Примерные экзаменационные билеты по химии (стр. 2 )

2.ЗАДАЧА. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.

1.Вопрос. Неметаллы, (на примере хлора, кислорода, азота). Отличие физических свойств неметаллов от металлов. Взаимодействие неметаллов с простыми веществами (на примере реакций серы с металлами, водородом и кислородом).

Из 109 химических элементов 22 неметаллы, расположены в правом верхнем углу ПСХЭ.

Неметаллы характеризуются маленькими радиусами атомов и большим числом электронов на последнем энергетическом уровне ( валентных электронов). Они с трудом отдают эти электроны и легко принимают чужие.

1.Физические свойства неметаллов

Химическая связь –ковалентная неполярная

Ковалентная неполярная связь - осуществляется посредством образования общих электронных пар между атомами одного и того же химического элемента.

Инертные или благородные газы не образуют молекул и существуют в атомарном состоянии(He –гелий Ne-неон Ar-аргон Kr-криптон Xe-ксенон Rn-радон)

Многие неметаллы образуют молекулу, состоящую из двух атомов ( H2 , O2 , N2 , F2,

Cl2 , Br2, I2) при этом образуется очень непрочная молекулярная неполярная кр. решетка.

Но, с другой стороны вещества с ковалентной неполярной связью образуют и самую прочную кр. решётку - атомную ( алмаз, кремний и т. д.)

1.При обычной температуре неметаллы могут быть в разном агрегатном состоянии – твердые - S –сера, P-фосфор,I –иод, C-алмаз и графи ; жидкие - Br-бром ; газообразные - O2-кислород, H2 - водород, N2- азот, Cl2-хлор, F2-фтор.

2.Многие не проводят электрический ток (кроме графита и кремния).

3.Не проводят тепло.

4.В твердом состоянии - хрупкие

5. Не имеют металлического блеска ( кроме иода-I2 , графита-C и кремния Si)

6. Цвет охватывает все цвета спектра(красный-красный фосфор, желтый –сера, зеленый-

хлор, фиолетовый –пары иода, азот -бесцветный).

7.tплавления изменяется в огромном интервале tпл(N2)= -2100C , а tпл(Алмаз) =37300С

8.Многие неметаллы образуют аллотропые модификации(т. е.формы)

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями, или модификациями.

Причина аллотропии - 1. строение молекулы

2.строение кристаллической решетки

Пример: 1.Кислород образует две аллотопные модификации (причина - строение молекулы)

Кислород Озон

O2 O3

Газ без цвета и запаха газ бледно-фиолетового цвета с резким запахом свежести. Обладает бактерицидными свойствами, способен удерживать ультрафиолетовые лучи

2.Углерод образует две аллотропные формы (причина – строение кристаллической решётки)

Алмаз Графит

Тетраэдрическая крист. решетка Кристаллическая решетка напоминает соты

Бесцветные кристаллы слоистое кристаллическое вещество жирное на ощупь

Самое твердое вещество в природе непрозрачное, серого цвета

tпл=37300C

3.Фосфор образует несколько аллотропных форм.

Фосфор белый ( молек. кр решётка) Фосфор красный( атомная кр. решётка)

P4 Pn

Мягкое, бесцветное вещество аморфное полимерное вещество(порошок)

Ядовит, в темноте светится неядовит, в темноте не светится

Хлор и азот аллотропных модификаций не образуют.

2.Химические свойства неметаллов: Проявляют сильные окислительные свойства, но многие могут выступать и как восстановители ( исключение -F2). Неметаллы образуют кислотные оксиды, кислоты и входят в состав солей в виде кислотных остатков.

Например: S SO3H2SO4CaSO4*2H2O

Сера может быть как окислителем, так и восстановителем

Окислительные свойства серы:

а)Сера реагирует с металлами без нагревания и при нагревании ( из металлов сера не реагирует только с Au и Pt ) t

2Na+SNa2S 2Al+3SAl2S3

Hg+SHgS -демеркуризация, реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути

б) при нагревании сера реагирует с водородом

t

H2+SH2S

Восстановительные свойства серы:

г) при нагревании сера реагирует с кислородом (горит)

t

S+O2SO2

2.ЗАДАЧА. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.

1.Сера массой 128 г прореагировала с избытком кислородом без катализатора. Определите количество вещества сернистого газа, образовавшегося в результате реакции.

Ответ:4 моля

2. Оксид ртути(ll) массой 86,8г подвергли разложению. Вычислите количество вещества кислорода и ртути, образовавшихся в результате реакции.

Ответ: n(Hg)=0,4моль n(O)=0,2моль

Билет 4.

1.Виды химической связи: ковалентная (полярная и не полярная), ионная, их сходство и различие.

2.ОПЫТ. Проведение реакций, характерных для кислот (на примере хлороводородной кислоты). (НСl).

1.Виды химической связи: ковалентная (полярная и не полярная), ионная, их сходство и различие.

