Написать реферат по следующему плану:
1. Электронная конфигурация атома. Возможные степени окисления.
2. Нахождение в природе и получение в свободном виде.
3. Физические и химические свойства.
4. Свойства соединений.
5. Сплавы. Применение металла и его соединений.
| № вар. | Металл | № вар. | Металл | № вар. | Металл |
| 1. | Магний | 9. | Никель | 17. | Золото |
| 2. | Алюминий | 10. | Олово | 18. | Молибден |
| 3. | Титан | 11. | Свинец | 19. | Вольфрам |
| 4. | Ванадий | 12. | Цинк | 20. | Платина |
| 5. | Хром | 13. | Медь | 21. | Висмут |
| 6. | Марганец | 14. | Серебро | 22. | Сурьма |
| 7. | Железо | 15. | Кадмий | 23. | Цирконий |
| 8. | Кобальт | 16. | Ртуть | 24. | Бериллий |
| 25. | Тантал |
Экзаменационные вопросы
1. Строение атома. Работы Резерфорда. Модель атома по Резерфорду. Ее достоинства и недостатки, основные элементарные частицы атома. Изотопы.
2. Модель атома по Бору. Постулаты Бора. Нормальное и возбужденное состояния атома. Дуализм природы электрона. Понятие об орбитали. Виды симметрии орбиталей: s-, p-, d-, f-орбитали.
3. Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Их физи-ческий смысл и взаимосвязь.
4. Электронная структура многоэлектронных атомов. Принцип Паули, пра-вило Хунда, принцип минимального запаса энергии – правило Клечковс-кого.
5. Структура периодической системы химических элементов Д.И. Менде-леева. s-, p-, d-, f – элементы, их место в периодической системе.
6. Валентные электроны атомов элементов: s-, p-, d-, f – семейства. Валентности атомов в нормальном и возбужденном состоянии. Пояснить на примерах. Степень окисления.
7. Периодичность свойств химических элементов: атомные радиусы, потен-циал ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электро-отрицательность атомов.
|
|
8. Ковалентная связь, ее образование и определение на примере молекулы водорода. График зависимости полной энергии системы от расстояния между ядрами атомов водорода.
9. Обменный механизм образования ковалентной связи, пояснить на примере. Свойство насыщаемости ковалентной связи по обменному механизму.
10. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи, пояс-нить на примере иона аммония.
11. Типы ковалентной связи по способу перекрывания орбиталей: сигма- и пи-связи, их особенности. Пояснить на примере.
12. Основные параметры ковалентной связи: энергия связи, длина связи, кратность связи.
13. Пространственная конфигурация молекул. Теория гибридизации атомных орбиталей: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 – гибридизация.
14. Направленность ковалентных связей в молекулах воды и аммиака.
15. Полярность химической связи. Дипольный момент.
16. Классификация химических веществ: оксиды, гидроксиды, соли.
17. Оксиды, классификация, химические свойства. Способы получения.
18. Первый закон термодинамики. Энтальпия.
19. Тепловой эффект химической реакции, термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартная тепло-та образования.
20. Второй закон термодинамики. Энтропия и свободная энергия Гиббса, их изменение в самопроизвольных процессах. Критерии протекания химических реакций.
21. Скорость химической реакции в гомогенной системе. Закон действующих масс (ЗДМ), константа скорости реакции, ее физический смысл.
22. Факторы, влияющие на скорость гомогенной реакции: температура, пра-вило Вант – Гоффа, его математическое выражение. Активные молекулы, энергия активации.
|
|
23. Скорость химических реакций в гетерогенных системах, факторы, влия-ющие на скорость.
24. Химическое равновесие, константа равновесия, ее вывод на примере синтеза аммиака, ее физический смысл.
25. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Пояснить на примерах.
26. Растворы. Растворы неэлектролитов. Осмос. Осмотическое давление растворов неэлектролитов. Закон Вант–Гоффа, его использование в сельском хозяйстве.
