ХимияЭкз

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

• 4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

43. Гидролиз ковалентных соединений.

Ответ: Ковалентные соединения состоят из двух или более неметаллов, на ионы не распадаются, гидролиз протекает полный и необратимый с образованием двух или более кислот. Степени окисления элементов не меняются. 1) PCl₅+4H₂O→H₃PO₄+₅HCl. 2) PCl₃+3H₂O→H₃PO₃+₃HCl.

Число стадий гидролиза: 1. Однозарядные частицы (катионы или анионы подвергаются гидролизу в одну стадию. 2. Двухзарядные частицы подвергаются гидролизу в одну стадию. 3. Трехзарядные частицы подвергаются гидролизу в две стадии.

44. Полный и неполный гидролиз химических соединений.

Ответ: Полный: Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания.

Неполный:

Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону).

Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону).

46. Выражение константы гидролиза по катиону. Формула для расчета константы.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

47. Выражение константы гидролиза по аниону. Формула для расчета константы.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

48. Объясните, почему при гидролизе ионного соединения по катиону, образуется кислая среда?

Ответ: Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

49. Какая среда водного раствора сульфата алюминия? Ответ подтвердите записью уравнения гидролиза.

Ответ: Рассмотрим гидролиз хлорида алюминия Al. Соль Al₂SO₄ образована сильной кислотой H₂SO₄ и слабым основанием Al(OH)₃. При гидролизе ион Al3+ будет отрывать гидроксид-ионы ОН– от молекул Н2О. Освобождающиеся катионы водорода Н+ обусловливают кислую среду раствора.

50. В чем разница гидролиза ионных и ковалентных соединений. Приведите соответствующие уравнения реакций.

Ответ: Ковалентные соединения состоят из двух или более неметаллов, на ионы не распадаются, гидролиз протекает полный и необратимый с образованием двух или более кислот. Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

51. Смещение равновесия гидролиза.

Ответ: Для усиления гидролиза следует: 1) Разбавить раствор соли водой; 2) Нагреть раствор; 3) Если при гидролизе соли создается кислая среда, то в раствор следует добавить щелочь. Щелочь будет нейтрализовать продукт гидролиза – кислоту и уменьшать её концентрацию; 4) Если при гидролизе соли создается щелочная среда, то в раствор следует добавлять кислоту. Все это основано на принципе Ле Шателье.

52. Степень окисления элементов. С.о. водорода, кислорода, серы, азота, фтора, натрия, хлора, лития, калия, алюминия, железа, марганца, хрома, меди, цинка и др. элементов.

Ответ: Под степенью окисления понимается условное число (полож., отриц., нуль), которое приписывается элементу в соединении.

1) В простых соед-ях СО элемента равна нулю. 2) В сложных соед-ях у H2 чаще всего СО =+1. 3) У О2 в соед-ях СО чаще всего =-2. 4) У s-элементов 1-ой группы CO всегда =+1. 5) У s-элементов 2-ой группы CO всегда =+2. 6) У алюминия СО всегда =+3. 7) У фтора СО всегда =-1. 8) У ост. галогенов (хлор, бром, иод) в соед-ях м.б. СО -1, +1, +3, +5, +7 (нечетная СО, т.к. галогены расположены в 7 группе).

53. ОВР с переносом атомов.

Ответ: Пример:

NaN³⁺O_2(Р)+HCl⁺¹O _(Р)=NaN⁺⁵O_3(Р) + HCl^-1_(Р)

N³⁺ → N⁺⁵, процесс окисления, СО повысилась на 2 ед.

Cl⁺¹ → Cl^-1, процесс восстановления, СО понизилась на 2 ед.

54. ОВР с переносом электронов.

Ответ: ОВР с переносом электронов мало, они протекают при взаимодействии металлов с растворами солей и при взаимодействии металлов с разбавленными растворами HCl и H₂SO₄.

55. Определение понятия «окислитель». Примеры веществ-окислителей.

Ответ: Окислитель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие во время химической реакции электроны, иными словами, окислитель — это акцептор электронов. При этом СО какого-то элемента понижается. Сильными окислительными свойствами обладает «царская водка» — смесь одного объема азотной кислоты и трёх объёмов соляной кислоты. Окислители:

1) Галогены: F2, Cl2; Кислоты: H⁺¹Cl (+1 → 0), HN⁺⁵O₃ (+5 → +4, +2, 0, -3), H₂⁺¹SO_4(РАЗБ) (+1→ 0), H₂S⁺⁶O_4(КОНЦ) (+6 → +4, 0, -2); 3) Вещества, содержащие элемент в высокой степени окисления: KMn⁺⁷O₄(+7 → +6, +4, +2), K₂Cr₂⁺⁶O₇ (+6 → +3), Mn⁺⁴O₂ (+4 → +2), KCl⁺⁵O₃ (+5 →-1).

56. Определение понятия «восстановитель». Примеры веществ-восстановителей.

