egzamin-sciaga.doc

1.          Dysocjacja, hydroliza i elektroliza wodnego roztworu ……………

2.          Podział tlenków ze względu na ich charakter chemiczny.

3.          Amfoteryczność na przykładzie wodorotlenku ……………

4.          Metody otrzymywania soli zwykłych: tlenowych (6) i beztlenowych (4).

5.          Wytłumaczyć podstawowe prawa chemiczne na przykładach.

6.          Zasady tworzenia nazw soli.

7.          Właściwości cząstek elementarnych stanowiących główne składniki atomu.

8.          Zakaz Pauliego i reguła Hunda.

9.          Obliczyć gR , i w reakcji z w środowisku kwasu siarkowego w wyniku czego powstaje siarczan chromu III i siarka.

10.        Liczba Avogadro, objętość molowa gazów, podać symbole i wzory chloru, wodoru, azotu i policzyć czy jednakowe objętości ma 1g każdego z tych pierwiastków, obliczyć ile atomów i ile cząsteczek zawiera 1g wodoru.

11.        Prawa gazów doskonałych.

12.        Z położenia pierwiastka w układzie okresowym wyznaczyć wszystkie podstawowe wartościowości i napisać wzory odpowiednich związków.

13.        Równanie Schodingera, jakie cechy mają funkcje porządne.

14.        Zapis orbitalowy dla …………… 50 pierwiastka, określić grupę, okres i wartościowość jonu.

15.        Liczby kwantowe n, l, m, s, co kwantują (wzory).

16.        Typy wiązań chemicznych a elektroujemność (przykłady).

17.        Różnica między wzorem elementarnym a rzeczywistym.

18.        Wzory strukturalne kilku podstawowych kwasów tlenowych.

19.        Równanie stanu gazu rzeczywistego, parametry krytyczne.

20.        Układy wieloskładnikowe i wielofazowe, reguła faz Gibbsa.

21.        Związki kompleksowe, ligand, liczba koordynacji, donor, akceptor na przykładzie soli miedzi.

22.        Układy koloidalne ich podział i nomenklatura.

23.        Stan plazmy.

24.        Ciała stałe, stan krystaliczny, właściwości izotropowe i anizotropowe.

25.        Stan ciekły i szklisty, lepkość cieczy, napięcie powierzchniowe.

26.        Typy reakcji chemicznych, podział klasyczny rozpatrzyć w kategoriach redox.

27.        Parametry intensywne, ekstensywne.

28.        Energia wewnętrzna () układu.

29.        Wytłumaczyć na przykładach: izomorfizm, polimorfizm, alotropia.

30.        Układy krystalograficzne (7 szt.), parametry sieciowe.

31.        Komórki elementarne (14 szt.), stopień upakowania dla r.p.c. (regularny przestrzennie centrowany), r.ś.c. (regularny ściennie centrowany), heksagon.

32.        Ciekłe kryształy.

33.        Podział ciał stałych, co tkwi w węzłach sieci krystalicznej dla pierwiastków metalicznych, pierwiastków niemetalicznych, związków o charakterze jonowym, związków o charakterze cząsteczkowym. Reguła ograniczonego stosunku promieni jonowych.

34.        mieszaniny eutektycznej a związku międzymetalicznego, poparte wykresami i dyskusją wykresów.

35.        Cechy metali i związków międzymetalicznych; bertolidy, daltonidy.

36.        Jak w układzie okresowym rośnie elektroujemność, promień jonowy, promień atomowy, energia jonizacji?

37.        Reguła Dulonga-Petita.

38.        Prawa Raoulta , , i vant Hoffa , cechy błony półprzepuszczalnej. Dyfuzja, osmoza.

39.        Sposoby wyrażania stężeń roztworów nienasyconych , , i przeliczanie jednych na drugie.

40.        Ciepło tworzenia związku chemicznego, prawo Hessa na przykładach.

41.        Reakcje odwracalne, równowaga – warunek jej zajścia, stężenie wyjściowe i równowagowe (na przykładach).

42.        Uzgadnianie reakcji redox – warunek ich uzgodnienia dla zapisu cząsteczkowego i jonowego.

43.        Kataliza homogeniczna i heterogeniczna, autokataliza, katalizatory mieszane, promotory.

44.        Stopień dysocjacji i metody jego wyznaczania, stała dysocjacji i powiązanie jej ze stopniem.

45.        Iloczyn jonowy wody, pH.

46.        Czynniki decydujące o mocy kwasów i zasad.

47.        Typy reakcji jonowych (przykłady).

48.        Warunek zajścia hydrolizy, zależność stałej od stopnia.

49.        Iloczyn rozpuszczalności, powiązanie go z rozpuszczalnością dla .

50.        Bufor kwaśny i zasadowy, podać skład i działanie, określić w przybliżeniu wartość pH.

51.        Reaktywność metali i ich potencjał normalny. Budowa normalnej elektrody wodorowej.

52.        Ogniwa chemiczne na przykładzie Zn, Cu (ewentualnie inne przykłady), katoda, anoda w ogniwie (ładunek, reakcja redox).

