакции. Экзотермические реакции характеризуются выделением тепла, тогда как эндотермические реакции поглощают тепло в процессе реакции.

Билет №5.

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

Электрический ток возникает в результате направленного движения заряженных частиц под воздействием внешнего электромагнитного поля. В металлах ток переносится электронами, а в растворах — ионами.

Электролиты — это вещества, растворы которых способны проводить электрический ток. Сюда относятся растворимые кислоты, щелочи, соли и т.д. Связь в электролитах является ионной или сильнополярной.

Неэлектролиты — это вещества, растворы которых не проводят электрический ток. Такие вещества большей частью являются органическими. Связь в неэлектролитах неполярная или слабополярная.

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы под влиянием полярных молекул растворителя. Эта теория была предложена С.Аррениусом в 1887 году.

Степень диссоциации определяется отношением числа распавшихся молекул к общему числу молекул растворенного вещества. Если это значение равно единице, то электролит является сильным. Примерами могут служить HCl, NaOH, KBr. Если степень диссоциации стремится к нулю, то электролит считается слабым, а в растворе присутствует большое количество молекул и мало ионов. Примерами могут служить H2S, NH3, Fe(SCN)3.

Билет №6.

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

Ирреверсивные реакции проходят до полного исчезновения одного из исходных веществ. Если одно из полученных веществ выпадает в осадок или выделяется в виде газа, это означает, что процесс – необратимый.

При обратимых реакциях скорости прямой и обратной реакций становятся равными в состоянии химического равновесия.

Химическое равновесие достигается, когда скорости прямой и обратной реакций одинаковы.

Обратимость многих реакций кажется неочевидной. Например, реакция водорода с кислородом, которая приводит к образованию воды, кажется обратимой. Однако при очень высокой температуре в 2000°С, происходит обратная реакция – разложение воды на водород и кислород и достигается равновесие.

Смещение химического равновесия при изменении условий описывается принципом Ле-Шателье. Он гласит, что при изменении внешних условий равновесие реакции смещается таким образом, чтобы уменьшить это воздействие.

Изменение температуры влияет на смещение равновесия. При экзотермической реакции, которая сопровождается выделением тепла, равновесие смещается влево при повышении температуры и вправо при понижении температуры. При эндотермической реакции, которая требует поглощения тепла, равновесие смещается вправо при повышении температуры и влево при понижении температуры.

Изменение давления также влияет на смещение равновесия. При реакции, сопровождающейся увеличением числа молекул газообразных веществ, повышение давления приводит к смещению равновесия влево, а понижение давления – вправо. Если реакция протекает с уменьшением числа молекул газообразных веществ, то при повышении давления равновесие смещается вправо, а при понижении давления влево. Если реакция происходит без изменения числа молекул газообразных веществ, то изменение давления не влияет на смещение равновесия.

Билет №7.

Реакции ионного обмена. Условия их необратимости

Реакции в растворах электролитов происходят между ионами. Они могут быть реакциями ионного обмена, которые идут в направлении связывания ионов без изменения степеней окисления. Чтобы реакции в растворах электролитов проходили до конца, могут выпадать осадки, выделяться газы или образовываться малодиссоциирующиеся вещества.

Ионный обмен происходит, когда ионы, обычно находящиеся в твердой фазе, обмениваются с ионами в растворе. Твердое вещество может быть природным или синтетическим материалом, имеющим на поверхности электрически заряженные центры с простыми ионами противоположного знака. Именно эти ионы обмениваются с другими ионами в растворе.

Катионообменные материалы состоят из основной массы или скелета, активных центров и катионов, подлежащих обмену. При контакте с раствором между твердым материалом и ионами устанавливается равновесие, которое может быть смещено, чтобы обменивать ионы. Колонку с ионообменным материалом можно регенерировать, промывая ее разбавленной соляной кислотой, чтобы заменять ионы натрия на ионы водорода.

Анионообменники удаляют анионы из раствора. Их регенерацию можно осуществлять с помощью оснований, таких как раствор гидроксида натрия. Это сдвигает равновесие влево, чтобы заменять ионы.

Билет №8.

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

Изменение количества вещества за единицу времени в единице объема определяет скорость химической реакции.

