Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы. Характеристика элементов главной подгруппы II группы снижению энергии активации
Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Таблица 18 – Характеристика элементов 2Ап/группы
| Атомный номер | Название | Атомная масса | Электронная конфигурация | г/см 3 | tпл. C | tкип. C | ЭО | Атомный радиус, нм | Степень окисления |
| Бериллий Be | 9,01 | 2s 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Магний Mg | 24,3 | 3s 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Кальций Ca | 40,08 | 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Стронций Sr | 87,62 | 5s 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Барий Ba | 137,34 | 6s 2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Радий Ra | 7s 2 | 6 | 700 | 0,9 | – | +2 |
Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns 2 . В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.
Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.
В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO 3 (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO 4 , гипс CaSO 4 ∙ 2H 2 O , флюорит CaF 2 и фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO 3 , доломита MgCO 3 ∙ CaCo 3 , карналлита KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.
Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.
Радий является радиоактивным химическим элементом.
Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.
1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты:
2Be + O 2 = 2BeO
Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях.
Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:
Mg + Cl 2 = MgCl 2
При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:
Ca + H 2 = CaH 2 (гидрид кальция)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (нитрид магния)
Ca + 2C = CaC 2 (карбид кальция)
Карибит кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C 2 H 2 – важного продукта хим. промышленности:
CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn 3 , Ca 2 Sn.
2. Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании:
Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2
Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:
Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2
Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:
2Ca + 10HNO 3 (разб.) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.
4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:
Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.
5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
V 2 O 5 + 5Ca = 2V + 5CaO
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:
BeF 2 + Mg = Be + MgF 2
MgO + C = Mg + CO
3CaO + 2Al = 2Ca + Al 2 O 3
3BaO + 2Al = 3Ba + Al 2 O 3
Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl 2 с ртутным катодом.
Получение:
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO 3 – t° = CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 – t° = 2MgO + 4NO 2 + O 2
Определение жесткости воды имеет большое практическое значение и широко применяется в технике, промышленности и сельском хозяйстве.
Вода приобретает жесткость при взаимодействии с солями кальция и магния, содержащимися в земной коре. Растворение карбонатов кальция и магния происходит при взаимодействии углекислого газа почвы с указанными солями.
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2
МgCO 3 + CO 2 + H 2 O = Mg(HCO 3) 2
Образовавшиеся бикарбонаты растворяются в грунтовых водах. Гипс СаSO 4
немного непосредственно растворим в воде.
Различают временную, постоянную и общую жесткость.
Временная, или карбонатная, жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. Эта жесткость легко устраняется при кипячении: t 0
Са(НСО 3) 2 = СаСО 3 + Н 2 О + СО 2
Mg(HCO 3) 2 = МgCO 3 + CO 2 + H 2 O
Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней солей кальция и магния, не дающих осадка при кипячении (сульфаты и хлориды). Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды . Она определяется суммарным числом миллимолей эквивалентов ионов Са 2+ и Мg 2+ в 1 л воды (ммоль/л) или тысячных долей молярных масс эквивалентов Са 2+ и Мg 2+ в 1 литре воды (мг/л).
Примечание: при расчетах, связанных с жесткостью воды надо учитывать, что Э(Са 2+) = 1/2Са 2+ и Э(Мg 2+) = 1/2 Мg 2+ , а Мэ(Са 2+) = 1/2М иона Са 2+ = 20г/моль и Мэ(Мg 2+) = ½ М иона Мg 2+ = 12 г/моль. Тогда: 0,02г – это масса 0,001 моль или 1ммоль эквивалентов Са 2+ .
По значению общей жесткости воду классифицируют следующим образом:
1. мягкая (< 4 ммоль/л),
1. среднежесткая (4-8 ммоль/л),
2. жесткая (8-12 ммоль/л),
3. очень жесткая (>12 ммоль/л).
Жесткая вода не пригодна для проведения технологических процессов в ряде отраслей и промышленности. При работе парового котла на жесткой воде, его нагреваемая поверхность покрывается накипью, т.к. накипь плохо проводит тепло, прежде всего становиться неэкономной сама работа котла. Уже слой накипи толщенной 1 мм повышает расход топлива приблизительно на 5%. Кроме того, изолированные от воды стенки котла могут нагреться до очень высоких температур. При этом стенки окисляются и теряют былую прочность, что может привести к взрыву котла. Пользование жесткой водой увеличивает расход моющих средств, затрудняет стирку белья, мытье волос и другие операции, связанные с потреблением мыла. Обусловлено это нерастворимостью солей двухвалентных металлов и входящих в состав мыла органических кислот, из за чего с одной стороны загрязняются омываемые предметы, а с другой - непроизводительно расходуется мыло.
Снизить жесткость воды можно различными способами:
1) кипячение (только для временной жесткости);
2) химический способ (с использованием Са(ОН) 2 , Na 2 CO 3 , (NaPO 3) 6 или Na 6 P 6 O 18, Na 3 PO 4 и др.)
3) метод ионного обмена с использованием адюмосиликатов:
Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + Ca(HCO 3) 2 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + 2NaHCO 3
Na 2 H 4 Al 2 Si 2 O 10 + CaSO 4 = CaH 4 Al 2 Si 2 O 10 + Na 2 SO 4
и с помощью ионно-обменных смол, представляющих собой высокомолекулярные органические вещества, содержащие кислотные или основные функциональные группы.
Для умягчения воды используют также катиониты. Например, при пропускании жесткой воды через катионит типа RNa протекают следующие процессы ионного обмена:
2RNa + Ca 2+ =R 2 Ca + 2Na +
2RNa + Mg 2+ =R 2 Mg + 2Na +
Лучшим способом умягчения воды является ее перегонка.
Жесткость воды определяют с использованием титриметрических методов количественного анализа, являющегося разделом аналитической химии
Задания для контроля усвоения темы
1. На осаждение гидрокарбонатов кальция и магния из 2л воды израсходовано 2,12г карбоната натрия. Определите жесткость воды.
2. Карбонатная жесткость воды равна 40 мг/л эквивалентов. При кипячении 120л этой воды выделилось 216,8г осадка смеси карбоната кальция и гидроксокарбоната магния. Определите массу каждого компонента смеси.
3. Жесткая вода содержит 50мг/л гидрокарбоната кальция и 15мг/л сульфата кальция. Сколько (по массе) карбоната натрия потребуется для умягчения 1м 3 такой воды?
4. Какую массу фосфата натрия надо прибавить к 500мл воды. Чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 ммоль эквивалентов?
5. Рассчитайте чему равна жесткость воды в 100л которой содержится 14,632г гидрокарбоната магния?
6. При определении жесткости воды комплексометрическим методом, на титрование 100мл воды потребовалось 5мл 0,1н. раствора трилона Б. Рассчитайте жесткость воды.
7. К 100л жесткой воды прибавили 12, 95г гидроксида кальция. На сколько понизилась карбонатная жесткость воды?
8. К жесткой воде, содержащей 1г сульфата кальция в литре, добавили избыток соды. Какова жесткость исходной воды в мг/л эквивалентов. Сколько граммов осадка выпадет после полного устранения жесткости из 1м 3 такой воды?
9. Сточная вода химического завода содержит в одном литре 5г кальциевой селитры м 2г поваренной соли. Какова жесткость этой воды в ммоль/л. Какое вещество и в каком количестве следует добавить к 10л такой воды для полного устранения жесткости?
10. Минеральная вода «Нарзан» содержит в одном литре 0,3394г кальция и 0,0884г магния в виде ионов. Какова общая жесткость нарзана в ммоль/л? Какое вещество и в каком количестве следовало бы добавить к одному кубометру «нарзана» для полного удаления жесткости?
11. Какова жесткость воды (в ммоль/л) , если для ее устранения к 100л воды потребовалось добавить 15,9 г безводной соды?
12. Вычислите жесткость воды, зная, что в 600л ее содержится 65,7г гидрокарбоната магния и 61,2 сульфата калия.
13. Растворимость гипса в воде равна 8 · 10 -3 моль/л. Какова жесткость такого (насыщенного) раствора в мг/л? Какое вещество и в каком количестве следует прибавить к одному кубометру такой воды для полного устранения ее жесткости?
14. При кипячении 250мл воды, содержащей гидрокарбонат кальция, выпал осадок массой 3,5мг. Чему равна жесткость воды?
15. Определите карбонатную жесткость, если на титрование 200мл воды израсходовано 8мл 0,05н. раствора НСl.
Азот (лат. Nitrogenium – рождающий селитры), химический элемент второго периода 5 группы, главной подгруппы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. В свободном виде – газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Состоит из двухатомных молекул N2, обладающих высокой прочностью. Относится к неметаллам. Природный азот состоит из нуклидов 14N (содержание в смеси 99,635% по массе) и 15N. Конфигурация внешнего электронного слоя 2s2 2p3. Радиус нейтрального атома азота 0,074 нм, радиус ионов: N3- - 0,132; N3+ - 0,030 и N5+ - 0,027 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома азота равны, соответственно, 14,53; 29,60; 47,45; 77,47 и 97,89 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность азота 3,05. Тип кристаллической решетки – молекулярная.