Причиной образования химической связи считают стремление атомов химических элементов иметь завершенный последний энергетический уровень ( 8 электронов или 2 электрона для 1-го энергетического уровня)

Ковалентная связь-связь, возникающая в результате образования общих

( связывающих электронных пар)

Ковалентная неполярная связь- химическая связь образующаяся между атомами неметаллов с одинаковой электроотрицательностью. Э. О =0

H + H H : H H-H

электронная формула структурная формула

Образуется общая электронная парв. которая одинаково принадлежит обоим атомам

Ковалентная полярная связь- химическая связь образующаяся между атомами неметаллов с разной электроотрицательностью. 0< Э. О<1,5

H + Cl H Cl H Cl

электронная формула структурная формула

Образуется общая электронная пара, которая сдвинута в сторону более электроотрицательного атома.

Ионная связь- Химическая связь образуется между металлом и неметаллом при большой разнице в Э. О Э. О > 1,5

Na + Cl [Na]+ [ Cl ]-

Электрон от атома натрия полностью переходит к атому хлора. Атом натрия превращается в катион [Na]+ , а атом хлора превращается в анион [ Cl ]- , и они начинают электростатически притягиваться.

Ионная связь крайний случай ковалентной полярной связи

Металлическая связь – Связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решётке.

Общее- любая химическая связь осуществляется за счёт обобществления электронов.

Различие – полярность связи и степень обобществления электронов

Вопрос 2 . Дано: Zn, MgO, NaOH, CaCO3( сухая), AgNO3(раствор), лакмус и фенолфталеин

HCl

1. HCl H+ + Cl- ( лакмус – красный)

2. Zn +2 HCl H2 + ZnCl2 (проверить газ на водород)

3. MgO + 2HCl MgCl2 + H2O

MgO +2 H+ +2Cl- Mg2+ +2Cl- + H2O

MgO +2 H+ Mg2+ + H2O

4.NaOH + HCl NaCl + H2O ( в растворNaOH добавляем фенолфталеин, который окрашивается в малиновый цвет, а затем обесцвечивается

Na+ +OH - + H+ +Cl -Na ++Cl - + H2O

OH - + H+ H2O

5.СaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2

6. AgNO3 + HCl AgCl +HNO3

Ag ++NO3-+ H+ +Cl- AgCl +H ++NO3-

Ag ++Cl- AgCl

Билет 5.

1.Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей

2. ОПЫТ. Получение и собирание кислорода. Доказательство наличия этого газа в сосуде. (H2O, MnO2).

1.Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей

Электролитическая диссоциация-процесс распада электролита на ионы( например при растворении в воде)

Вещества, которые при растворении или расплавлении распадаются на ионы и начинают пропускать электрический ток, называются – электролиты.

К электролитам относятся – кислоты, основания и соли. ( В водных растворах пропускают электрический ток только растворимые вещества)

1. Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:

HCl H+ + Cl-

HNO3 H+ +NO3-

H2SO4 2H+ + SO42-

Диссоциация многоосновных кислот происходит ступенчато:

l ступень H2SO4 H+ + HSO42-

2 cтупень HSO42- H+ + SO42-

Изменяют одинаково окраску индикаторов

2. Основания (щёлочи) – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы гидроксогрупп OH-:

NaOHNa+ + OH-

Ca(OH)2Ca2+ + 2OH-

Диссоциация многокислотных оснований происходит ступенчато:

l ступень Ca(OH)2CaOH+ + OH-

2 cтупень CaOH+ Ca2+ + OH-

Изменяют одинаково окраску индикаторов

3.Cоли– электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка:

KCl K+ + Cl -

Cu SO4Cu2+ + SO42-

При диссоциации солее образуются всегда разные ионы, поэтому для солей нет ндикаторов.

MnO2

Вопрос 2. H2O22H2O + O2

C + O2CO2

Билет №6.

Вопрос 1. Простые и сложные вещества. Их состав и классификация

Na, K, Mg Al,Zn N2, O2 , S, C

Na2O K2O CrO Al2O3 ZnO Cr2O3 CO2 SO3 P2O5 NO CO

NaOH KOH Cu(OH)2 Fe(OH)3

HCl HF H2S H2SO4 HNO3

K2SO4 CuCl2 KHSO4 NaH2PO4 CuOHCl KNaSO4

FeOHCl2

Вопрос 2. Вычисление количества вещества, массы или объёма продукта реакции, если дано исходное вещество. содержащее примеси

Задача 1. Определи объём сероводорода, который можно получить из 186г серы, содержащей 5% примесей.

Задача 2. Определи массу оксида кальция ( кипелки), которую можно получить из 0,5тонн известняка, содержащего 5% примесей

Задача 3. Определи объём оксида углерода (lV) ( нормальные условия), который можно получить из известняка массой 0.5тонн, содержащей5% примесей

Билет №7.