Ответ: Восстановитель – вещество, которое отдает электроны. При этом СО какого-то элемента повышается. 1) Металлы (0 → +n); 2) Водород (0 → +1); 3) Уголь (0 → +2, +4);

4) Оксид углерода (+2 → +4); 5) Вещества, содержащие элемент в низшей СО: KI^-1, HI^-1 (-1 → 0), H₂S^-2 (-2 → 0), HCl^-1 в паре с сильным окислителем (-1 → 0), Fe⁺²SO₄ (+2 → +3).

57. Примеры веществ, проявляющих и окислительные, и восстановительные свойства.

Ответ: Н₂О₂, KNO₂, Cl₂, простые вещества-неметаллы могут как принимать, так и отдавать электроны.

58. Составление ОВР с использованием схемы изменения степеней окисления элементов.

Ответ:

59. Поведение окислителей KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ в зависимости от среды протекания реакции.

Ответ:

KMn⁺⁷O₄ → Кисл. среда, Mn⁺²: MnSO₄, MnCl₂, Mn (NO₃)₂ K₂Cr₂⁺⁶O₇ → Кисл. среда, Cr⁺³: Cr (SO₄)₃, Cr (NO₃)₃, CrCl₃

→ Нейтр. ср., Mn⁺⁴: MnO₂ → Нейтр. ср., Cr⁺³: Cr (OH)₃

→ Щелоч. ср., Mn⁺⁶: K₂MnO₄ → Щелоч. ср., Cr⁺³: K₃[Cr (OH)₆]

60. Типы ОВР. Примеры ОВР межмолекулярного, внутримолекулярного типа и диспропорционирования.

Ответ: Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ: Н2S + Cl2 → S + 2HCl

Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества: 2H2O → 2H2 + O2

Диспропорционирование (самоокисление-восстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель:

Cl2 + H2O → HClO + HCl

61. Окислительно-восстановительные потенциалы. Установление направления ОВР с использованием стандартных электродных потенциалов.

Ответ: Окислительно-восстановительный потенциал — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться). Система с более отрицательным потенциалом обладает большей способностью отдавать электроны системе с более положительным потенциалом. 1) Если ɸ⁰ >0, то у этой полуреакции окислительные свойства; 2) Если ɸ⁰ <0, то у этой полуреакции восстановительные свойства; 3) Если значения ɸ⁰ имеют одинаковый знак, то полуреакция с большим значением будет окислителем.

62. Особенности строения атомов металлов и неметаллов. Физические свойства металлов.

Ответ: Атомы большинства неметаллов имеют 4 и более электрона на внешней электронной оболочке, у атомов металлов же на внешней оболочке находится от одного до трех электронов. Поэтому атомы металлов в реакциях обычно теряют электроны и проявляют, таким образом, восстановительные свойства. Диагональ по B-Si-As-Te-At делит p-элементы на неметаллические (выше) и металлические (ниже). Сама диагональ – неметаллы. Особенность металлов в том, что число валентных электронов меньше числа валентных орбиталей. Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества.

63. Реакции, иллюстрирующие свойства металлов.

Ответ: 1) В/д с неметаллами. Zn + S = ZnS

2) В/д с водой (в/д s-металлы, некоторые p-металлы; не в/д d-металлы). 2Na + H₂O = 2NaOH + H₂↑

3) В/д с растворами щелочей. (Растворяются только амфотерные металлы). Al + NaOH + H₂O = Na [Al (OH)₄] + H₂↑

4) В/д с растворами кислот. Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

64. Условия взаимодействия металлов с водой. Показать на конкретных примерах металлов s-элементов.

Ответ: В/д с водой (в/д s-металлы, некоторые p-металлы; не в/д d-металлы). Условия для в/д: а) в ряду активности металл стоит до водорода; б) естественная оксидная пленка на металле не растворяется в воде; в) продукт в/д металла с водой (т.е. основание) растворяется в воде.

65. Условия взаимодействия металлов с водными растворами щелочей. Показать на конкретных примерах металлов p-, d-элементов.

Ответ: Растворяются только амфотерные металлы. а) в ряду активности стоит до водорода; б) естественная оксидная пленка на металле не растворяется в щелочи; в) продукт в/д металла с водой (т.е. основание) обладает амфотерными свойствами и не растворяется в щелочи.

66. Условия взаимодействия металлов с разбавленной и концентрированной серной, соляной, азотной кислотами. Установление направления этих реакций с использованием стандартных электродных потенциалов.

Ответ: с HCl и H₂SO_4(РАЗБ): а) в ряду активности стоит до водорода; б) продукт в/д металла с кислотой (т.е. соль) растворяется в воде.

В H₂SO_4(КОНЦ): при нагревании растворяются все металлы s- и p-элементов; в холодной – некоторые металлы (Al, Cr, Fe) пассивируются.

HNO₃ → конц. - соль (нитрат металла) + NO₂ + вода

→ разб. - соль (нитрат металла) + NO + вода

→ очень разб. - соль (нитрат металла) + NH₄NO₃ + вода

67. Закончить след. уравнения ОВР с подбором стехиометрических коэффициентов и указать восстановитель и окислитель.