53.        Ogniwa stężeniowe (przykład).

54.        SEM ogniwa, jak się wyznacza.

55.        Elektroliza; katoda i anoda w elektrolizie (ładunek, reakcja redox).

56.        I i II prawo Faradaya, zastosowanie.

57.        Kolejność rozładowania jonów na katodzie i anodzie w czasie elektrolizy.

58.        Pasywacja – warunek zajścia.

59.        Korozja z depolaryzacją tlenową – przykład; z depolaryzacją wodorową – przykład.

Ad. 1.

Dysocjacja:

Hydroliza:

Zachodzi wówczas gdy wodan reaguje z solą która składa się ze slabego kwasu lub słabej zasady

Jeden z produktów hydrolizy jest słaby.

Przykład:

Na2CO3 +2 H2O→2NaOH + H2CO3

Elektroliza: to proces wymuszony przepływem prądu stałego.

Katoda K- redukcja

1.metale ciężkie o potencjale +

2.metale ciężkie o potencjale –

3.wodór z kwasów

4.redukcje wody

5.metale lekkie o potencjale bardzo ujemnym z soli stopionych

Anoda A+ utlenianie

1.beztlenowe reszty kwasowe

2.OH jeśli roztwór jest alkaiczny

3.utlenienie H2O

4.tlenowe reszty kwasowe-z soli stopionych

Przykłady:

1.CuCl2(wodny roztwór)

K(-) red. Cu2+ + 2e=Cu0

A(+) utl. 2Cl- - 2e=Cl2-

2.H2SO4

K(-) red. 2H+ + 2e→H20

A(+) utl. H2O – 2e→2H+ +1/2O20

3.Na2SO4

K(-) red. 2Na+ + 2e→2Na0 atmosfera ochronna

A(+)utl.SO42-- 2e→ SO40→ SO3 + 1/2O2

Ad. 2.

W grupie tlenków można wyróżnić następujące ich rodzaje:

- tlenki typowych metali, po rozpuszczeniu w wodzie tworzące bezpośrednio lub pośrednio połączenia o charakterze zasadowym, np.Na2O, MgO, CaO,

- tlenki typowych niemetali o charakterze kwasotwórczym, np.CO2, SiO2, P2O5,

- tlenki obojętne, np. H2O(charakter zarówno kwaśny jak i zasadowy).

Ad. 3.

Wodorotlenki, które reagują z silnymi kwasami i zasadami i tworzą dwa typy soli – są to wodorotlenki amfoteryczne.

Zn(OH)2 +2HCl→ZnCl2 +2H2O–  powstał chlorek cynku

H2ZnO2 + 2NaOH→Na2ZnO2 + 2H2O–  powstał cynkan sodowy

Ad. 4.

Sole tlenowe:

- metal + kwas,

- tlenek metalu + kwas,

- wodorotlenek + kwas,

- tlenek metalu + tlenek niemetalu,

- wodorotlenek + tlenek niemetalu.

Sole beztlenowe:

- metal + kwas beztlenowy,

- tlenek metalu + kwas beztlenowy,

- wodorotlenek + kwas beztlenowy,

- metal + niemetal.

Ad. 6.

Prawo zachowania masy: Układ reakcyjny odizolowany od otoczenia ma stałą masę, bez względu na stopień przereagowania układu, np. .

Prawo stałości składu: Pierwiastki łączą się ze sobą w ściśle określonych i niezmiennych stosunkach wagowych, np. zawsze będzie tak samo, dla tej reakcji.

Prawo powszechności pierwiastka: W całym wszechświecie znajdują się tylko te pierwiastki, które są na Ziemi.

Prawo zachowania pierwiastka: W reakcjach chemicznych nie może następować przemiana jednego pierwiastka w inny (nienaruszalność jądra atomowego).

Prawo stosunków wielokrotnych: Jeżeli dwa lub więcej pierwiastków tworzą dwa lub więcej związków chemicznych, to ilości wagowe pierwszego pierwiastka przypadające na tę samą ilość drugiego pierwiastka, mają się do siebie jak niewielkie liczby całkowite, np.:

.

Prawo równoważnikowe: substancje wchodzą w reakcje chemiczne w ilościach proporcjonalnych do ich równoważników chemicznych.

Ad. 8.

Masa i ładunek elementów atomu: