хімія екзамен

Механізм утв. ковалентного зв’язку за рахунок двохелектронної хмари одного атома (донора) і вісної орбіталі іншого атома (акцептора) назв. донорно- акцепторним.

Властивості ковалентного зв’язку: 1) Довж. з’язку – міжядерна відстань.

2) Енергія зв’язку – це енергія необхідна для розриву зв’язку.

3) Насичуваність – здатність атомів утв. обмежену к-ть ковалентних зв’язків згідно з їх валентністю.

4) Напрямленість – зумовлює просторову будову будову молекул, тобто їх геометрію (форму).

2. Усі галогени – сильні окисники, існують у формі двохатомних молекул.

F – газ світло-жовтого кольору із специ. запахом; Cl – зеленувато-жовтий отруйний газ із різким задушливим запахом; I – це чорно-сіра тверда реч. з метал. блиск, легко сублімується до фіолетової пари(I₂); Br – темно-червона рідина з різким запахом.

Окино-відновні властивості: Cu + Cl₂ = CuCl₂ ; Cl₂ + H₂O = HCl + HCl.

Утв. галогеноводнів: H₂ + Cl₂ = 2HCl ; KBr + H₃PO₄ = HBr↑ + KH₂PO₄ ;

NaCl + H₂SO₄(к.) = HCl↑ + NaHSO₄ ; CaF₂ + H₂SO₄(к.) = CaSO₄ + 2HF↑

Галогеніди: іонні: NaCl, CaCl₂, FeCl₃.

Ковалентні: з неметалами: BHaC₃, SiHaC₄, PHaC₃, AsHaC₅. ( Ha – F, Cl, Br, I)

З деякими мет. у вищому ст. ок: MoCl₅, CrF­₆, VCl₄, TiHaC₄.

Галогени взаємодіють один з одним: ClF, ClF₃, BrF, BrF₃, BrF₅, ICl₃.

Взаємодіють з Н₂О: BCl3 + 3H­₂O = H₃BO₃ + 3HCl.

8NaI + H₂SO₄(к.) = 4I₂ + H­₂S + 4H₂O

Білет № 26

1. Згідно з теорією Вернера: Комплексними слід вважати сполуки, які містять хоча б один ковалентний зв’язок, утв. за донорно-акцепторним механізмом.

За Вернером, кожна сполука містить комплексний іон, який склд. з центрального атома – комплексоутворювача та розміщених навколо нього лігандів.

З методом валентних зв’язків ліганди та комплексоутворювач з’єднані у комплексних сполуках двоелектронним ковалентним зв’язком , який здійснюється за донорно-акцепторним механізмом. Ліганд є донором, а акцептором – комплексоутворювач, який має вільні атомні орбіталі.

Згідно з теорією кристалічного поля зв’язок між лігандом та комплексоутворювачем – іонний. Він виникає внаслідок електростатичної взаємодії різнойменно заряджених лігандів та комплексоутворювачів.

2. Hg – рідкий (за звич. ум.) метал

Hg + Hg(NO₃)₂ = Hg₂(NO₃)₂ ; 4Hg + O₂ = 2Hg₂O ; Hg₂(NO₃)₂ + 2KI = Hg₂I₂ + 2KNO₃ ;

Hg + HgCl₂ = Hg₂Cl₂ ; Hg₂I₂ + 2KI = K₂[HgI₄] + Hg↓

Хімізм токсичної дії сполук Hg: - При місцевому використанні Hg викликає протимікробну і слабку подразнюючу дію на тканини.

- Комплексні сполуки Hg(ІІ) дуже стійкі що призводить до міцного зв’язування ферментів з Hg(ІІ) та їх інгібіруванню. Протиотрутою при отруєнні сполуками Hg(ІІ) є сполуки Se.

Препарати: HgCl₂ (концентрація 1:1000) використовують для дезінфекції та як антисептик.

HgI₂ і ртутна сірчана мазь викор. при лікуванні сифілісу

HgCl₂ – сечогінний і послаблюючий засіб.

Hg → HgO → Hg(NO₃)₂ → HgO → Hg → Hg₂Cl₂ → HgNH₂Cl

1)2Hg + O₂ = 2HgO ; 2) HgO + N₂O₅ = Hg(NO₃)₂ ;

3) Hg(NO₃)₂ + 2KOH = HgO + 2KNO₃ + H₂O ; 4) 2HgO = Hg + O_{2 ­};

5) Hg + HgCl₂ = Hg₂Cl₂ ; 6) Hg₂Cl₂ + 2NH₃ = HgNH₂Cl + NH₄Cl + Hg↓

Білет № 27

1. Розрахунок рН буферних систем: - Кислотного типу:

CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO ^– (L→0, слабкий електроліт)

CH₃COONa = Na⁺ + CH₃COO ^– (L→1, сильний електроліт)

K_дис. = [H⁺]_*[ CH₃COO ^–] / [CH₃COOH] => [H⁺] = K_{дис. *} ([CH₃COOH] / [ CH₃COO ^–]) =

K_дис. ([кислоти] / [солі]) ; рН = - ℓg К_дис. - ℓg([кислоти] / [солі]) =

= р К_а + ℓg (С_{н.солі *} V_солі / С_{н.к-ти *} V_к-ти ) – р-ня Гендерсона-Хассельбаха.