Природа реагирующих веществ влияет на скорость реакции. Реакция металлов с соляной кислотой происходит быстрее, если металлы находятся левее в ряду напряжений, а металлы, расположенные правее водорода, не реагируют.

Увеличение концентрации реагирующих веществ ускоряет реакцию. Горение веществ в чистом кислороде происходит быстрее, по сравнению с воздухом, содержащим 21% кислорода.

Увеличение поверхности соприкосновения реагирующих веществ также ускоряет реакцию. Например, железные опилки реагируют быстрее, чем железные гвозди.

Высокая температура может ускорить реакцию. Железо, обычно, реагирует медленно с хлором, но при высокой температуре происходит бурная реакция.

При нагревании водород восстанавливает оксиды металлов, но при комнатной температуре эта реакция не идет.

В присутствии катализаторов скорость многих реакций увеличивается. Однако, катализаторы остаются неизменными после окончания реакции.

Примеры каталитических реакций включают реакцию с разложением пероксида водорода в присутствии МnО2 и окисления аммиака при использовании платины, оксида ванадия (V), железа и других катализаторов.

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 основном, металлы в периодической системе элементов расположены в главных подгруппах I-III и побочных подгруппах. Группа IA содержит элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне находится один электрон в состоянии s1. Элементы этой группы, такие как Li, Na, K, Rb, Cs и Fr, являются щелочными металлами, и их металлические свойства увеличиваются при движении сверху вниз.

Группа IIA содержит элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне находятся два электрона в состоянии s2. Элементы этой группы, такие как Be, Mg, Ca, Sr, Ba и Ra, относятся к щелочеземельным металлам и располагаются в той же главной подгруппе, что и щелочные металлы.

Элементы IIIA группы имеют на внешнем энергетическом уровне три электрона в состоянии s2p1. Они относятся к p-элементам. К ним относятся такие металлы, как Al, Ga, In и Tl.

Оксиды типа R2O характерны только для Li, тогда как для других щелочных металлов свойственны пероксиды R2O2, которые являются сильными окислителями. Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, за исключением Be и Al, которые обладают амфотерными свойствами.

Из-за большого радиуса атомов металлов, атомы легко теряют валентные электроны, что делает их хорошими восстановителями.

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 перемещении по группам вниз, радиус атома увеличивается, что ведет к снижению окислительных свойств.

Примерно одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне имеют атомы кислорода и серы. Однако из-за более маленького радиуса атома кислорода, его окислительные свойства сильнее проявляются, чем у серы. Обычно кислород проявляет степень окисления -2, что происходит при заполнении внешнего энергетического уровня до 8 электронов.

Сера также может проявлять окислительные свойства с уровнем окисления -2 при соответствующих условиях, однако ей также присущи уровни окисления +4 (при потере 4 электронов p-зоны) и +6 (при потере всех 6 валентных электронов).

В реакциях с металлами, кислород и сера проявляют свои окислительные свойства, образуя оксиды и сульфиды соответственно.

Кислород обычно проявляет свойства окислителя в реакциях с неметаллами.

Сера может выступать как окислитель, так и восстановитель.

Сера может проявлять свойства восстановителя в реакции с концентрированной азотной кислотой.

Билет №11.

Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций

Аллотропия проявляется в том случае, если элемент может существовать в разных твердых формах – кристаллических или аморфных. Различные формы этого элемента называются аллотропами. Приблизительно половина всех элементов имеет аллотропные формы.

Примером аллотропии является углерод, который может существовать в виде алмаза или графита. Сера также имеет две кристаллические формы – ромбическую и моноклинную, в зависимости от температуры, которые представляют молекулярные кристаллы с гофрированными циклами атомов серы. Твердая сера также может существовать в виде третьей аллотропной формы – пластической серы – которая состоит из длинных цепочек атомов серы и неустойчива при комнатной температуре.

Фосфор может существовать в трех аллотропных формах. Наиболее устойчивой из них является красный фосфор с каркасной кристаллической структурой, в которой каждый атом ковалентно связан с тремя другими атомами фосфора. Белый фосфор является молекулярным кристаллом, в каждой молекуле которого содержится четыре атома фосфора, связанных в тетраэдрическую структуру. Черный фосфор может образоваться только при высоких давлениях и существует в виде макромолекулярной слоистой структуры.