1) NaNO₂+H₂SO₄+KI → 2) NaNO₂+H₂SO₄+KMnO₄ →

Ответ:

NaNO₂+H₂SO₄+KI →

NaNO₂+H₂SO₄+KMnO₄ →

68. Закончить след. уравнения ОВР с подбором стехиометрических коэффициентов и указать восстановитель и окислитель.

1) KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃→ 2) KMnO₄ + H₂O + Na₂SO₃→ 3) KMnO₄ + KOH + Na₂SO₃→

Ответ:

1) 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃→ 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Mn⁺⁷ → Mn⁺² 5 2

S⁺⁴ → S⁺⁶ 2 5

2) 2KMnO₄ + H₂O+ 3Na₂SO₃→ MnO2↓ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Mn⁺⁷ → Mn⁺⁴ 3 2

S⁺⁴ → S⁺⁶ 2 3

3) 2KMnO₄ + 2KOH + Na₂SO₃→ 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Mn⁺⁷ → Mn⁺⁶ 1 2

S⁺⁴ → S⁺⁶ 2 1

69. Будет ли протекать ОВР при сливании растворов сульфата железа (III) и иодида калия, если:

Fe³⁺+e^-→Fe²⁺, E0=0,77B

I₂⁰+2e^-→2I^-, E0=0,54B

Ответ:

70. Комплексные соединения. Номенклатура комплексных соединений. Классификация комплексов.

Ответ: Комплексные соединения или координационные соединения— частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.

Номенклатура

1) В названии комплексного соединения первым указывают отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.

2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере прежде всего называют лиганды — анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl⁻ — хлоро, CN⁻ — циано, SCN⁻ — тиоцианато, NO₃⁻ — нитрато, SO₃²⁻ — сульфито, OH⁻ — гидроксо и т. д. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.

3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса.

4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.

5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.

6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.

Типы комплексных соединений

Существует несколько типов комплексных соединений.

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.)

2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

71. Составить названия следующих комплексов 1) [Pd(NH₃)₂Cl₂], 2) [CrCl₆]^3-, 3) [Cr(OH₂)₅Cl]²⁺. Определить степень окисления центрального атома, его координационное число и тип комплекса (катионный, анионный или нейтральный).

Ответ: 1) Диамминдихлоропалладий; 2) гексохлорид хрома; 3) пентагидроксохлорид хрома.

72. Написать уравнения ионизации [Cd(NH₃)₄] и K2[Cd(CN)₄] в растворе и уравнения ионизации образующихся при этом комплексных ионов. Написать выражения для общей константы нестойкости и общей константы устойчивости этих комплексов.

Ответ:

73. Перечислить типы гибридизаций и соответствующие им пространственные конфигурации комплексов.

Ответ:

КЧ	Тип гибридизации	Пространственная конфигурация
2	sp	линейная
4	sp3	тетраэдр
4	dsp2	квадрат
6	d2sp3	октаэдр

77. Привести уравнения реакций получения аква-, гидроксо-, аммино-, хлоро-, цианокомплексов d-элементов.

Ответ: Аква: 2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ + 6H₂O = [Cr⁺³(OH₂)⁰₆]³⁺(SO₄)₃^2- (трисульфатгексоаквахром (III))

Гидроксо: Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na⁺₃[Cr⁺³(ОН)^-₆]^3-

Аммино: Zn(OH)₂ + 4NH₃*H₂O = [Zn⁺²(NH₃)⁰₄]²⁺(OH)^-₂+4H₂O (дигидроксотетрааммин цинка)

Циано: ZnCl₂ + 2NH₄Cl = (NH₄)₂[ZnCl₄] (тетрахлороцинкат аммония)

Хлоро: Au(OH)₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + 3H₂O

78. Привести уравнения реакций получения аква-, гидроксо- и амминокомплексов цинка.

Ответ:

Аммино: Zn(OH)₂ + 4NH₃*H₂O = [Zn⁺²(NH₃)⁰₄]²⁺(OH)^-₂+4H₂O (дигидроксотетрааммин цинка)

79. Составить формулы и привести названия комплексных ионов хрома(III), если его координационное число равно 6, а лигандами являются молекулы H₂O или NH₃; ионы F^-. Привести уравнения реакций получения гидроксо- и аквакомплексов хрома(III).

Ответ:

[Cr⁺³(NH₃)⁰₆]³⁺ (гексаамминохромат ион), [Cr⁺³(OH)⁰₆]³⁺ (гексааквахромат ион), [Cr⁺³F^-₆]^3- (гексафторохромат ион)

CrCl₃ + 6KOH = K₃[Cr(OH)₆] + 3KCl (гексагидроксохромат (III) натрия)

80. Понятие амфотерности химического элемента. Показать свойство амфотерности на примере гидроксида алюминия, гидроксида хрома(III) и гидроксида цинка. При написании продуктов реакций учитывать образование аква- и гидроксокомплексов.

Ответ: Амфотерность— способность некоторых химических веществ и соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и осно́вные свойства.