- Оновного типу: NH₄OH = OH ^– + NH₄⁺ (L→0, слабкий електроліт)

NH₄Cl = Cl ^– + NH₄⁺ (L→1, сильний електроліт)

K_дис. = [NH₄⁺]_*[ OH ^–] / [NH₄OH] => [OH^-] = K_дис. ([основи] / [солі]) ;

рОН = - ℓg К_дис. - ℓg([основи] / [солі]) = рК_в + ℓg (С_{н.солі *} V_солі / С_{н.осн. *} V_осн. )

Механізм буферної дії: - Кислотного буфера: -- при додаванні невеликої к-ті сильної к-ти (HCl): реагує сіль: CH₃COO ^– + Na⁺ + H⁺ + Cl^- = CH₃COOH + Na⁺ + Cl^-

CH₃COO ^– + H⁺ = CH₃COOH

-- при додаванні невеликої к-ті лугу (NaOH): реагує к-та:

CH₃COO ^– + Na⁺ + ОH^- = CH₃COOH + Na⁺ + H₂O ; CH₃COO ^– + ОH^- = CH₃COOH + H₂O

- Основного буфера: -- при додаванні HCl: NH₄OH + H⁺ + Cl^- = NH₄ + Cl^- + H₂O

NH₄OH + H⁺ = NH₄ + H₂O

-- при додаванні NaOH: NH₄ + OH⁺ + Cl^- + Na⁺ = NH₄OH + Cl^- + Na⁺ ;

NH₄ + OH⁺ = NH₄OH ;

2. Твердість води: -- тимчасова твердість зумовлена наявністю Ca(HCO₃)₂ та Mg(HCO₃)₂

Її можна усунути шляхом кіп’ятіння: Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ = MgCO₃ + CO₂ + H₂O

А також вапнячим чи содовим методом: Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃ + 2H₂O

Ca(HCO₃)₂ + NaCO₃ = CaCO₃ + 2NaHCO₃

-- постійна твердість: MgCl₂, CaCl₂, MgSO₄, CaSO₄.

Для її усунення використовують два методи: осадження та іонний обмін.

MgCl₂ + Ca(OH)₂ = Mg(OH)₂ + CaCl₂

MgSO₄ + Na_2­CO₃ = MgCO₃ + Na₂SO₄

3CaSO₄ + 2NaPO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3Na₂SO₄

Біологічна роль Са : Са необхідний для здійснення передачі нервових імпульсів, скорочення м’язів, для формування кісткової тканини, зсіданні крові.

Використання: CaCl₂ – застосовується при алергічних захворюваннях, а також як кровоспинний засіб; допомагає боротися з набряками, запаленнями, знімає спазми серцево-судинної системи.

BaSO₄ використовують як рентгеноконтрасну реч. при рентгеноскопії шлунку.

MgO та (MgOH)₂CO₃ – застосовують як засіб при підвищеній кислотності шлунку.

MgSO_{4 *} 7H₂O – заспокійливий, протисудомний і послаблюючий засіб.

Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ → CaO →CaSO₄

1) 2Ca + O₂ = 2CaO

2) CaO + H₂O = Ca(OH)₂

3) Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

4) CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂

5) Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

6) CaCO₃ = CaO + CO₂

7) CaO + H₂SO₄ = CaSO₄+ H₂O

Білет 28.

1. Типові випадки гідролізу:

1)Сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою. Гідроліз солей цього типу йде по катіону солі:

NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^- ()

Н₂О ↔ ОН^- + Н⁺ ()

Солі, утворені багато кислотними слабкими основами гідролізують ступінчасто. При цьому гідроліз солі відбувається переважно за І ступенем:

BiCl₃ ↔ Bi³⁺ + 3Cl^- ()

H₂O ↔ OH^- + H⁺ ()

2) Сіль, утворена слабкою кислотою і сильною основою. В цьому випадку гідроліз іде по аніону солі:

KCN↔ K⁺ + CN^- ()

H₂O ↔ OH^-+ H⁺ ()

Солі багато основних кислот гідралізують ступінчасто:

К₂СО₃ ↔ 2К⁺ + СО₃^2- ()

H₂O ↔ OH^- + H⁺ ()

3) Сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою. В цьому випадку іде сумісний гідроліз як по катіону, так і по аніону солі:

CH₃COONH₄ ↔ CH₃COO^- + NH₄⁺ ()

H₂O ↔ OH^- + H⁺ ()

Ступінь гідролізу(h) – відношення концентрації гідролізованої солі до її загальної концентрації. h = * 100%

Константа гідролізу – частка від ділення іонного добутку води на константу дисоціації слабкої к-ти.