Химически азот довольно инертен и при комнатной температуре реагирует только с металлом литием с образованием твердого нитрида лития Li3N. 6Li+N2 2Li3N. В соединениях проявляет различные степени окисления (от -3 до +5). С водородом образует аммиак NH3, N2+3H2 2NH3. Косвенным путем (не из простых веществ) получают гидразин N2H4 и азотистоводородную кислоту HN3. Соли этой кислоты – азиды. Известно несколько оксидов азота. С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF3, NCl3, NBr3 и NI3, а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF3).
Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые – при хранении) на простые вещества. Так NI3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI3 взрывается: 2NI3 N2+3I2. Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами. При нагревании азот реагирует с магнием и щелочноземельными металлами, при этом возникают солеобразные нитриды общей формулы M3N2, которые разлагаются водой с образованием соответствующих гидроксидов и аммиака, например: Ca3N2+6H2O 3Ca(OH)2+2NH3
Аналогично ведут себя и нитриды щелочных металлов. Взаимодействие азота с переходными металлами приводит к образованию твердых металлоподобных нитридов различного состава. Например, при взаимодействии железа и азота образуются нитриды железа состава Fe2N и Fe4N. При нагревании азота с ацетиленом С2Н2 может быть получен цианистый водород НСN. Из сложных неорганических соединений азота наибольшее значение имеют азотная кислота HNO3, ее соли нитраты, а также азотистая кислота HNO2 и ее соли нитриты. N2+O2 2NO 3Ca+N2 Ca3N2 2NO+O2 2NO2 4NO2+O2+2H2O 4HNO3
В природе свободный (молекулярный) азот входит в состав атмосферного воздуха (в воздухе 78,09% по объему и 75,6 по массе азота), а в связанном виде – в состав двух селитр: натриевой NaNO3(чилийская селитра) и калиевой KNO3(индийская селитра) – и ряда других соединений. По распространенности в земной коре азот занимает 17-е место, на его долю приходится 0,0019% земной коры по массе. Несмотря на свое название, азот присутствует во всех живых организмах (1-3% на сухую массу), являясь важнейшим биогенным элементом. Он входит в состав молекул белков, нуклеиновых кислот, коферментов, гемоглобина, хлорофилла и многих других биологически активных веществ. Некоторые, так называемые азотфиксирующие, микроорганизмы способны усваивать молекулярный азот воздуха, переводя его в соединения, доступные для использования другими организмами.
В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжимают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (-195,8), чем другого компонента воздуха – кислорода (-182,9), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара. В лаборатории чистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH4Cl к твердому нитриту натрия NaNO2: NaNO2+NH4Cl NaCl+N2+2H2O. Можно также нагревать твердый нитрит аммония: NH4NO2 N2+2H2O
В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент, его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.
Оксид азота (1) N2O закись азота, «веселящий газ» Физические свойства: Газ, бесцветный, запах сладковатый, приятный привкус, растворим в воде, t пл.= -91 C, t кип.= -88,5 С, анестезирующее средство, тяжелее воздуха, негорючий, не поддерживает горение. Получение NH4NO3 NO2 + 2H2O Химические свойства: 1)Разлагается при 700 С с выделением кислорода: 2N2O 2N2 + O2 Поэтому он поддерживает горение и является окислителем
2) C водородом: N2O + H2 N2 + H2O 3) Несолеобразующий Оксид азота (2) NO окись азота Физические свойства: Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, tпл.= -164 С, tкип.= -152 С Получение: 1)Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2) 3Cu + 8HNO3(разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3)Во время грозы N2 + O2 2NO
Химические свойства: 1)Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 2NO2 2NO + Cl2 2NOCl (хлористый нитрозил) 2) Окислитель 2NO + 2SO2 2SO3 + N2 3) Несолеобразующий Оксид азота (3) N2O3 азотный ангидрид Физические свойства: Темно-синяя жидкость (при низких температурах), термически неустойчив, tпл.= -102 С, tкип.= 3,5 С. Выше tкип. Разлагается на NO и NO2, N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.
Получение: NO2 + NO N2O3 Химические свойства: Все свойства кислотных оксидов N2O3 + 2NaOH 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O Оксид азота (4) NO2 двуокись азота, диоксид азота Физические свойства: Бурый, ядовитый газ, раздражающий, резкий запах, удушливый, тяжелее воздуха, сильный окислитель, ядовит, tпл.= -11,2 С, tкип.= 21 С Получение: 1)2NO + O2 2NO2 2)Сu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Химические свойства: 1)Кислотный оксид с водой 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3 с щелочами 2NO2 + 2NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O 2) Окислитель NO2 + SO2 SO3 + NO 3) Димеризация 2NO2(бурый газ) N2O4(бесцветная жидкость) Оксид азота (5) N2O5 азотный ангидрид
Физические свойства: Белое кристаллическое взрывчатое вещество, сильный окислитель, летучее, неустойчивое вещество. Получение: 1)2NO2 + O3 N2O5 + O2 2)2HNO3 + P2O5 2HPO3 + N2O5 Химические свойства: 1)Кислотный оксид N2O5 + H2O 2HNO3 2) Cильный окислитель 3) Легко разлагается (при нагревании – со взрывом): 2N2O5 4NO2 + O2
Тема: ВТОРАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
1 Характеристика . Атомы элементов 2 группы периодической системы в наружном электронном слое имеют 2 электрона, удаленные на» значительное расстояние от ядра. Поэтому эти 2 электрона, сравнительно легко отщепляются от атомов, которые превращаются при этом в положительные двухзарядные ионы.
Различие в структуре второго наружного слоя у ряда элементов второй группы обусловливает существование двух подгрупп: главной, включающей щелочно-земельные металлы (бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий) и побочно* подгруппы, включающей элементы: цинк, кадмий и ртуть.
Все элементы, входящие в главную подгруппу, кроме бериллия и радия, обладают ярко выраженными металлическим» свойствами.
Чем больше атомная масса, тем более электроположителен металл. Так, барий является таким же сильным восстановителем, как и щелочные металлы. С водой оксиды щелочно-зе-мельных металлов образуют гидроксиды, растворимость которых увеличивается от гидроксида бериллия к гидроксиду бария. В той же последовательности возрастает и основной характер этих соединений.
Элементы побочной подгруппы (Zn, Cd, Hg), также как и элементы главной подгруппы, проявляют степень окисленности, равную +2, но между ними есть и различие, обусловленное разными размерами радиусов их атомов и ионизационными потенциалами.
Металлические свойства элементов побочной подгруппы ослабевают от цинка к ртути. Их гидроксиды нерастворимы в воде и обладают слабоосновными свойствами.
Для медицины представляют интерес элементы Mg, Са, Ва, Zn и Hg. Все эти элементы входят в состав структуры важнейших лекарственных препаратов.
Наиболее токсичным из элементов II группы является барий в своих растворимых соединениях, которые применяются лишь в качестве реактивов и ядов для насекомых и грызунов. В медицине находит применение, главным образом, бария сульфат, практически нерастворимая ни в одном растворителе соль.
2. СОЕДИНЕНИЯ МАГНИЯ
Магний широко распространен в природе. Не встречается в свободном виде, а лишь в виде соединений- карбонатов, образуя минералы доломит MgC0 3 *CaCO 3 и магнезит MgC0 3.. Магний входит в состав силикатов- талька 3MgO*4Si0 2 *H 2 0 и др.
Соли магния содержатся также в почве, в природных водах, особенно морской, и многих минеральных источниках.
Значение магния велико. Он входит в состав зеленого растительного пигмента - хлорофилла, участвуя в процессе фотосинтеза растений.
Соединения магния играют значительную роль в деятельности ЦНС живых организмов.
По физиологическому действию магний является антагонистом кальция. Так, если соли магния вызывают наркоз и паралич, то соединения кальция снимают это явление. Наоборот, действие, оказываемое соединениями кальция, снимается магнием.
Фармакопейными препаратами магния являются: магния окись, магнезия жженая, магния карбонат основной, магнезия- белая, Магния трисиликат, магния сульфат.
Первые три препарата проявляют антацидное действие, т. е. применяются при повышенной кислотности желудочного сока. Они действуют так же, как очень легкие слабительные средства. Магния сульфат применяется в качестве успокаивающего, спазмолитического и слабительного средства
Магния сульфат Magnesii sulfas
MgS0 4- 7H 2 0 М. м. 246,50
Магния сульфат как лечебное средство стал впервые применяться в Англии- английская или горькая соль.
А) Получение. Магния сульфат распространен в природе в виде кизерита MgS0 4 *7H 2 0. В большом количестве магния сульфат находится в морской воде.
Получают препарат из магнезита MgC0 3 , обрабатывая его серной кислотой.
MgCO 3 + H 2 S0 4 > MgS0 4 + C0 2 + H 2 О
Полученный раствор концентрируют упариванием до кристаллизации, при этом получается MgS0 4 *7H 2 0.
Б) Свойства. Бесцветные призматические кристаллы, выветривающиеся на воздухе, солено-горького вкуса, без запаха. Хорошо растворяется в воде, практически не растворим в спирте.