Билет №12.

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

Электролизом называется процесс химических реакций в растворах или расплавах электролитов, возникающих под воздействием электрического тока.

В результате диссоциации электролита в расплавах или растворах, катионы движутся к катоду, анионы к аноду.

При электролизе расплавов на катоде происходит восстановление катионов, на аноде идет окисление анионов.

Например, при электролизе расплава хлорида натрия на катоде восстанавливаются катионы Na+ и выделяется металлический натрий, на аноде окисляются ионы хлора и выделяется хлор.

При электролизе растворов кроме ионов электролита могут участвовать также молекулы воды.

В зависимости от положения металла в ряду напряжений металлов, на катоде восстанавливаются катионы металла или молекулы воды, выделяется водород. Аналогично на аноде может происходить окисление анионов электролита или окисление молекул воды.

Применение электролиза расплавов используется для получения фтора, активных металлов (натрий, калий, магний, кальций, алюминий). А электролиз растворов используется для получения хлора, щелочей, проведения электрорафинирования металлов и т.д.

Билет №13.

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

Гидриды – это соединения водорода с неметаллами, в которых водород имеет степень окисления +1. Из-за высокой энергии ионизации водорода, связь его с неметаллами является полярно-ковалентной, а не ионной. Наиболее электроотрицательные элементы, такие как сера и хлор, образуют ковалентные гидриды с водородом, которые обладают кислотными свойствами. Сила кислотности этих гидридов увеличивается с увеличением размера атома неметалла, присоединяющегося к водороду. Однако метан (СН4) является нейтральным соединением, а аммиак (NH3) обладает основными свойствами. Гидриды неметаллов легко растворяются в воде и образуют кислоты с теми же формулами. Но более электроотрицательные элементы, такие как алюминий, кремний и фосфор, не реагируют с водородом при нагревании.

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

При перемещении вправо вдоль каждого периода реакционная способность элементов взаимодействуя с кислородом обычно уменьшается. Например, два s-металла – натрий и магний, и два р-элемента – алюминий и фосфор, образуют оксиды, бурно реагируя с кислородом в 3-м периоде. Тем временем элементы кремний и сера могут медленно реагировать только с кислородом в том же периоде. Хлор и аргон, которые находятся в правой части периода, вообще не реагируют с кислородом.

Электроположительные s-металлы образуют ионные оксиды, например, Na2O и MgO. В то время как оксиды элементов, находящихся в средней и правой части периода, в основном являются ковалентными соединениями, такими как оксиды азота и серы.

Кислотно-основной характер оксидов также изменяется от основного к амфотерному и кислотному соответственно для оксидов элементов левой, средней и правой частей периода. Например, s-металлы обычно образуют оксиды, которые растворяются в воде, образуя щелочные растворы.

Молекулярные оксиды р-элементов, такие как диоксид углерода и триоксид серы, обычно обладают кислотными свойствами. Последовательное изменение свойств от основных к кислотным наблюдается 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, которое при диссоциации образует ионы водорода в растворе. Классификация кислот включает соляную кислоту, получаемую путем растворения хлоро-водородного газа в воде.

Химические свойства кислот, включают изменение цвета индикаторов, таких как лакмус и метилоранж. Кислоты также проявляют реакцию нейтрализации с основаниями, при которой образуется соль и вода. Они могут реагировать с металлами, выделяя газовый водород и образуя соль. Кроме того, сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.

Кислоты можно получить при реакции кислотных оксидов с водой. Однако, концентрированная серная кислота не действует на многие металлы при комнатной температуре. Она может сохраняться в железной таре. Если серная кислота нагревается, то она может действовать почти на все металлы, образуя соли серной кислоты. При этом выделяются различные вещества, в том числе сернистый газ. Реакция меди с концентрированной серной кислотой является примером этого процесса. Конечный продукт этой реакции – соль и вода.

Билет №16.

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

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только гидроксид-ионы в растворе. Они подразделяются на растворимые в воде (щелочи), такие как гидроксиды металлов главных подгрупп I и II групп, и нерастворимые в воде – гидроксиды остальных металлов.