К_Г =

Розрахунки рН в розчинах солей:

- сіль утворена слабкою основою і сильною к-тою (NH₄Cl, Fe(NO₃)₃) : pH= -lg ;

- сіль, утворена сильною основою і слабкою к-тою (K₂CO₃ ; Na₃PO₄) : pOH= -lg ; рН=14-рОН

1) Іст. Na₂S+H₂O↔NaOH+NaHS ; 2Na⁺+S^-2+H₂O↔Na⁺+HS^-+Na⁺+OH^-

IIст. NaHS+H₂O↔NaOH+H₂S ; Na⁺+HS^-+H₂O↔H₂S+Na⁺+OH^- ; HS^-+H₂O↔H₂S+OH^-

2) NH₄NO₃+H₂O=NH₄OH+HNO₃ ; NH₄⁺+NO₃^-+H₂O=NH₄OH+H⁺+NO₃^- ; NH₄⁺+ H₂O=NH₄OH+H⁺

3) Al(CH₃COO)₃+3H₂O=Al(OH)₃+3CH₃COOH ; Al³⁺ +3H₂O=Al(OH)₃+3H⁺ ;

CH3COO^- +H₂O=CH₃COOH+OH^- ;

2. Залізо – сріблясто-білий метал, стійкий на повітрі, притягується магнітом. Інколи зустрічається у вільному стані метеоритного походження. Основні залізні руди: магнітний (Fe₃O₄), червоний (Fe₂O₃) та бурий (FeO(OH)) залізняк.

Fe(II): Fe + H₂SO_4(р.) = FeSO₄ + H₂ ; Fe₂O₃ + H₂ = 2FeO +H₂O ; Fe + S = FeS ;

Fe + H₂O = FeO + H₂ ; Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ ; Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu.

Сіль Мора: (NH₄)₂SO₄ + FeSO₄ + 6H₂O = (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ * 6H₂O

Цианідний комплекс: 6KCN + FeSO₄ = K₄[Fe(CN)₆] + K₂SO₄

Тіоціанатні комплекси: Na₂[Fe(SCN)₄] або Na₄[Fe(SCN)₆].

Залізо-порфириновий комплекс Гемоглобін

Гемоглобін – містить гем-комплекс Fe⁺² з порфірином.

Біологічне значення: у складі гемоглобіну переносить кисень від органів дихання до тканин і СО₂. Ферум в організмі може привести до недокрів’я. В організмі ферум складає близько 4-5 г.

Закінчити рівняння реакції: 6FeSO₄+K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄=K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+3Fe₂(SO₄)₃+7H₂O

Білет 29.

1. Принцип Паулі: «В атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел». Тобто 1 орбіталь можуть займати не більш як 2 електрони з протилежними спінами.

Правило Хунда: «При даному значенні l (в межах одного підрівня) електрони в атомі розташовуються так, щоб сумарне спінове число їх () було максимальне». Тобто квантові ячейки підрівня заповнюються спочатку по одному електрону, а потім – по другому з протилежним спіном.

Правила Клечковського (принцип найменшої енергії):

1)Заповнення електронних орбіта лей атомів при збільшенні порядкового номеру елемента відбувається послідовно в порядку зростання їх енергії, яка характеризується сумою (n+l), тобто в порядку зростання цієї суми;

2)При однакових значеннях суми (n+l) перевага віддається підрівню з більшим “l” (або з меншим n).

2. Ртуть – рідкий метал, важкий, розчиняється лише в кислотах-окисниках. З лужними, лужноземельними металами утворює амальгами, що використовуються в стоматології.