В) Подлинность
ГФ - на Mg 2+ , образование осадка двойного фосфата аммония и магния при
взаимодействии препарата с двухзамещенным фосфатом натрия в аммиачном растворе в присутствии хлорида аммония.
MgS0 4 + Na Н P0 4 + NH 4 OH = MgNH 4 P0 4 + Na 2 S0 4 + H 2 0
Белый
Если эту реакцию проводить капельным методом на предметном стекле, образующиеся кристаллы определенной формы, что может служить подтверждением подлинности препарата.
ГФ - С органическим ре-ом 8-оксихинолином, в присутствии аммиачного раствора с добавлением хлорида аммония NH 4 C1 образуется магния оксихинолят окрашенный в зеленовато-желтый цвет.
ГФ - Сульфат-ион открывается раствором хлорида бария выпадает белый молочный осадок сульфата бария. Нерастворим в кислотах и щелочах.
MgS 0 4 + ВаС1 2 = Mg С1 2 + BaS 0 4
Г) Чистота . Допускаются мышьяк не более 0,0002%, хлоридов, тяжелых металлов, влаги.
В препарате, применяемом для инъекций Solutio Magnesii sulfatis 20% aut 25% pro injectionibus проводят испытание на марганец.
ГФ комплексометричекский метод титрования. К раствору препарата добавляют аммиачный буферный раствор, индикатор кислотный хром чёрный чпециальный, титруют трилоном Б до перехода красного цвета в синий. Д.б. 99% -102%
Е) Применение. Спазмалитик миотропный, слабительное.
Применяется в качестве слабительного средства по 1530 г на прием внутрь.
При парентеральном применении магния сульфат оказывает успокаивающее действие на ЦНС.
Как спазмолитическое средство при гипертонической болезни в виде 25% раствора (подкожно);
Для обезболивания родов по 1020 мл 25% раствора внутримышечно;
В качестве противосудорожного средства в тех же дозах, «что и при обезболивании родов;
Как желчегонное средство 2025% раствор (внутрь).
В случае угнетения дыхания, связанного с передозировкой (курареподное), применяют внутривенно 10% раствор кальция хлорида.
Выпуск: в порошке, 10%, 20%, 25% раствор в ампулах, по 2,5, 10 и 20 мл.
Порошок в пакетиках 10,0- 50,0. Кормагнезин, 32% магния-Диаспорал форте
ё) Хранение: сухое, прохладное место.
3. СОЕДИНЕНИЯ КАЛЬЦИЯ
Кальций широко распространён в природе. Благодаря высокой химической активности находится в природе лишь в связанном состоянии. Он встречается в виде многочисленных отложений известняков, мела и мрамора это природные разновидности карбоната кальция СаСОз. Встречаются также гипс CaS0 4 -2H 2 0, фосфорит Са 3 (Р0 4 ) 2 и силикаты.
Все природные соединения кальция, особенно карбонаты, служат источниками получения медицинских препаратов кальция, чаще используют мрамор как наиболее чистый.
Кальций играет важную роль в жизнедеятельности организма. Он входит в состав зубной ткани, костей, нервной ткани, мышц, крови. Ионы кальция усиливают жизнедеятельность клеток, способствуют сокращению скелетных мышц и мышцы сердца, необходимы для формирования костной ткани и процесса свертывания крови.
С уменьшением концентрации ионов кальция в крови повышается возбудимость мышц, что нередко приводит к судорогам. Растворы солей кальция снимают зуд, вызванный аллергическим состоянием, поэтому их относят к антиаллергическим средствам.
Из соединений кальция в медицине применяются окись кальция (известь жженая), сульфат кальция жженый (гипс жженый), карбонат кальция осажденный (мел осажденный), хлорид кальция и соли органических кислот (глицерофосфат кальция, глюконат кальция и др.). Фармакопейным препаратом является кальция хлорид.
Кальция хлорид Calcii chloridum
СаС1 2 -6Н 2 0 М. м. 219,08
А) Получение. Кальция хлорид, предназначенный для медицинских целей, получают обработкой карбоната кальция (мрамора) хлороводородной к-ой.
СаСО 3 + 2НС1 = CaCl 2 + C0 2 + Н 2 О
Из воды выкристаллизовывается чистый хлорид кальция СаС1 2 -6Н 2 0.
Б) Свойства. Представляет собой бесцветные призматические кристаллы без запаха, горько-соленого вкуса; очень легко растворим в воде, вызывая при этом сильное охлаждение раствора. Легко растворим в 95% спирте.
Препарат очень гигроскопичен и на воздухе расплывается. При температуре 94°С плавится в своей кристаллизационной воде. Водные растворы имеют нейтральную реакцию. При нагревании до 200°С теряет часть своей кристаллизационной воды и превращается в дигидрат хлорида кальция СаС1 2 -2Н 2 0, Гигроскопичность препарата и способность его расплываться под влиянием влаги делают состав этой соли непостоянным, что может привести к неточной дозировке при изготовлении лекарств с кальция хлоридом. Учитывая это, в аптеках готовят 50% раствор его (Calcium chloratum solutum 50%) и из этого концентрата готовят необходимые ЛС.
В) Подлинность:
ГФ - реакцией на Са 2+ реакция с оксалатом аммония,
(NH 4 ) 2 C 2 0 4 + СаС 1 2 = CaC 2 0 4 + 2NH 4 Cl
Белый осадок
Осадок растворим в минеральных кислотах и нерастворим в уксусной кислоте.
Образование белого осадка при взаимодействии препарата с серной кислотой или сульфатами щелочных металлов.
CaCl 2 + H 2 S0 4 = CaS0 4 + 2НС1
Белый осадок
Осадок сульфата кальция растворяется в сульфате аммония с образованием бесцветного комплекса.
ГФ- соли кальция окрашивают пламя горелки в кирпично-красный цвет.
ГФ на хлориды с нитратом серебра
CaCl 2 + Ag N О 3 = Ag Cl +Ca (N О 3 ) 2
Белый творожистый осадок
Г) Чистота . В препарате не допускаются примеси растворимых солей бария, железа, алюминия, фосфатов.
Допускаются сульфаты, тяжелые металлы, мышьяк, соли магния по эталонам.
Д) Количественное определение
ГФ - определяется комплексометрически с индикатором кислотным хром темно-синим. При титровании трилоном Б при добавлении аммиачного буферного раствора происходит переход цвета раствора из вишнево-красного в синевато-сиреневый (индик эриохром чёрный специальный Т). Должно быть не менее 98,0%.
Фотометрический, - аргентометрия (Мора)
Флюорометрический, - рефрактометрия
Весовой (оксалатный).
Е) Применение. Антиаллергическое
Как кровоостанавливающее средство при легочных, желудочно-кишечных, носовых и маточных кровотечениях;
В хирургической практике для повышения свертываемости крови;
При аллергических заболеваниях (бронхиальная астма, крапивница) для снятия зуда;
В качестве противоядия при отравлении солями магния.
Противовоспалительное, при простудных заболеваниях
Препарат назначается внутрь в виде 510% раствора, внутривенно 10% раствор. Нельзя вводить подкожно и внутримышечно, так как в этом случае могут возникнуть некрозы.
Форма выпуска: порошок, 10% раствор в ампулах.
ё) Хранение. В небольших, хорошо закупоренных стеклянных банках с пробкой, залитой парафином, в сухом месте.
4. СОЕДИНЕНИЯ ЦИНКА
В природе цинк встречается в виде минералов: галлит ZnCO 2 и цинковая обманка ZnS. Цинк найден в мышечной, зубной и нервной ткани организма человека. Применение соединений цинка в медицине основано на том, что цинк, дает соединения с белками альбуминаты, растворимые альбуминаты оказывают действие от слабовяжущего до прижигающего. Нерастворимые альбуминаты обычно образуют пленку на тканевой поверхности и таким образом способствуют заживлению ткани (подсушивающее действие) .
Соединения цинка в больших дозах токсичны, при местном применении они могут быть использованы в качестве вяжущих и прижигающих средств. При введении внутрь соединения цинка вызывают рвоту.
Фармакопейными препаратами цинка являются цинка окись и цинка сульфат.
Цинка сульфат Zinci sulfas
ZnSO4 *7H 2 0 М. м. 287,54
Цинка сульфат применялся в медицине с давних времен под названием белого купороса в отличие от окрашенных медного и железного купоросов.
А) Получение. Из природной руды цинковой обманки ZnS, которую подвергают обжигу. При этом сульфид цинка превращается в оксид, который обрабатывается затем разбавленной серной кислотой, в результате образуется цинка сульфат в растворе. 2 ZnS + ЗО 2 = 2 ZnO + 2 SO 2
ZnO + Ha 2 S 0 4 = ZnS 0 4 + 4 H 2 O
Раствор, содержащий сульфат цинка, упаривают до кристаллизации соли в виде гептагидрата (ZnS0 4 -7H 2 0).