Химические свойства оснований включают изменение окраски индикаторов. Например, лакмус становится синим, а фенолфталеин – малиновым. Основания также взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли и воду.

Растворы щелочей могут вступать в реакцию ионного обмена с растворами солей. Если образующийся при этом гидроксид нерастворим в воде, то образуется осадок.

Слабые основания могут разлагаться на оксиды металлов и воду при нагревании.

Основания могут быть получены посредством электролиза растворов солей. Например, щелочи могут быть получены электролизом раствора хлорида натрия. Нерастворимые в воде основания могут быть получены 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 – это электролиты, в составе которых есть катионы металлов или ион аммония и анионы кислотных остатков. Для их названия используется название аниона, затем название катиона в родительном падеже и степень окисления металла.

Соли могут взаимодействовать с щелочами, кислотами и другими солями. Например, хлористый магний и едкий натр образуют новую соль и новое основание при взаимодействии. Раствор азотнокислого бария и раствор серной кислоты также могут образовывать новую кислоту и новую соль.

В растворах солей металлы могут замещаться другими металлами, стоящими выше в ряду активности. Например, медь может выделяться на поверхности железной проволоки при погружении ее в раствор сернокислой меди, но не при использовании цинка, так как медь стоит после цинка в ряду активности. Кроме того, смешивание растворов хлористого кальция и углекислого натрия может привести к образованию осадка нерастворимого в воде углекислого кальция и хлористого натрия в растворе.

Билет №18.

Гидролиз солей (разобрать первую стадию гидролиза солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, слабым основанием и сильной кислотой)

Процесс образования малодиссоциирующих соединений (ионов или молекул) в результате взаимодействия ионов соли с водой называется гидролизом соли. Существуют четыре типа солей, которые могут взаимодействовать с водой по-разному.

I. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, не взаимодействует с водой, и реакция среды нейтральная.

II. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, вызывает щелочную реакцию среды из-за присоединения анионов кислотного остатка к ионам водорода и накопления гидроксид-ионов в растворе.

III. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, вызывает кислую реакцию среды из-за присоединения катионов металла гидроксид-ионов и накопления ионов водорода в растворе.

IV. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, может вызвать кислую, щелочную или нейтральную реакцию в зависимости от реакции основания и кислоты.

Например, гидролиз хлорида алюминия образует избыток ионов водорода в растворе, что вызывает кислую реакцию среды. Таким образом, все соли могут претерпевать гидролиз, в результате которого изменяется pH среды.

Билет №19.

Коррозия металлов (химическая и электрохимическая). Способы предупреждения коррозии

Коррозия металлов происходит вследствие их химического взаимодействия с окружающей средой и включает разрушение металлов и сплавов.

Химическая коррозия является формой коррозии, которая возникает в результате прямого химического взаимодействия между металлом и окружающей средой.

Электрохимическая коррозия, сопровождающаяся образованием гальванической пары, возникает при коррозии, сопровождающейся течением электрического тока.

Ржавление обычной стали в водной среде и на воздухе является одной из наиболее распространенных форм электрохимической коррозии. На поверхности металлических изделий образуется пленка влаги, поглощенной из воздуха, которая является электролитом и содержит различные газы, такие как СО2 и SO2. В процессе ржавления образуются микрогальванические элементы, где зерна карбида железа играют роль катодов, а зерна чистого железа – роль анодов. Это приводит к разрушению железа и образованию ржавчины.

Состав ржавчины является неопределенным и включает различные соединения, образующиеся в результате сложных химических реакций.

Для защиты металлов от коррозии широко применяются лакокрасочные покрытия, однако они требуют периодического перекрашивания, что затрачивает ручной труд и большое количество лакокрасочных материалов.

Из неметаллических покрытий, наибольшее значение для защиты стали и чугуна имеет эмаль. Эмаль представляет собой силикатное стекло с добавками оксидов металлов. Её наносят на поверхность материала в виде порошка и обжигают при температуре 500—1000 °C.

