Wykład. 1. Klasyfikacja chemiczna i geochemiczna pierwiastków chemicznych. b) Podziel wymienione niżej jony na twarde i miękkie kwasy i zasady:

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "Wykład. 1. Klasyfikacja chemiczna i geochemiczna pierwiastków chemicznych. b) Podziel wymienione niżej jony na twarde i miękkie kwasy i zasady:"

Kazimierz Łuczak
7 lat temu
Przeglądów:

1 Wykład Pytania i zagadnienia 1. Klasyfikacja chemiczna i geochemiczna pierwiastków chemicznych a) Na podstawie odpowiednich przykładów, przedstaw koncepcję twardych i miękkich kwasów i zasad Pearsona b) Podziel wymienione niżej jony na twarde i miękkie kwasy i zasady: I -, Na +, Ag +, OH -, NO - 3. c) W oparciu o regułę twardych i miękkich kwasów i zasad Pearsona wyjaśnij dlaczego jony żelaza(iii) częściej tworzą minerały tlenkowe np. hematyt Fe 2 O 3, natomiast jony żelaza(ii) minerały siarczkowe np. piryt FeS 2. d) Wyjaśnij dlaczego wapń i magnez występują w przyrodzie często w postaci węglanów, a takie metale jak miedź czy srebro w postaci rodzimej lub w postaci siarczków. e) Podaj przykłady minerałów (wzory i nazwy) jakie tworzą: i) miękkie kwasy: Cu +, Ag +, Hg 2+ ii) twarde kwasy: Fe 3+, Al 3+, Ca 2+ f) Porównaj promienie w następujących parach jonów, a następnie wyjaśnij przyczynę różnicy: a) Mg 2+ i Ca 2+ ; b) O 2- i F - ; c) Mg 2+ i Al 3+ ; d) O 2- i S 2- ; e) Ca 2+ i K + ; f) S 2- i Cl - 2. Według klasyfikacji geochemicznej pierwiastki chemiczne można podzielić na dwie grupy, w zależności od ich powinowactwa do tlenu lub siarki. Podaj przykłady związków (minerałów) wzory i nazwy - jakie tworzą pierwiastki oksofilne (tlenolubne) oraz pierwiastki sulfofilne (siarkolubne).

2 3. Wyjaśnij pojęcia: energia jonizacji, powinowactwo elektronowe. Jak zmieniają się te wielkości w grupie i w okresie w układzie okresowym pierwiastków. 4. Przedstaw główne metody laboratoryjne oraz przemysłowe otrzymywania wodoru. 5. Napisz równania reakcji zachodzące na katodzie(-) oraz na anodzie(+) podczas elektrolizy rozcieńczonych roztworów H 2 SO 4 oraz NaOH. 6. Wyjaśnij przyczyny związane z trudnością przyporządkowania wodoru do określonej grupy w układzie okresowym. 7. Omów właściwości fizyczne i chemiczne wodorków jonowych (przykłady nazwy i wzory, właściwości chemiczne wynikające z charakteru wiązania chemicznego równania reakcji, zastosowanie). 8. Porównaj właściwości fizyczne wodorków jonowych, kowalencyjnych oraz metalicznych. 9. Porównaj właściwości fizyczne tlenowcowodorów H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te (budowa, temperatury wrzenia, krzepnięcia). 10. Opisz strukturę i właściwości fizyczne lodu. Dlaczego lód nie tonie w wodzie? 11. Budowa cząsteczki nadtlenku wodoru. 12. Metody otrzymywania nadtlenku wodoru oraz jego zastosowanie. 13. Przedstaw właściwości fizyczne nadtlenku wodoru (porównaj z właściwościami fizycznymi wody). 14. Opisz zapisując odpowiednie równania reakcji właściwości utleniające i redukujące nadtlenku wodoru.