Хімічна активність: Hg+4HNO_3(K)=Hg(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O ; Hg+4HI=H₂[HgI₄]+H₂ ; Hg+S=HgS

Сполуки Hg(II): Hg_{(недост)}+2H₂SO_4(K)=HgSO₄+SO₂+2H₂O ; 2Hg+O₂=2HgO ; Hg(NO₃)₂+2KOH=HgO↓+2KNO₃+H₂O;

3HgS+8HNO₃+12HCl=3H₂[HgCl₄]+8NO+3H₂SO₄+4H₂O

Нітрати та галогеніди ртуті(ІІ): Hg+4HNO_3(K)=Hg(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O ; Hg + Br₂ = HgBr₂

Розчинність у воді, гідроліз: Hg(NO₃)₂+H₂O ↔ Hg(OH)NO₃+HNO₃

Осид ртуті(ІІ) – червоного кольору, добувається при нагріванні ртуті на повітрі при незначній температурі: 2Hg+O₂=2HgO

Окисні вл-ті: 2HgO=2Hg+O₂↑

Здійснити перетворення: 1) 6Hg_{(надлиш)}+8HNO_3(р)=3Hg₂(NO₃)₂+2NO+4H₂O ;

2)Hg₂(NO₃)₂+HNO₃=Hg(NO₃)₂+NH₄NO₃ ;

3)Hg(NO₃)₂+2HI=HgI₂+2HNO₃ ;

4)HgI₂+2KI=K₂[HgI₄]

Білет 30.

1. Основні положення теорії ОРВ:

1) Процес окислення – процес віддавання електронів атомом, молекулою або іоном. Під час окислення ступінь окислення підвищується.

2)Процес відновлення – це процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном. Під час відновлення ступінь окислення знижується

3)Атоми, молекули або іони, що віддають електрони, називаються відновниками. Під час реакції вони окислюються. Атоми, молекули або іони, що приєднують електрони, називаються окисниками. Під час реакції вони відновлюються. Оскільки атоми, молекули або іони входять до складу певних речовин, то і ці речовини відповідно називаються відновниками або окисниками.

4)Окислення завжди супроводжується відновленням, і навпаки, відновлення завжди пов’язане з окисленням.

5)Число електронів, що їх віддає відновник, дорівнює числу електронів, які приєднує окисник (тобто по балансу).

Основні відновники: метали; неметали з малим значенням електронегативності; катіони металів у нижчому ступені окиснення; аніони неметалів (аніони безкисневих кислот); молекули та іони, які мають атом неметалу у проміжному ступені окиснення;

Основні окисники: неметали з великим значенням електронегативності; катіони металів у вищому ступені окиснення; іон гідрогену Н⁺; іони та молекули, які містять елемент у вищому або високому ступені окиснення; іони та молекули, які містять елемент у проміжному ступені окиснення.

Вплив факторів на перебіг ОРВ: кислотність с-ща - лужне, кислотне та нейтральне; вплив кислотності сер-ща визначає напрямок перебігу реакції або можливість її здійснення. Наприклад, реакція: I₂+H₂O↔HI+HIO у лужному с-щі перебігає праворуч, а у кислому – ліворуч. Вплив температури: деякі реакції відбуваються лише при нагріванні або залежно від температури утворюються різні продукти взаємодії. Наприклад, при кімнатній температурі концентрована нітратна к-та не взаємодіє з залізом, а при нагріванні реакційного с-ща реакція перебігає бурхливо. Вплив концентрації: проявляється при взаємодії кислот з неметалами і металами. Наприклад, розведена сульфатна к-та окиснює іоном Гідрогену усі метали, розміщені у електрохімічному ряді напруг до водню, але не взаємодіє з металами, які знаходяться у ряді напруг після водню.

Метод електронного балансу застосовують для знаходження коефіцієнтів у рівняннях окиснювально-відновних реакцій, які перебігають у будь-якому агрегатному стані. Метод напівреакцій: число атомів кожного елемента у лівій і правій частинах рівняннях мають бути однаковими; тобто, за допомогою коефіцієнтів урівнюють число атомів усіх, крім Оксигену, елементів у лівій та правій частинах рівняння реакції.

2. Мідь – червоний, м’який блискучий метал, дуже пластичний. Можливі ст.окиснення +1, +2.

Оксид міді(І): 4Сu+O₂=2Cu₂O ; Cu₂O+2HCl=2CuCl+H₂O ; Cu₂O+4NH₄+H₂O=2[Cu(NH₃)₂]OH

Гідроксид міді(І): 2CuOH = Cu₂O↓+H₂O

Окисно-відновна двоїстість: Cu₂O=CuO+Cu

Комплексні сполуки: Cu₂O+4NH₄+H₂O=2[Cu(NH₃)₂]OH ; СuCl+HCl=H[CuCl₂] ; CuCN+KCN=K[Cu(CN)₂] або K₃[Cu(CN)₄]

Біологічна роль: найбільший вміст міді знаходиться у жовчному міхурі та печінці, специфічно діє на синтез гемоглобіну та утворення еритроцитів, приймає участь у білковому обміні, сприяє процесам кровотворення, утворення кісткової тканини, розумовому та фізичному розвитку.

Закінчити рівняння реакції: CuCl₂+Na₂CO₃+H₂O= Cu(OH)₂ + 2NaCl + CO₂