Покрытия из эмалей обладают стойкостью к щелочам и кислотам, долговременно сопротивляются атмосферной коррозии, однако легко разрушаются при ударе. Благодаря своей термостойкости, декоративному виду и легкости очистки, эмаль широко используется для покрытия изделий домашнего хозяйства и санитарной техники.

С технической целью и для декоративных целей давно используются металлические покрытия для защиты металлов от коррозии. Железо может быть оцинковано, покрыто свинцом, никелировано, хромировано и так далее.

Защита металлов от коррозии может быть осуществлена путем соединения железного изделия или конструкции проводником с более активным металлом, например магнием, что вызывает образование гальванического элемента. В этом случае сооружение (железо) играет роль катода, а более активный металл выступает в роли анода. Анод разрушается, в то время как катод, т.е. защищаемый металл, не подвергается изменениям. Такой метод защиты называется протекторным.

Одним из наиболее эффективных подходов к борьбе с коррозией металлов является создание специальных коррозионно-стойких сплавов. В этом контексте широко применяются нержавеющие стали, которые массово производятся. В состав таких сталей входят металлы, такие как хром и никель, которые образуют защитные оксидные пленки, обладающие высокой стойкостью.

Нержавеющие стали позволяют предотвратить коррозию металла и обладают рядом преимуществ, таких как устойчивость к окружающей среде, долговечность и привлекательный внешний вид. Эти сплавы находят применение в различных отраслях промышленности, включая химическую, пищевую, фармацевтическую и другие.

Помимо нержавеющих сталей, существуют и другие типы коррозионно-стойких сплавов, такие как титановые сплавы и алюминиевые сплавы. Эти материалы отличаются высокой устойчивостью к коррозии в различных условиях эксплуатации.

Однако следует отметить, что создание коррозионно-стойких сплавов может быть более затратным процессом по сравнению с использованием обычных металлов. Это связано с необходимостью добавления специальных элементов и выполнением дополнительных процессов обработки для достижения требуемых свойств.

В целом, использование коррозионно-стойких сплавов представляет собой эффективный подход к защите металлических конструкций и изделий от коррозии, обеспечивая им долговечность и сохранение работоспособности в тяжелых условиях эксплуатации.

Билет №20.

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

К химическим реакциям окислительно-восстановительного типа относятся следующие виды реакций.

Реакции замещения (вытеснения)

Примером реакции данного типа может служить взаимодействие оксида железа (III) с алюминием. В этой реакции алюминий вытесняет железо из раствора, при этом сам алюминий окисляется, а железо восстанавливается.

Приведем еще два примера:

В данной реакции хлор вытесняет бром из раствора (при этом хлор окисляется, а бром восстанавливается), содержащего ионы брома.

Реакции металла с кислотами

В сущности, эти реакции также являются реакциями замещения. В качестве примера можно привести реакцию между медью и азотной кислотой. Медь вытесняет водород из кислоты, при этом медь окисляется и превращается в гидратированный катион, а гидратированные протоны азота, содержащиеся в растворе кислоты, восстанавливаются, образуя оксид азота.

Реакции металлов с водой

Эти реакции также относятся к реакциям замещения и сопровождаются выделением водорода в газообразном состоянии из воды. В качестве примера можно привести реакцию между металлическим натрием и водой.

Реакции металлов с неметаллами

Такие реакции могут быть классифицированы как реакции синтеза. В качестве примера можно привести образование хлорида натрия в результате горения 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 принадлежит к побочной подгруппе VIII группы периодической системы. Атом железа имеет следующую электронную формулу:

Наиболее распространены степени окисления железа +2 и +3. Степень окисления +2 достигается потерей двух 4s-электронов, в то время как степень окисления +3 соответствует потере еще одного 3d-электрона, что приводит к наполовину заполненному уровню 3d; такие электронные конфигурации относительно стабильны.

Физические свойства железа. Железо является типичным металлом, образующим металлическую кристаллическую решетку. Оно обладает электропроводностью, имеет высокую температуру плавления, которая составляет 1539°C. В отличие от большинства других металлов, железо обладает способностью к магнитной намагниченности.

Химические свойства железа. Железо реагирует с различными неметаллами:

В результате образуется железная окалина – смешанный оксид железа, который также записывается как FeО•Fe2О3.

Оно также реагирует с кислотами с выделением водорода:

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

Соединения железа. FeО является основным оксидом и реагирует с растворами кислот, образуя соли железа (II). Fe2О3 является амфотерным оксидом и также реагирует с растворами щелочей.

Гидроксиды железа. Fe(OH)2 является типичным основным оксидом, а Fe(OH)3 обладает амфотерными свойствами, реагируя не только с кислотами, но и с концентрированными растворами щелочей.

Железо, находящееся в побочной подгруппе VIII группы периодической системы, обладает следующими химическими и физическими свойствами.

Электронная формула атома железа показывает, что типичные степени окисления железа составляют +2 и +3. Степень окисления +2 достигается путем потери двух электронов из 4s-орбитали, в то время как степень окисления +3 соответствует потере еще одного электрона из 3d-орбитали, что приводит к заполнению уровня 3d наполовину. Такие электронные конфигурации относительно устойчивы.

Физические свойства железа характеризуют его как типичный металл, образующий металлическую кристаллическую решетку. Железо является электропроводным материалом, имеет высокую температуру плавления в размере 1539°C и является относительно тугоплавким. Отличительной особенностью железа от большинства других металлов является его способность намагничиваться.

Химические свойства железа проявляются в его реакциях с различными неметаллами. Железо образует железную окалину, смешанный оксид железа, который может быть записан как FeO•Fe2O3. Оно также реагирует с кислотами, выделяя водород. Железо вступает в реакции замещения с солями металлов, находящихся правее железа в ряду напряжений.

Соединения железа включают основной оксид FeO, который реагирует с растворами кислот, образуя соли железа (II). Амфотерным оксидом железа является Fe2O3, который также реагирует с растворами щелочей.

Гидроксиды железа включают Fe(OH)2, являющийся типичным основным оксидом, и Fe(OH)3, обладающий амфотерными свойствами и реагирующий не только с кислотами, но и с концентрированными растворами щелочей.

Гидроксид железа (II) легко окисляется до гидроксида железа (III) под действием воздуха или окислителей. Гидроксид железа (III) также может образовываться прямым осаждением из растворов солей железа (III) при взаимодействии с растворами гидроксидов.

Железо имеет способность образовывать различные соединения с аммиаком. Например, гексаамминожелез(II) хлорид [Fe(NH3)6]Cl2 образуется при реакции соляной кислоты и аммиака в определенных условиях.

Кроме того, железо может образовывать комплексные соединения с различными лигандами, такими как цианиды. Например, цианид железа (III) [Fe(CN)6]3- обладает ярко-желтым цветом и характеризуется химической стабильностью.

В промышленности железо широко используется для производства стальных сплавов, которые обладают высокой прочностью и стойкостью к коррозии. Сталь является одним из наиболее распространенных строительных материалов благодаря своим механическим свойствам и широкому спектру применения.

Железо также используется в производстве магнитов, электронных компонентов, проводов и кабелей, а также в производстве автомобилей и многих других промышленных изделий.

Кроме того, железо является важным микроэлементом для организмов. Оно играет ключевую роль в кроветворении, транспортировке кислорода и регуляции обмена веществ. Дефицит железа может привести к развитию анемии и других заболеваний.

В целом, железо является важным элементом, который имеет широкий спектр применения в различных областях, начиная от промышленности и строительства до биологических процессов в организмах. Его химические и физические свойства делают его ценным и неотъемлемым компонентом в множестве технологий и приложений.

Билет №22.

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

Фосфор образует ряд кислородсодержащих кислот, включая фосфиновую, фосфористую и фосфорную(V) (ортофосфорную) кислоты. Они могут быть мономерными, то есть состоять из одного компонента, или полимерными, имеющими ациклическую или циклическую структуру. Наиболее важной из них является фосфорная(V) кислота, также известная как ортофосфорная кислота. При нормальных условиях она представляет собой белое кристаллическое вещество, которое расплавляется при воздействии влаги из воздуха. Её 85%-ный водный раствор известен как “сиропообразная фосфорная кислота”. Фосфорная(V) кислота является слабой трёхосновной кислотой.

Хлор также образует несколько кислородсодержащих кислот. Степень окисления хлора в этих кислотах влияет на их термическую устойчивость и кислотность. Наименее окисленные кислоты, такие как гипохлорит и хлорит, обладают низкой окислительной способностью. В то время как хлорные(V) и хлорные(VII) кислоты, такие как хлорат и перхлорат, являются сильными кислотами и обладают высокой окислительной способностью. Остальные кислородсодержащие кислоты хлора, такие как хлорит и хлоридрит, существуют главным образом в молекулярной форме в водном растворе и обладают ограниченной окислительной способностью.

Сравнивая кислородсодержащие кислоты элементов третьего периода, можно заметить, что фосфорная кислота является более сильной, чем алюминиевая кислота (H3AlO3) и кремниевая кислота (H2SiO3). Серная кислота (H2SO4) является менее сильной, чем перхлорная(VII) кислота (HClO4), но более сильной, чем фосфорная кислота. Общее правило состоит в том, что с увеличением степени сила кислоты увеличивается. Таким образом, для кислот третьего периода следует следующая шкала по возрастанию их силы: H3AlO3 < H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4. Более высокая степень окисления элемента, образующего кислоту, обусловливает более сильную кислотность. Например, фосфорная кислота (H3PO4) сильнее алюминиевой кислоты (H3AlO3) и кремниевой кислоты (H2SiO3) из-за более высокой степени окисления фосфора. Серная кислота (H2SO4) более сильна, чем фосфорная кислота, но менее сильна, чем перхлорная (HClO4), так как сера имеет более низкую степень окисления.

Билет №23.

Общие способы получения металлов

В природе металлы преимущественно встречаются в виде соединений, за исключением благородных металлов, которые обнаруживаются в свободном состоянии, таких как платиновые металлы, золото, медь, серебро и ртуть. Структурные металлы, такие как железо, алюминий и магний, имеются в природе в виде соединений и образуют значительные месторождения богатых руд, что облегчает их крупномасштабную добычу.

Поскольку металлы находятся в окисленном состоянии в соединениях (с положительной степенью окисления), их извлечение в свободном состоянии требует процесса восстановления. Этот процесс может быть химическим или электрохимическим.

Химическое восстановление чаще всего осуществляется с использованием восстановителей, таких как уголь, оксид углерода (II), водород, активные металлы и кремний. Например, оксид углерода (II) применяется для получения железа в доменном процессе, а также для получения различных цветных металлов, таких как олово, свинец и цинк.

Восстановление водородом широко применяется для получения вольфрама из оксида вольфрама (VI). Этот метод обеспечивает высокую степень очистки металла. Водород также используется для получения очень чистых металлов, таких как железо, медь, никель и другие.

Метод получения металлов, в котором металлы используются в качестве восстановителей, называется металлотермическим. Активные металлы широко применяются в этом методе. Примеры металлотермических реакций включают алюминотермию и магниетермию. Впервые металлотермические эксперименты для получения металлов были проведены русским ученым Н. Н. Бекетовым в XIX веке.

Часто металлы получают путем восстановления их оксидов, которые извлекаются из соответствующих природных руд.

Электрохимическое получение металлов осуществляется путем электролиза расплавов соответствующих соединений. Этот метод применяется для получения наиболее активных металлов, щелочных и щелочноземельных металлов, а также алюминия и магния.

Электрохимическое восстановление также используется для рафинирования или очистки “сырых” металлов, полученных другими способами. При электролитическом рафинировании, в качестве анода используется металл с примесями, а в качестве электролита – раствор соединений данного металла.

Способы получения металлов при высоких температурах называются пирометаллургическими. Некоторые из этих способов известны с древних времен. В конце XIX – начале XX века начали развиваться гидрометаллургические методы получения металлов. При этих методах компоненты руды переводят в водный раствор и затем металл выделяется путем электролиза или химического восстановления. Например, медь получают из медной руды, содержащей оксид меди (II), путем обработки разбавленной серной кислотой. Для восстановления меди раствор сульфата меди (II) либо подвергают электролизу, либо обрабатывают порошком железа.

Гидрометаллургический метод имеет большое будущее, так как позволяет получать продукт, не извлекая руду из земли. Он может представлять преимущества по сравнению с подземной газификацией угля при получении металлов.