3 15. Przykłady związków nieorganicznych oraz enzymów biorących udział w katalitycznym rozkładzie nadtlenku wodoru. 16. Sposoby zwiększania trwałości handlowych preparatów H 2 O Wyjaśnij terminy: woda konstytucyjna, woda krystalizacyjna, woda sieciowa oraz higroskopijna (podaj przykłady). 17. Struktura zeolitów. Woda zeolityczna (śródwięźbowa). 18. Hydraty (przykłady związków). Kiedy można otrzymać sole bezwodne w wyniku ogrzewania związku (sposoby usuwania wody ze związków nieorganicznych i koordynacyjnych)? 19. Przebieg procesów dehydratacji minerałów (przykłady, równania reakcji). 20. Wpływ klimatu na procesy hydrolizy minerałów (na przykładzie skalenia potasowego). 21. Przedstaw, podając odpowiednie równania reakcji, główne metody laboratoryjne otrzymywania tlenu. 22. Substancje paramagnetyczne i diamagnetyczne przykłady. 23. Przedstaw schemat orbitali molekularnych cząsteczki O 2. Obliczyć rząd wiązania obojętnej cząsteczki tlenu oraz jonów O + 2, O 2 i O 2 2. Podaj nazwy tych jonów. 24. Oblicz rząd wiązania w cząsteczkach N 2, O 2 i F 2. Podaj zależność między rzędem wiązania, a jego długością oraz energią. 25. Przedstaw schematy orbitali molekularnych O + 2, O 2,O 2 2, N 2, i F 2, a następnie wskaż, które z wymienionych jonów i cząsteczek wykazują właściwości paramagnetyczne. 26. Na skutek absorpcji energii cząsteczka O 2 ulega wzbudzeniu przechodząc na jeden z dwóch stanów wzbudzenia, w których jest singletem ( 1 O 2 ). Na podstawie schematu orbitali

4 molekularnych przedstaw, jak zmieniają się właściwości magnetyczne cząsteczki tlenu ze zmianą stanu z podstawowego na wzbudzony. 27. Porównaj reaktywność cząsteczek tlenu w stanie trypletowym ( 3 O 2 ) i singletowym ( 1 O 2 ) oraz wyjaśnij przyczynę różnic. 28. Podaj wzór strukturalny cząsteczki ozonu O 3 oraz hybrydyzację atomu centralnego. 29. Przedstaw za pomocą równań reakcji chemicznych właściwości utleniające ozonu. 30. Jak zmienia się charakter wiązania chemicznego w związkach: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, SO 3 oraz Cl 2 O 7? 31. Podaj przykłady (nazwy oraz wzory) związków, w których tlen występuje na dodatnich stopniach utlenienia. 32. Występowanie litowców w przyrodzie. 33. Otrzymywanie litowców. 34. Konfiguracja elektronowa, promienie atomowe oraz jonowe litowców. 35. Reakcje litowców z wodą i z tlenem. 36. Właściwości magnetyczne jonu nadtlenkowego O 2 2- oraz jonu ponadtlenkowego O 2 - (diagramy orbitali molekularnych). 37. Reakcje Li 2 O, Na 2 O 2 i KO 2 z wodą. 38. Otrzymywanie (metody przemysłowe), właściwości fizykochemiczne oraz zastosowanie NaOH, Na 2 CO Występowanie berylowców w przyrodzie. 40. Na podstawie koncepcji twardy i miękkich kwasów i zasad wyjaśnij przyczynę trwałości struktur tj. CaCO 3 (wapień, kreda, marmur), MgCO 3 CaCO 3 (dolomit), CaF 2 (fluoryt).

5 41. Reakcje berylowców z wodą. 42. Wiązania chemiczne w związkach berylowców. Przykłady. 43. Tlenki i wodorotlenki berylowców otrzymywanie, właściwości chemiczne oraz zastosowanie w przemyśle. 44. Rozpuszczalność soli berylowców. 45. Węglany oraz wodorowęglany berylowców. Zjawiska krasowe. Twardość wody oraz sposoby jej usuwania (patrz skrypt UG). 46. Występowanie borowców w przyrodzie. 47. Borany przykłady, otrzymywanie, budowa, reaktywność (z wodą, tlenem, chlorem, amoniakiem). 48. Budowa, właściwości chemiczne oraz zastosowanie boraksu Na 2 B 4 O 7 10H 2 O i kwasu ortoborowego H 3 BO Budowa i właściwości azotku boru (BN) x oraz borazyny B 3 H 6 N Zdolność borowców do tworzenia związków addycyjnych. 51. Metoda aluminotermiczna. Przykłady. 52. Stopnie utlenienia borowców w związkach chemicznych w powiązaniu z efektem biernej pary elektronowej. 53. Opisz podobieństwo jonów Tl + do jonów K +, Rb + i Ag Występowanie węglowców w przyrodzie. 55. Trwałość stopni utlenienia węglowców (przykłady). 56. Odmiany alotropowe węgla. 57. Otrzymywanie, struktura oraz właściwości chemiczne i fizyczne CO i CO Węgliki (jonowe, kowalencyjne, międzywęzłowe) właściwości chemiczne i fizyczne. 59. Właściwości chemiczne i fizyczne SiO 2 oraz H 4 SiO 4.

6 60. Silany, chlorosilany, siloksany, silikony otrzymywanie, właściwości fizykochemiczne. 61. Zastosowanie silikonów. 62. Stopy zawierające cynę. 63. Reakcje metalicznej cyny i ołowiu z kwasami i zasadami (patrz skrypt UG). 64. Właściwości chemiczne oraz zastosowanie SnCl Jak rozróżnić w roztworze jony Sn 2+ od jonów Sn 4+? 66. Właściwości chemiczne oraz zastosowanie PbO, PbO 2 oraz Pb 3 O Występowanie azotowców w przyrodzie. 68. Omów proces amonifikacji, nitryfikacji, denitryfikacji (przykłady równań reakcji) 69. Otrzymywanie azotowców. 70. Odmiany alotropowe fosforu. 71. Struktura, właściwości chemiczne i fizyczne fosforu białego oraz czerwonego. 72. Struktura, właściwości chemiczne (kwasowo-zasadowe, utleniająco-redukujące) połączeń azotowców z wodorem XH Otrzymywanie amoniaku w przemyśle i w laboratorium. 74. Właściwości chemiczne pochodnych amoniaku: NaNH 2, Mg 3 N 2, HN 3, N 2 H Tlenki i kwasy azotu budowa, otrzymywanie, właściwości fizyczne i chemiczne. 76. Otrzymywanie kwasu azotowego(v) w przemyśle. 77. Zastosowanie kwasu azotowego(v) w laboratorium, oraz w przemyśle do produkcji nawozów sztucznych, do produkcji materiałów wybuchowych (przykłady). 78. Struktura oraz właściwości chemiczne tlenków fosforu oraz kwasów H 3 PO 3 oraz H 3 PO Rola fosforu w roślinie. 80. Związki fosforu łatwo dostępne dla roślin. Nawozy fosforanowe.

7 81. Budowa oraz właściwości chemiczne tlenków oraz kwasów arsenu, antymonu oraz bizmutu. 82. Występowanie siarki w przyrodzie. 83. Odmiany alotropowe siarki. 84. Struktura oraz właściwości chemiczne siarkowodoru. 85. Otrzymywanie, struktura oraz właściwości chemiczne SO 2, SO 3 oraz H 2 SO Zastosowanie kwasu siarkowego(vi) do otrzymywania nawozów mineralnych. 87. Akumulator ołowiowy (ogniwo pracujące odwracalnie) oraz elektrolizer schemat budowy oraz równania reakcji elektrodowych. 88. Struktura oraz właściwości chemiczne jonów tiosiarczanowych S 2 O 3 2- ditiosiarczanowych S 4 O oraz 89. Występowanie fluorowców w przyrodzie. 90. Stopnie utlenienia fluorowców. Przykłady. 91. Właściwości chemiczne fluorowców X 2. Zmiana reaktywności oraz właściwości utleniająco-redukujących w grupie. Przykłady. 92. Rozpuszczalność fluorowców w wodzie oraz w rozpuszczalnikach organicznych. 93. Reakcje wolnych fluorowców z roztworami mocnych wodorotlenków. 94. Wpływ stopnia utleniania atomu centralnego na moc oraz właściwości utleniającoredukujące oksokwasów halogenowych. 95. Związki fluorowców z tlenem. Przykłady. 96. Występowanie helowców w przyrodzie. 97. Przedstawiając schemat orbitali molekularnych He + 2 oraz hipotetycznej cząsteczki He 2, wyjaśnij dlaczego helowce nie tworzą cząsteczek dwuatomowych X Otrzymywanie helowców.

8 99. Związki chemiczne helowców. Otrzymywanie oraz właściwości chemiczne XePtF Zastosowanie helowców Właściwości fizyczne i chemiczne Cr, Mn, Fe, Cu, Ag, Zn oraz ich związków patrz skrypt UG.

Podobne dokumenty

CHEMIA NIEORGANICZNA

AKADEMIA GÓRNICZO HUTNICZA WYDZIAŁ ENERGETYKI I PALIW I r. EiP (Technologia Chemiczna) CHEMIA NIEORGANICZNA Prof. dr hab. Leszek CZEPIRSKI Wykład (W) - 28h (egzamin) Ćwiczenia audytoryjne (ĆW) - ( 28h