Вопрос 1.Взаимосвязь между классами неорганических веществ.( нарисовать стрелочки и соединить вещества. которые реагируют друг с другом)

Металл (Na) Неметалл (S)

Основной оксид (Na2O) Кислотный оксид (SO3)

Основание (NaOH) Кислота( Н2SO4)

Соль ( Na2SO4)

Равнения реакций( учащиеся составляют сами)

2. ОПЫТ. Проведение реакций, характеризующих свойства нерастворимых оснований на примере гидроксида меди II. (Cu(OH)2, HCl)

1. Cu(OH)2+ 2HClCuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2+ 2H+ +2Cl-Cu 2++2Cl- + 2H2O

Cu(OH)2+ 2H+ Cu 2+ 2H2O

t

2. Cu(OH)2 CuO + H2O

Билет 8.

1. Классификация химических реакций.

2.ОПЫТ. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав выданной соли на примере хлорида меди II. (CuCl2, AgNO3, NaOH)

1. Классификация химических реакций.

Типы реакций

А. Классификация по количеству исходных веществ и продуктов реакции

Соотнесите:

а) соединения б) разложения в) замещения в) обмена

1.2 H2+O2 2H2O

2. СuO + H2SO4 CuSO4 +H2O

3. CuBr2 + Cl2 CuCl2 + Br2

4. CaCO3 CaO + CO2

В. Классификация по выделенному или поглощенному теплу:

Соотнесите:

а) экзотермическая реакция

б) эндотермическая реакция

1.2 H2+O2 2H2O + Q

2. CaCO3 CaO + CO2 - Q

Г.) Реакции можно классифицировать, как окислительно-восстановительные и

не окислительно-восстановительные.

Соотнесите:

а) ОВР

б) Не ОВР

1.2 H2+O2 2H2O

2. СuO + H2SO4 CuSO4 +H2O

3. CuBr2 + Cl2 CuCl2 + Br2

4. CaCO3 CaO + CO2

Д. Реакции можно классифицировать как обратимые и необратимые

Необратимые реакции - химические реакции, в результате которых исходные вещества

практически полностью превращаются в конечные продукты.

Признаки необратимости реакций - а) выпадение осадка

б) образование газ

в) образование воды

г) выделение очень большого количества тепла

(Правила Бертолле)

Пример: НСl + AgNO3 AgCl+HNO3

Na CO3+2HCl 2NaCl + H2CO3

/ \

H2O CO2

2Na +2Н2О 2NaOH +H2

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях - прямом и обратном.

Пример: 2SO2 + O2 2SO3

3H2 + N2 2NH3

Е. Реакции можно классифицировать по агрегатному состоянию исходных веществ и продуктов реакции.

Если все исходные и полученные вещества находятся в одинаковом агрегатном состоянии, т. е. все жидкие или газообразные (между ними нет поверхности раздела)

-реакции называются гомогенные.

Пример: 2SO2 + O2 2SO3

3H2 + N2 2NH3

Если исходные и полученные вещества находятся в разном агрегатном состоянии, т. е. одни жидкие, другие газообразные или твёрдые (между ними есть поверхности раздела) - реакции называются гетерогенными

Пример: 2 F e(кр) +3 O2 2Fe2O3(кр)

2Na(кр) +2Н2О(жид) 2NaOH (жид) +H2

Ё. Реакции можно классифицировать по применению катализатора.

Катализатор-вещество, ускоряющее химическую реакцию, оставаясь к концу её неизменными.

Пример : MnO2

2 H2O2 2H2O + O2

Биологические катализаторы, ускоряющие реакции в живых организмах называются ферментами.

Ингибитор - вещество, замедляющее химическую реакцию, оставаясь к концу её неизменными.

Каталитические реакции - реакции в которых применяется катализатор.

Некаталитические реакции - реакции в которых катализатор не применяется

2.ОПЫТ. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав выданной соли на примере хлорида меди II. (CuCl2, AgNO3, NaOH)

CuCl2 Cu2++ 2Cl-

а) Сu2+ + 2OH - Cu(OH)2

CuCl2 + 2NaOH Cu(OH)2+ 2NaCl

б) Сl -+ Ag + AgCl

CuCl2 + 2AgNO32 AgCl+ Cu(NO3)2

Билет 9.

1. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.

2. ЗАДАЧА. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения дан раствор с определенной массовой долей исходного вещества (в процентах).

1. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Окисление- процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами. Восстановление- процесс принятия электронов атомами, ионами или молекулами

Окислитель ( «плохой») – принимает электроны. Восстановитель («хороший») – отдает электроны.

Метод электронного баланса

Суть метода электронного баланса заключается в том, что количество электронов, отданных восстановителем должно быть равно количеству электронов, принятых окислителем.

H2S+ HNO3 → H2SO4+ NO+ H2O

1. Расставляем степени окисления

+ H2S-2+ +H +5NO-23 → +H2 +6SO-2 4+ +2NO+2+ +H2O-2

2. Определим химические элементы, которые изменили свою степень окисления

+ H2S-2+ +H +5NO-23 → +H2 +6SO-2 4+ +2NO+2+ +H2O-2

3. Запишем уравнение электронного баланса

восстановитель S-2 -8е +6S

окислитель +5N +3е +2N