Б) Свойства. Бесцветные прозрачные кристаллы или мелкокристаллический порошок, имеющий вяжущий металлический вкус, без запаха, очень легко растворимый в воде, медленно в глицерине, не растворимый в спирте. На воздухе выветривается.
В) Подлинность.
ГФ - Сульфат-ион определяется по образованию белого осадка.
ZnS0 4 + Ва Cl 2 = Ва S0 4 + Zn Cl 2
Белый молочный, не растворим в кислотах и щелочах
ГФ- на Zn 2+ реакция с раствором сульфида натрия образуется сульфид цинка ZnS белого цвета (отличие от других солей тяжелых металлов).
ZnS0 4 +Na 2 S = ZnS 4 + Na 2 S0 4
Белый осадок
ГФ - Zn 2+ реакция с раствором ферроцианида калия выпадает бело-желтоватого цвета кристаллический осадок двойной соли, не растворимый в кислотах, но растворимый в щелочах. 3 ZnS 0 4 + 2 K 2 [ Fe (CN ) 6 ] = K 2 Zn 3 [ Fe (CN ) 6 ] 2 + 3 K 2 SO 4
Бел- желтоватого
Специфичной реакцией на цинк - реакция образования зелени Ринмана. ZnS 0 4 капают на фильтровальную бумагу и сверху нитрат кобальта, прокаливаем, при этом получается характерно зеленое окрашиваниезелень Ринмана: CoZnO 2
С дитизоном ионы Zn 2+ в щелочной среде образуют красное окрашивание.
Г) Чистота . Не д.б. примесей железа, меди, алюминия, магния кальция и других тяжелых металлов.
Допускается примесь мышьяка
Д) Количественное определение
ГФ комплексометрия. В присутствии аммиачного буферного раствора и индикатора кислотного хром черного специального (или эриохрома чёрного Т). Титруют трилоном Б до перехода цвета раствора из вишнево-красного в синевато-сиреневый.
Е) Применение наружно как антисептическое и вяжущее средство
В глазной практике в виде 0,1; 0,25; 0,5% растворов. В глазных каплях цинка сульфат часто прописывается вместе с борной кислотой.
В гинекологической практике для спринцевания в виде 0,10,5% раствора.
При кожных заболеваниях: прыщи, угри, дерматозы.
Редко назначается внутрь как рвотное средство.
Формы выпуска: порошок, капли глазные 0,1; 0,25; 0,5%, капли цинка сульфат с борной кислотой. Комбинированные: Цинкин, Цинктерал
ё) Хранение. С предосторожностью в хорошо закупоренных банках. Список Б.
Цинка окись Zinci oxydum
Представляет собой белый с желтоватым оттенком аморфный порошок, легко поглощающий углекислоту воздуха. Характерным свойством цинка окиси является то, что при прокаливании, она приобретает желтый цвет, при охлаждении белый.
Применяется цинка окись наружно в виде присыпок, мазей, линементов как вяжущее, подсушивающее и дезинфицирующее средство при кожных заболеваниях: дерматиты, потница, пролежни, опрелости, язвы, раны, ожоги.
5. СОЕДИНЕНИЯ РТУТИ
Ртуть представляет собой жидкий металл. Распространение ртути в природе невелико. Она встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы, но главным образом в виде сульфида ртути HgS (киноварь) ярко-красного цвета.
Фармакопейными препаратами являются соединения ртути, имеющие степень окисления равную +2: ртути окись желтая, ртути дихлорид, ртути амидохлорид, ртути оксицианид и ртути цианид.
Неорганические препараты ртути находят применение как антисептические, диуретические и слабительные средства.
Антисептическое действие соединений ртути основано на способности иона ртути осаждать белки. Диуретическое действие некоторых солей ртути связано с
тем, что, выделяясь через почки, они раздражают почечный эпителий и способствуют мочеотделению.
Аналогично соединения ртути, выделяющиеся через, кишечник и раздражающие его, проявляют слабительное действие.
Растворимые соли ртути очень ядовиты и относятся к списку А.
Ртути окись желтая Hydrargyri oxydum flavum
HgO M. м. 216,59
А) Получение . Используют реакции осаждения ее из растворимых солей ртути. Для этой цели чаще применяют дихлорид или нитрат ртути. В разбавленный раствор щелочи медленно вливают концентрированный раствор соли ртути (II).
Hg(NO 3 ) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + HgO + H2O
Ярко-желтыи осадок
После отстаивания осадка окиси ртути сливают жидкость, «осадок промывают до отсутствия щелочной реакции и высушивают. Все операции следует проводить в темноте, иначе может образоваться закись ртути Hg 2 0 черного цвета.
Б) Свойства. Тяжелый мелкодисперсный порошок желтого или оранжево-желтого цвета. Нерастворима в воде, но легко растворима в хлороводородной, азотной и уксусной кислотах. На свету постепенно темнеет.
В) Подлинность на Hg2+.
Для этого его обрабатывают разведенной хлороводородной кислотой, чтобы получить растворимую соль ртути (II), в которой и определяется катион Hg 2+
HgO + 2НС1 = HgCl 2 + Н,0
ГФ - реакция с растворами щелочей, выпадает осадок желтой окиси ртути.
HgCl 2 + 2КОН > HgO + 2КС + Н 2 0
Ярко-желтый осадок
ГФ - реакция с раствором йодида калия; образуется ярко-красного цвета осадок двуйодистой ртути, который растворяется в избытке йодида калия.
HgCl 2 + 2Kl = HgJ 2 + 2KCl HgJ 2 + 2KI > K 2
Ярко-красный Бесцветный раствор
Раствор этой комплексной соли известен под названием реактива Несслера и применяется в качестве весьма чувствительного реактива на NH 4+;
ГФ - реакция с раствором сульфида натрия; образуется коричнево-черный осадок, не растворимый в разведенной азотной кислоте.
HgCl 2 + NaS = HgS + 2NaCl
Коричиневато-чериый осадок
Г) Количественное содержание
ГФ - нейтрализация косвенно через взаимодействие с йодидом калия. При действии на ртути окись желтую раствором йодида калия образуется растворимая комплексная соль и щелочь, которая оттитровывается кислотой по метиловому оранжевому HgO + 4 KI + H 2 O > K 2 [ Hgl 4 ] + 2КОН
КОН +НС1 = КС1 + Н 2 0
Роданометрический метод: желтую окись ртути растворяют в азотной кислоте, и полученная соль титруется роданидом аммония в присутствии железоаммиачных квасцовдо до красного окрашивания.
Ж) Применение как нежное антисептическое средство для приготовления глазных мазей 2%.
Е) Хранить следует с предосторожностью в хорошо закупоренных банках из темного стекла, так как на свету может образоваться закись ртути, что обнаруживается по потемнению препарата. Список Б.
Тема ПЕРВАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
1.Характеристика. Все элементы, составляющие первую группу периодической системы, имеют на внешнем электронном слое только I электрон, который они с легкостью отдают, превращаясь в однозарядные положительные ионы. Этим объясняется их очень высокая реакционная способность по отношению к электроотрицательным элементам, например галогенам.
Главная подгруппа включает литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Побочную группу составляют медь, серебро и золото.
Элементы главной подгруппы носят название щелочных металлов, так как их оксиды при взаимодействии с водой образуют сильные щелочи. Соли щелочных металлов находят применение в медицине.
Наиболее широко применяются в медицине соли натрия и калия, описаны выше в препаратах, производных галогенов.
2. СОЕДИНЕНИЯ МЕДИ И СЕРЕБРА
Побочную подгруппу элементов первой группы составляют медь, серебро и золото. У них склонность к комплексообразованию, особенно у меди, а также способность восстанавливаться из соединений до свободного металла, при этом легче восстанавливается серебро, чем медь.
Из неорганических соединений меди в медицине находит применение сульфат меди. При приеме внутрь она оказывает рвотное действие; в качестве наружного средства применяется при катарах слизистых оболочек и язвах вследствие вяжущего, раздражающего и прижигающего действия.
Серебро относится к «благородным» металлам. В природе оно встречается главным образом в виде соединений с серой (Ag 2 S).
Применение препаратов серебра в медицине основано на его бактерицидных свойствах. Доказано, что ионы серебра убивают грам-положительные и грамотрицательные микроорганизмы, а также вирусы. Препараты серебра применяются в медицине внутрь и наружно как вяжущие антисептические и прижигающие средства при лечении кожных, урологических и глазных болезней.
Из соединений серебра наибольшее применение получил серебра нитрат (AgN03), как хорошее вяжущее и прижигающее средство. В медицине применяются также коллоидные препараты, где серебро связано с белком и только частично ионизировано. В коллоидных препаратах серебра сохраняются лишь дезинфицирующие свойства серебра и пропадает его прижигающее действие.
Все растворимые соединения меди и серебра ядовиты.
3. Серебра нитрат Argenti nitras
AgN0 3
А) Получение путем растворения медносеребряного сплава в азотной кислоте при нагревании. Чтобы очистить полученный серебра нитрат от примесей, его осаждают хлороводородной кислотой в виде хлорида серебра. Последний восстанавливают цинком, и серебро, освобожденное от примесей, снова растворяют в азотной кислоте.
Полученный серебра нитрат обрабатывают небольшим количеством воды, при стоянии выкристаллизовываются кристаллы. Выделенные кристаллы отфильтровывают, промывают водой и высушивают в темноте.
Б) Свойства бесцветные прозрачные кристаллы в виде пластинок или цилиндрических палочек лучисто-кристаллического строения в изломе. Легко растворим в воде, трудно в спирте. На свету кристаллы темнеют.
В) Подлинность
ГФ - Ag+ : с хлороводородной кислотой или ее солями выпадает белый осадок хлорида серебра, не растворимый в азотной кислоте и хорошо растворимый в растворе аммиака AgNO 3 + HCl = AgCI + HNO 3
Белый
AgCl + 2NH 4 0H = Cl + 2Н 2 О
ГФ - Ag+ восстановление до свободного серебра (реакция образования серебряного зеркала). К аммиачному раствору оксида серебра добавляют раствор формальдегида и жидкость нагревают. Через некоторое время на стенках сосуда образуется налет металлического серебра в виде зеркала.
[ Ag (NH 3 ) 2 ] ОН + НСОН = 2Ag + НСООН+ 4 NH 3 + 2 H 2 O
Черный осадок
Ag+ с хроматом калия, при этом выпадает осадок хромата серебра коричневато-красного цвета. 2AgNO 3 + K 2 Cr0 4 = Ag Cr0 4 + 2KNO 3
Коричневато-красный осадок
Осадок растворим в азотной кислоте, гидроксиде аммония, трудно растворим в уксусной кислоте.
ГФ - Нитрат-ион определяется с дифениламином в кон. Серной кислоте образуется синее окрашивание
Образование бурого кольца при взаимодействии нитрата серебра с сульфатом железа в концентрированной серной кислоте.
Нитрат-ион не обесцвечивает перманганат калия в кислой среде, в отличии от нитрита.
Г) Чистота допустим предел кислотности
Не допустимы соли тяжелых металлов (свинца, меди, висмута).
Д) Количественное содержание - методом осаждения по Фольгарду, титруют тиоцианатом (роданидом) аммония
AgNO 3 + NH 4 SCN = AgSCN + NH 4 NO,
Белый осадок
3NH 4 SCN + (NH 4 )Fe(S0 4 )= Fe(SCN) 3 + 2(NH 4 ) 2 S0 4
Индикатор железоаммониевые квасцы до красного окрашивания. Д.б.менее 99,75%.
Ж) Применение антисептическое и прижигающем. Последнее обусловлено способностью серебра нитрата свертывать белки, превращая их в нерастворимые соединения, что используется для прижигания ран и язв. Для этой цели применяют серебра нитрат в виде палочек (Stilus Argenti nitrici).
В небольших концентрациях оказывает вяжущее и противовоспалительное действие. Применяют наружно при эрозиях, язвах, при остром конъюнктивите, трахоме в виде 2510% водных растворов, а также мазей (12%). Внутрь назначают в виде 0,050,06% раствора при язвенной болезни желудка, хроническом гастрите. Форма выпуска: порошок, палочки- ляпис.
ВРД внутрь 0,03 г, ВСД 0,1
Е) Хранение в хорошо закупоренных банках из темного стекла, так как на свету может разлагаться, что обнаруживается по потемнению препарата. Список А.
4. Протаргол Protargolum, Argentum proteinicum , Silver proteinate
А) Получение из серебра нитрата и белка (казеин, желатина, яичный белок, пептон)
Защищенный коллоид: содержит серебра оксид (7,88,3 %) и продукты гидролиза альбумина.
Б) Свойства Легкий аморфный порошок жёлто- коричневого цвета, без запаха, слабогорького, слегка вяжущего вкуса. Легко растворим в холодной воде, нерастворим в спирте.
В) Подлинность
ГФ- белок определяют по появлению запаха жжёного рога и обугливанию препарата при нагревании.
ГФ- остаток от сжигания (он белого цвета) растворяют в НNO 3 и проводят реакции на Ag+ с хлоридами.
- (биуретовая ре-я)препарат кипятят с разб. HCl, выпадает осадок, его отфильтровывают и к прозрачному фильтрату добавляют NаОН и С uS О 4, появляется фиолетовое окрашивание (на белок).
Г) Чистота не д.б. примесей соединений серебра, продуктов разложения белка.
Д) Количественное определение: после озоления препарата серной кислотой. Метод аргентометрия, вариант Фольгарда. Д.б. 7,88,3 %
Ж) Применение
Антибактериальное, противовоспалительное средство. Применяют наружно в офтальмологии 1-2% раствор (коньюктевит, бленнорея, блефарит), урологии 0,1-1% (промывание мочевого пузыря), оториноларингологии (ушей, носа), гинекологии. Внутрь при язвах желудка и болезнях кишечника.
Форма выпуска: порошок и ЛФ в аптеках.
Е) Хранение : по списку Б. В хорошо укупоренных банках из темного стекла
5. Колларгол (Collargolum, Argentum colloidale , Silver colloide)
Коллоидная система с 70-75 % содержанием высокодисперсного металлического серебра и защитных белков (гидролизаты казеина и желатина).
Зеленовато-черные или синевато-черные пластинки с металлическим блеском, растворимые в воде с образованием коллоидного раствора. При обработке водой набухает и образует щелочные, отрицательно заряженные золи.
Антибактериальное средство. Применяют:
0,2 1 % растворы для промывания гнойных ран;
1 2% растворы для промывания мочевого пузыря при хронических циститах и уретритах,
25 % растворы в виде глазных капель для лечения гнойных конъюнктивитов и бленнореи.
При рожистых воспалениях, мягком шанкре назначают иногда 15% мази.
Редко при септических состояниях внутривенное введение.
Хранение: по списку Б. В хорошо укупоренных банках из темного стекла
Контрольные работы:
ВАРИАНТ-1
Часть 1
А1. Элемент третьего периода главной подгруппы III группы ПСХЭ - это:
А2. Обозначение изотопа, в ядре которого содержится 8 протонов и 10 нейтронов:
А3 . Атом химического элемента, электронная оболочка которого содержит 17 электронов:
А4. Два электронных слоя (энергетических уровня) имеет атом:
А5. Пара химических элементов, имеющих на внешнем электронном уровне по 5 электронов:
А6.
А. В периоде металлические свойства атомов элементов с увеличением порядкового номера усиливаются.
Б. В периоде металлические свойства атомов элементов с увеличением порядкового номера ослабевают.
Часть 2
В1.
Частица: | Распределение электронов: |
1) 2е, 8е, 8е, 2е |
|
2) 2е, 8е, 2е |
|
4) 2е, 8е, 3е |
|
5) 2е, 8е,18е,4е |
|
В2 . Соединениями с ионной связью являются:
В3. Относительная молекулярная масса хлорида бария BaCl2 равна __________.
Часть 3
С1. Дайте характеристику элемента c Z = 11 (Приложение 3, пункты I (1-5), II (1-4)). Запишите схему строения его иона Na+.
Дорогой восьмиклассник!
На выполнение контрольной работы отводится 40 минут. Работа состоит из 3 частей и включает 10 заданий.
Часть 1 включает 6 заданий базового уровня (А1-А6). К каждому заданию дается 4 варианта ответа, из которых только один правильный. За выполнение каждого задания - 1 балл.
Часть 2 состоит из 3 заданий повышенного уровня (В1-В3), на которые надо дать краткий ответ в виде числа или последовательности цифр. За выполнение каждого задания - 2 балла.
Часть 3 содержит 1 наиболее сложное объемное задание С1, которое требует полного ответа. За выполнение задания ты можешь получить 3 балла.
Баллы, полученные за выполненные задания, суммируются. Максимально ты можешь набрать 15 баллов. Желаю успеха!
Система оценивания работы:
ВАРИАНТ-2
Часть 1
А1. Элемент второго периода главной подгруппы III группы ПСХЭ - это:
А2. Обозначение изотопа, в ядре которого содержится 26 протонов и 30 нейтронов:
А3 . Атом химического элемента, ядро которого содержит 14 протонов - это:
А4. Три электронных слоя (энергетических уровня) имеет атом:
А5. Пара химических элементов, имеющих на внешнем электронном уровне по 3 электрона:
А6. Верны ли следующие высказывания?
А. В главной подгруппе неметаллические свойства атомов элементов с увеличением порядкового номера усиливаются.
Б. В главной подгруппе неметаллические свойства атомов элементов с увеличением порядкового номера ослабевают.
Часть 2
В1. Установите соответствие между частицей и распределением электронов по энергетическим уровням:
Частица: | Распределение электронов: |
1) 2е, 8е, 7е |
|
2) 2е, 8е, 2е |
|
4) 2е, 8е, 8е |
|
6) 2е, 8е, 8е,1е |
В2 . Соединениями с ковалентной полярной связью являются:
В3. Относительная молекулярная масса оксида алюминия Al2O3 равна _______.
Часть 3
С1 . Дайте характеристику элемента c Z = 16 (Приложение 3, пункты I (1-5), II (1-4)). Запишите схему строения его иона S2-.
Ответы.
Часть 1
Вариант 1 | ||||||
Вариант 2 |
Часть 2
Вариант 1 | |||
Вариант 2 |
Часть 3
План характеристики | Вариант 1 | Вариант 2 | |
I. Положение элемента в периодической системе: | |||
1. порядковый номер, название | |||
|
(большой, малый) | |||
4. группа, подгруппа | 1, главная | 6, главная | |
5. относительная атомная масса | |||
II. Строение атома элемента | |||
1. заряд ядра атома | |||
2. формула состава атома (количество р; n; е -) | Na (11p;12n;) 11 е- | S (16p; 16n;) 16 е- | |
|
строения атома | |||
4. формула электронной конфигурации | 1s2 2s2 2p6 3s23p4 | ||
5. число е - на последнем уровне, металл или неметалл | 6, неметалл | ||
III. Сравнение металлических и неметаллических свойств с соседями: | |||
1. по периоду | |||
2. по группе (металл с неметаллом не сравнивать) | |||
Схема строения иона |
Контрольная работа №2
16. Какой из газов, взятых одинаковой массой занимает наибольший объем при одинаковых условиях:
17. Определите молярную массу эквивалента (г/моль) серы в оксиде серы (VI):
18. Какова массовая доля (%) металла в оксиде если молярная масса эквивалента трехвалентного металла равна 15 г/моль:
19. Какова относительная молекулярная масса газа, если этот газ тяжелее воздуха в 2,2 раза:
20. Какое из приведенных уравнений называется уравнением Менделеева – Клапейрона:
3) PV = RT
21. Укажите 3 газа, имеющих одинаковую плотность по любому другому газу:
1) CH 4 , SO 2 , Cl 2
2) C 2 H 4 , CH 4 , F 2
3) CO, Cl 2 , H 2
4) CO, C 2 H 4 , N 2
5)N 2 , CH 4 , H 2
22. Сколько молей кислорода образуется из 3 моль хлората калия при его полном термическом разложении:
23. Какое количество (моль) FeS 2 потребуется для получения 64 г SO 2 по уравнению:
4 FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ;
24. Какая масса (г) карбоната кальция будет израсходована для получения 44,8 л углекислого газа, измеренного при н.у.:
1) 200,0;
25.Эквивалентом алюминия является:
1) атом алюминия;
2) 1/2 часть атом алюминия;
3) 1/3 часть атом алюминия;
4) два атома алюминия;
5) 1 моль атомов алюминия.
26.Закон постоянства состава веществ справедлив для веществ:
1) с молекулярным строением;
2) с немолекулярным строением;
3) с ионной кристаллической решеткой;
4) с атомной кристаллической решеткой;
5) для оксидов и солей.
27. Эквивалентом магния является:
1) атом магния;
2) 1/2 часть атома магния;
3) 1/3 часть атома магния;
4) два атома магния;
5) 1 моль атомов магния.
28. На нейтрализацию 2,45 г кислоты расходуется 2,80 г гидроксида калия. Определить
молярную массу эквивалента кислоты:
1) 98 г/моль;
2) 36,5 г/моль;
3) 63 г/моль;
4) 40 г/моль;
Г/моль.
Классификация и номенклатура неорганических соединений
1) Na 2 O; CaO; CO 2
2)SO 3 ; CuO; CrO 3
3)Mn 2 O 7 ; CuO; CrO 3
4)SO 3 ; CO 2 ; P 2 O 5
5) Na 2 O; H 2 O; CO 2
30. Лишь кислотные оксиды ряд:
1) CO 2 ; SiO 2 ; MnO; CrO 3
2) V 2 O 5 ; CrO 3 ; TeO 3 ; Mn 2 O 7
3) CuO; SO 2 ; NiO; MnO
4) CaO; P 2 O 3 ; Mn 2 O 7 ; Cr 2 O 3
5) Na 2 O; H 2 O; CuO; Mn 2 O 7
31. Не может быть использовано для нейтрализации серной кислоты:
1) гидрокарбонат натрия;
2) оксид магния;
3) хлорид гидроксомагния;
4) гидросульфат натрия;
5) оксид натрия
32. Для нейтрализации серной кислоты можно использовать:
2) Mg(OH) 2
33. С помощью стеклянной трубки выдыхают углекислый газ в растворы. Изменение будет в растворе:
3) Ca(OH) 2 ;
34. Растворением в воде соответствующего оксида можно получить:
35. При определенных условиях образуется соль в случае:
1) N 2 O 5 +SO 3 ;
4) H 2 SO 4 +NH 3 ;
36. Может образовывать кислые соли:
1) H 3 PO 4 ;
37. Может образовывать основные соли:
2) Ba(OH) 2 ;
38. Масса известняка, необходимая для получения 112 кг негашеной извести:
39. Реагирует с водой:
2) CаO;
40. Растворим в воде:
3) Ba(OH) 2 ;
41. Для получения фосфата калия на гидрофосфат калия надо подействовать:
42. Кислотный оксид:
3) Mn 2 O 7 ;
43. Будут непосредственно взаимодействовать в водном растворе:
2) Cu(OH) 2 и ZnO;
3) AI 2 O 3 и HCI;
4) Rb 2 O и NaOH;
5) CaO и K 2 O.
44. Все соли кислые в группе:
1) KCI, CuOHCI, NaHSO 4 ;
2) KAI(SO 4) 2 , Na, Ca(HCO 3) 2 ;
3) CuS, NaHSO 3 , Cu(HS) 2 ;
4) NaHCO 3 , Na 2 HPO 4 , NaH 2 PO 4 ;
5) AIOHCI 2 , NaHCO 3 , NaCN.
45. Не образует кислых солей:
4) HPO 3 ;
46. Составлено неверно название:
1) сульфат железа;
2) сульфат калия;
3) гидрохлорид железа (II);
4) хлорид меди (I);
5) сульфат аммония.
47. При отщеплении воды от одноосновной кислоты массой 16,0 г, образованной элементом в степени окисления +5, получится оксид массой 14,56 г. Была взята кислота:
1) азотная;
2) метаванадиевая;
3) ортофосфорная;
4) мышьяковая;
5) хлорноватая.
48. При прокаливании на воздухе металла (III) массой 10, 8 г получен оксид металла массой 20, 4 г. Для прокаливания был взят:
2) алюминий AI;
3) железо Fe;
4) скандий Sc;
5) натрий Na.
49. Признак, характеризующий соляную кислоту:
1) двухосновная;
2) слабая;
3) летучая;
4) кислородсодержащая;
5) кислота – окислитель.
50. Двухосновная кислота:
1) азотная;
2) соляная;
3) уксусная;
4) синильная;
Селеновая.
51. Одноосновная кислота:
1) селенистая;
2) фосфористая;
3) теллуровя;
4) борная;
5) синильная.
52. Два типа кислых солей образует:
1) серная кислота;
2) ортофосфорная кислота;
3) метафосфорная кислота;
4) селеновая кислота;
5) сернистая кислота.
53. Не образует кислых солей:
1) серная кислота;
2) ортофосфорная кислота;
3) метафосфорная кислота;
4) селеновая кислота;
5) сернистая кислота.
54. Укажите катионный комплекс:
1) Na 3 ;
3) K 3 ;
4) CI 3 ;
5) K 2 .
55. Комплексный неэлектролит:
1) Na 3 ;
2) ;
3) K 3 ;
4) CI 3 ;
5) K 2 .
56. Анионный комплекс:
1) гексацианоферрат (III) калия;
2) тетрахлородиамминплатина (IV);
3) хлорид диамминсеребра;
57. Комплексный неэлектролит:
1) гексацианоферрат (III) калия;
2) тетрахлородиамминплатина (IV);
3) хлорид диамминсеребра;
4) сульфат тетраамминмеди (II);
5) хлорид гексааквахрома (III).
58. Формула хлорида гексааквахрома (III):
1) Na 3 ;
2) CI
3) CI 2 ;
4) CI 3 ;
5)K 2 Cr 2 O 7 .
59. Формула хлорида гексааквахрома (II):
1) Na 3 ;
2) CI
3) CI 2 ; 3bl
4) CI 3 ;
5)K 2 Cr 2 O 7 .
60. Желтая кровяная соль относится:
1) К аквакомплексам;
2) Гидратам;
3) К ацидокомплексам;
4) К аммиакатам;
5) К хелатам.
61. Медный купорос относится:
1) К аквакомплексам;
2) Гидратам;
3) К ацидокомплексам;
4) К аммиакатам;
5) К хелатам.
62. Для получения СаСО 3 к раствору Са(НСО 3) 2 следует прибавить:
1) Са(ОН) 2 ;
“Строение вещества и периодический закон Д.И. Менделеева”
63. В ядре наиболее распространенного изотопа свинца 207 Pb нейтронов:
2) 125
64. Максимальное число электронов на уровне n = 3:
65. На энергетическом уровне с n = 4 подуровней:
66. Число энергетических уровней в атоме вольфрама:
67. В ядре атома осмия протонов:
68. Ядро атома криптона содержит:
Р и 44n
69. Число электронов у иона хрома :
70. Ион, имеющий в своем составе 18 электронов и 16 протонов, обладает зарядом ядра:
71. Максимальное число электронов, которые могут занимать 3s-орбиталь:
72. Электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 имеет атом:
73. Неверны обозначения орбиталей:
3) 1p, 2d
74. Одинаковую с атомом аргона электронную конфигурацию имеет частица:
1) Са 2+
75. Сродством к электрону называют:
1) энергию, необходимую для отрыва электрона от невозбужденного атома;
2) способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности;
3) переход электрона на более высокий энергетический уровень;
4) выделение энергии при присоединении электрона к атому или иону;
5) энергию химической связи.
76. В результате ядерной реакции 
образуется изотоп:
77. В атоме водорода поглощения фотона с минимальной энергией требует переход электрона:
78. Корпускулярно-волновую природу электрона характеризует уравнение:
79. Для валентного электрона атома калия возможны значения квантовых чисел (n, l , m l , m s):
1) 4, 1, -1, - :
2) 4, 1, +1, + : 3bm
3) 4, 0, 0, + :
4) 5, 0, +1, + :
80. Заряд ядра атома, у которого конфигурация валентных электронов в основном состоянии …4d 2 5s 2:
81. Главное квантовое число n определяет:
1) форму электронного облака;
2) энергию электрона;
82. Орбитальное квантовое число l определяет:
1) форму электронного облака;
2) энергию электрона;
3) ориентацию электронного облака в пространстве;
4) вращение электрона вокруг собственной оси;
5) гибридизацию электронного облака.
83. Магнитное квантовое число m определяет:
1) форму электронного облака;
2) энергию электрона;
3) ориентацию электронного облака в пространстве;
4) вращение электрона вокруг собственной оси;
5) гибридизацию электронного облака.
84. Спиновое квантовое число m s определяет:
1) форму электронного облака;
2) энергию электрона;
3) ориентацию электронного облака в пространстве;
4) вращение электрона вокруг собственной оси;
5) гибридизацию электронного облака.
85. При - распаде ядро атома радиоактивного элемента испускает:
1) электрон;
2) позитрон;
4) два протона;
5) два нейтрона.
86. При - - распаде ядро атома радиоактивного элемента испускает:
1) электрон;
2) позитрон;
3) два протона и два нейтрона, объединенные в ядро атома гелия;
4) два протона;
5) два нейтрона.
87. При + - распаде ядро атома радиоактивного элемента испускает:
1) электрон;
2) позитрон;
3) два протона и два нейтрона, объединенные в ядро атома гелия;
4) два протона;
5) два нейтрона.
88. Наименьшее значение суммы (n + l) имеет атомная орбиталь:
89. Наибольшее значение суммы (n + l) имеет атомная орбиталь
90. Атом азота будет более устойчивым, если на 2р-подуровне три электрона распределяются по одному на каждой орбитали. Это соответствует содержанию:
2) Принципа Паули;
3) Правила Гунда;
4) 1-го правила Клечковского;
5) 2-го правила Клечковского.
91. Двадцать первый электрон атома скандия располагается на 3d–подуровне, а не на 4р–подуровне. Это соответствует содержанию:
1) Принципа наименьшей энергии;
2) Принципа Паули;
3) Правила Гунда;
4) 1-го правила Клечковского;
5) 2-го правила Клечковского.
92. Девятнадцатый электрон атома калия располагается на 4s–подуровне, а не на 3d- подуровне. Это соответствует содержанию:
1) Принципа наименьшей энергии;
2) Принципа Паули;
3) Правила Гунда;
4) 1-го правила Клечковского ;
5) 2-го правила Клечковского.
93. Единственный электрон атома водорода в основном состоянии располагается на первом энергетическом уровне. Это соответствует содержанию:
1) Принципа наименьшей энергии;
2) Принципа Паули;
3) Правила Гунда;
4) 1-го правила Клечковского;
5) 2-го правила Клечковского.
94. Максимальное число электронов на втором энергетическом уровне атомов элементов
равно 8. Это соответствует содержанию:
1) Принципа наименьшей энергии;
2) Принципа Паули;
3) Правила Гунда;
4) 1-го правила Клечковского;
5) 2-го правила Клечковского.
95. Один из механизмов образования ковалентной связи:
1) радикальный;
2) обменный;
3) молекулярный;
4) ионный;
5) цепной.
96. Примером неполярной молекулы, имеющей полярную ковалентную связь, будет:
4) CCl 4
97. Неполярная молекула:
98. В ряду молекул LiF – BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - OF 2 - F 2:
1) характер связи не меняется;
2) ионный характер связи усиливается;
3) ковалентный характер связи ослабевает;
4) ковалентный характер связи усиливается;
5) правильного варианта ответа нет.
99. Ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму образуется в молекуле:
2) CCl 4 ;
3) NH 4 C1;
4) NH 3 ;
100. В молекуле азота образуются:
1) только -связи;
2) только -связи;
3) как -, так и -связи;
4) одинарная связь;
5) двойная связь.
101. Молекула метана имеет структуру:
1) плоскую;
2) тетраэдрическую ;
3) пирамидальную;
4) квадратную;
102. Образование ионной решетки характерно для:
1) иодида цезия;
2) графита;
3) нафталина;
4) алмаза;
103. Для какого из перечисленных ниже веществ характерно образование атомной решетки:
1) нитрат аммония;
2) алмаз;
4) хлорид натрия;
5) натрий.
104. Химические элементы расположены в порядке возрастания электроотрицательности в
1) Si, P, Se, Br, Cl, O;
2) Si, P, Br, Se, Cl, O;
3) P, Si, Br, Se, Cl, O;
4) Br, P, Cl, Si, Se;
5) Si, P, Se, Cl, O, Br
105. Валентные орбитали атома бериллия в молекуле гидрида бериллия … гибридизованы
106. Молекула гидрида бериллия имеет структуру:
1) квадратную
Плоскую
3) тетраэдрическую
5) шарообразную.
107. Валентные орбитали атома бора в молекуле BF 3 гибридизованы по типу:
108. Какая из молекул является наиболее прочной?
109. Какая из указанных молекул имеет наибольший диполь?
110. Какую пространственную конфигурацию имеет молекула при sp 2 гибридизации АО:
1) линейная
2) тетраэдр
3) плоский квадрат
Плоская тригональная
111.Молекула имеет октаэдрическое строение если происходит следующая гибридизация
3) d 2 sp 3
112. Современная теория строения атома основана на представлениях:
1) классической механики;
2) квантовой механики;
3) теории Бора;
4) электродинамики;
5) химической кинетики.
113. Из перечисленных ниже характеристик атомов элементов периодически изменяются:
1) заряд ядра атома
2) относительная атомная масса;
3) число энергетических уровней в атоме;
4) число электронов на внешнем энергетическом уровне;
5) общее число электронов.
114. Внутри периода увеличение порядкового номера элемента обычно сопровождается:
1) уменьшением атомного радиуса и возрастанием электроотрицательности атома;
2) возрастанием атомного радиуса и уменьшением электроотрицательности атома;
3) уменьшением атомного радиуса и уменьшением электороотрицательности атома
4) возрастанием атомного радиуса и возрастанием электроотрицательности атома
5) уменьшением электроотрицательности.
115. Атом какого из элементов легче всего отдает один электрон:
1) натрий, порядковый номер 11;
2) магний, порядковый номер 12;
3) алюминий, порядковый номер 13;
4) кремний, порядковый номер 14;
5) сера, порядковый номер 16.
116. Атомы элементов IА группы периодической системы элементов имеют одинаковое число:
1) электронов на внешнем электронном уровне;
2) нейтронов;
3) всех электронов;
4) электронных оболочек;
5) протонов.
117. Какой из приведенных элементов назван в честь страны:
118. Какой ряд включает только переходные элементы:
1) элементы 11, 14, 22, 42;
2) элементы 13, 33, 54, 83;
3) элементы 24, 39, 74, 80;
4) элементы 19, 32, 51, 101;
5) элементы 19, 20, 21, 22.
119. Атом какого из элементов VА группы имеет максимальный радиус:
2) фосфор;
3) мышьяк;
4) висмут;
5) сурьма.
120. Какой ряд элементов представлен в порядке возрастания атомного радиуса:
1) О, S, Se, Te;
3) Na, Mg, AI, Si;
4) J, Br, CI, F;
5) Sc, Te, V, Cr .
121. Металлический характер свойств элементов в ряду Mg – Ca – Sr – Ba
1) уменьшается;
2) возрастает;
3) не изменяется;
4) уменьшается, а затем возрастает;
5) увеличивается, а затем уменьшается.
122. Основные свойства гидроксидов элементов JА группы по мере увеличения порядкового номера
1) уменьшаются,
2) возрастают,
3) остаются неизменными,
4) уменьшаются, а затем возрастают,
5) возрастают, а затем уменьшаются.
123. Простые вещества каких элементов обладают наибольшим сходством физических и химических свойств:
3) F, CI;
124. Существование каких из приведенных элементов было предсказано Д.И. Менделеевым:
3) Sc, Ga, Ge;
125. Что отличает большие периоды от малых:
1) наличие щелочных металлов;
2) отсутствие инертных газов;
3) наличие d- и f- элементов;
4) наличие неметаллов;
5) наличие элементов с металлическими свойствами.
126.Как по электронной формуле элемента определить период, в котором находится данный элемент:
1) по значению главного квантового числа внешнего энергетического уровня ;
2) по числу валентных электронов;
3) по числу электронов во внешнем энергетическом уровне;
4) по количеству подуровней во внешнем энергетическом уровне;
5)по значению подуровня, где находится последний валентный электрон.
127. Какой элемент имеет наименьший ионизационный потенциал:
128. Химический элемент третьего периода образует высший оксид состава Э 2 О 3 . Как распределяются электроны в атоме данного элемента?
1) 1s 2 2s 2 2p 1
2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
3) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
4) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
5) 1s 2 2s 2 2p 3
129.Какой химический элемент образует основание с наиболее ярко выраженными свойствами
1) кальций
3) алюминий
Калий
5) берилий
130. Химический элемент имеет следующее распределение электронов по электронным слоям в атоме 2.8.6. Какое положение он занимает в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:
1) 6 период 6 группа
Период 6 группа
3) 2 период 6 группа
4) 3 период 2 группа
5) 2 период 8 группа
131. Квантовые числа последнего электрона в атоме элемента, равны n = 5, l = 1, m = -1, m s = - . Где находится этот элемент в периодической системе?
1) 5 период, первая группа
2) 5 период, главная подгруппа 4 группы
3) 4 период, шестая группа
период, шестая группа главная подгруппа
5) 5 период, шестая группа побочная подгруппа.
132. Формула высшего оксида химического элемента ЭО 2 . К какой группе главной подгруппы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева принадлежит этот элемент?
Четвертая
5) шестая.
133. Из приведенного перечня элементов - Li, Na, Ag, Au, Ca, Ba- к щелочным металлам относятся:
1) все металлы;
2) Li, Na;
3) Li, Na, Ag, Au;
134. В ряду от Li к Fr:
1) усиливаются металлические свойства;
2) уменьшаются металлические свойства;
3) уменьшается атомный радиус;
4) усиливается связь валентных электронов с ядром;
5) уменьшается активность по отношению к воде
135. К металлам не относится последовательность элементов:
3) B, As, Te;
136. С ростом порядкового номера элемента кислотные свойства оксидов N 2 O 3 - P 2 O 3 - As 2 O 3
Sb 2 O 3 - Bi 2 O 3
1) усиливаются;
2) ослабевают;
3) остаются неизменными;
4) усиливаются, затем ослабевают;
5) ослабевают, затем усиливаются.
137. Молекула аммиака имеет форму:
1) изогнутую;
2) линейную;
3) плоскостную;
4) пирамидальную;
138. В ряду С-Si-Ge-Sn-Pb неметаллические признаки элементов:
1) возрастают;
2) ослабевают;
3) не изменяються;
4) возрастают а затем ослабевают;
5) ослабевают а затем возрастают.
139. Валентные орбитали у атома углерода в молекуле метана СН 4 можно описать на основе
представлений о гибридизации типа (sp; sp 2 ; sp 3 ; d 2 sp 3 ; dsp 2).
При этом молекула метана имеет форму:
1) линейную;
2) плоскую;
3) тетраэдрическую;
5) квадратную.
140. Валентные орбитали у атома кремния в молекуле силана SiH 4 можно описать на основе представления о гибридизации типа (sp; sp 2 ; sp 3 ; d 2 sp 3 ; dsp 2).
Поэтому молекула силана имеет форму:
1) линейную;
2) плоскую;
3) тетраэдричесую;
5) квадратную.
141.Какое максимальное число ковалентных связей может образовывать атом азота:
142. Атом азота молекулы аммиака с ионом водорода образует:
1) ионную связь;
2) ковалентную связь по обменному механизму;
3) неполярную ковалентную связь;
4) ковалентную связь по донорно - акцепторному механизму;
5) водородную связь.
143. Какое утверждение неверно:
4) Ионная связь обладает насыщаемостью ;
144. Какое утверждение неверно:
1) Ковалентная связь обладает насыщаемостью;
2) Ковалентная связь обладает направленностью;
3) Ионная связь обладает ненасыщаемостью;
4) Ионная связь обладает направленностью;
5) Ионная связь обладает ненаправленностью.
“Закономерности химических процессов и их энергетика”
145. Какие изменения температуры Т и давления Р способствует образованию СО по реакции С(тв.) + СО 2 (г.) 2СО (г.) -119,8 кДж:
1) повышение Т и повышение Р;
2) повышение Т и понижение Р;
3) понижение Т и повышение Р;
4) понижение Т и понижение Р;
5) повышение Р.
146.Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при увеличении температуры на 30 0 , если температурный коэффициент скорости равен 2 ?
147. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 27 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3 ?
148. Во сколько раз возрастет скорость реакции Х+ 2Y = Z при увеличении концентрации
Y в 3 раза?
149. Во сколько раз станет больше скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции в системе 2NO + O 2 2NO 2 при увеличении давления в 2 раза?
150. Укажите правильное выражение скорости для системы: 2Cr+3Cl 2 = 2CrCl 3
5) v= k[A][C].
154. Катализатор ускоряет химическую реакцию благодаря:
1) снижению энергии активации;
2) повышению энергии активации;
3) уменьшению теплоты реакции;
4) увеличению концентрации;
5) все ответы не верны.
155. Равновесие реакции Fe 3 O 4 +4CO «3Fe +4CO 2 -43.7 кДж смещается влево:
1) при понижении температуры;
2) при повышении температуры;
3) при повышении давления;
4) при увеличении концентрации исходных веществ;
5) при добавлении катализатора.
156.Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при увеличении температуры на 30 0 , если температурный коэффициент скорости равен 3?
157. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции увеличилась в 27 раз, если температурный коэффициент скорости равен 3?
158. Во сколько раз возрастает скорость реакции X+2Y=Z при увеличении концентрации Х в 3 раза?
159. Во сколько раз станет больше скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции в системе 2СO+O 2 2СO 2 при увеличении давления в 2 раза?
160. Как увеличится скорость газовой реакции 2NO 2 =N 2 O 4 при увеличении концентрации NO 2 в 5 раз?
161. Во сколько раз уменьшится скорость газовой реакции 2NO+O 2 =2NO 2 при разбавлении смеси реагирующих газов в 3 раза?
162. На сколько градусов надо понизить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 81 раз при температурном коэффициенте, равном 3?
163. Во сколько раз станет больше скорость реакции 2NO+O 2 =2NO 2 при увеличении давления в системе в 4 раза?
164. Во сколько раз станет больше скорость прямой реакции по сравнению со скоростью обратной реакции в системе 2NO+O 2 2NO 2 при увеличении давления в системе в 5 раз?
165. Как изменится скорость реакции 2SO 2,г +O 2,г 2SO 3,г при увеличении концентрации 1) увеличится в 3 раза; 2) увеличится в 9 раз;
3) уменьшится в 3 раза; 4) уменьшится в 9 раз; 5) не изменится. 166. Как изменится скорость реакции 2О 3,г 3О 2,г при увеличении давления в 2 раза? 1) уменьшится в 2 раза; 2) уменьшится в 8 раз; 3) увеличится в 4 раза;
4) уменьшится в 4 раза; 5) увеличится в 2 раза. 167. Как изменится скорость реакции 2NО г +О 2,г 2NO 2,г при одновременном уменьшении концентрации NO и O 2 в 2 раза? 1) возрастет в 2 раза; 2) уменьшится в 2 раза; 3) возрастет в 2 4 раза; 4) уменьшится в 2 4 раза; Уменьшится в 8 раз.
168. Как изменится скорость прямой реакции H 2 O ,г Н 2,г + О 2,г если давление в системе увеличится в 4 раза? 1) увеличится в 2 раза; 2) уменьшится в2 раза; 3) не изменится; 4) увеличится в 4 раза;
5) уменьшится в 4 раза. 169. Закон действия масс был открыт: 1) М.В. Ломоносовым 2) Г.И. Гессом 3) Дж.У. Гиббсом К. Гульдбергом и П. Вааге
5) Вант – Гоффом 170. Какая из указанных систем является гомогенной Раствор хлорида натрия
2) вода со льдом 3) насыщенный раствор с осадком 4) уголь и сера в атмосфере воздуха 5) смесь бензина с водой 171. Величина константы скорости химической реакции не зависит 1) от природы реагирующих веществ 2) от температуры 3) от присутствия катализаторов От концентрации веществ
5) ни от каких факторов 172. Энергия активации – это 1) энергия, необходимая для отрыва электрона от атома 2) избыточная энергия которой должны обладать молекулы в расчете на 1 моль для ого, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества 3) потенциал ионизации 4) энергия, которая выделяется в результате реакции 5) энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. 173. Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать: 1) константой скорости химической реакции 2) константой химического равновесия