27. Насыщенный пар. Давление насыщенного пара над растворами неэлект-ролитов. Первый закон Рауля.
28. Повышение температуры кипения растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля.
29. Понижение температуры замерзания растворов неэлектролитов. Второй закон Рауля.
30. Отклонение растворов кислот, оснований и солей от законов Вант-Гоффа и Рауля. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа.
31. Тепловой эффект растворения. Гидратация и сольватация.
32. Растворы электролитов. Механизм электролитической диссоциации.
33. Теория электролитической диссоциации. Основные положения.
34. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электроли-ты. Факторы, влияющие на степень диссоциации.
35. Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация кислот. Общие свойства кислот. Пояснить на примерах, составить уравнения реакций.
36. Основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация оснований. Общие свойства оснований. Пояснить на приме-рах, составить уравнения реакций.
|
|
37. Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация солей. Классификация солей. Пояснить на примерах, соста-вить уравнения реакций, характеризующие свойства средних солей.
38. Ионные реакции обмена в растворах электролитов. Условия их протека-ния. Привести примеры.
39. Слабые электролиты. Диссоциация слабых электролитов. Константа дис-социации. Закон разбавления Оствальда.
40. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
41. Гидролиз солей. Случаи гидролиза солей. Привести примеры.
42. Степень гидролиза. Факторы, влияющие на гидролиз.
43. Окислительно-восстановительные реакции: окисление, восстановление, окислитель, восстановитель, подбор коэффициентов методом электрон-ного баланса и методом полуреакции.
44. Зависимость окислительно-восстановительных свойств элементов от строения их атомов. Важнейшие восстановители и окислители. Их приме-нение.
45. Типы окислительно-восстановительных реакций. Привести примеры. Расчет ЭДС.
46. Особенности взаимодействия металлов с кислотами окислителями.
47. Электродный потенциал металла, факторы, влияющие на величину элект-родного потенциала.
48. Водородный электрод. Стандартный электродный потенциал металла. Ряд напряжений металлов.
49. Расчет электродных потенциалов металлов для произвольных условий. Уравнение Нернста.
50. Гальванические элементы. Медно-цинковый ГЭ. Расчет ЭДС.
51. Концентрационные гальванические элементы.
52. Свинцовый аккумулятор, его устройства, процессы, протекающие при зарядке и работе, его достоинства и недостатки.
53. Сухие элементы. Марганцово-цинковый гальванический элемент.
54. Топливные элементы. Водородно-кислородный топливный элемент. Процессы, протекающие при работе.
55. Электролиз. Электролиз расплавов электролитов.
56. Электролиз растворов электролитов (инертные электроды).
57. Электролиз растворов электролитов с растворимым анодом, получение электролитической меди, никелирование, хромирование.
58. Законы электролиза. Закон Фарадея.
59. Коррозия металлов, ее виды. Основные причины.
60. Химическая коррозия металлов. Пояснить на примерах.
61. Электрохимическая коррозия металлов, подтвердить примерами в кислой среде и во влажном воздухе.
62. Основные способы защиты металлов от коррозии.
63. Анодные и катодные покрытия металлов.
64. Протекторная защита металлов от коррозии.
65. Общие свойства металлов. Металлическая связь. Получение металлов: пирометаллургия, гидрометаллургия, электрохимические методы выделе-ния металлов из руд.
66. Химия металлов: щелочные металлы – 1А группа.
67. Щелочноземельные металлы – 2А группа.
68. Вода. Жесткость воды и ее устранение.
69. Металлы подгруппы алюминия – 3А группы.
70. Алюминий. Химические свойства, амфотерность гидроксида алюминия.
71. Хром.
72. Марганец.
73. Металлы семейства железа.
74. Металлы 1В-группы /медь, серебро, золото/.
75. Металлы 2В-группы /цинк, кадмий, ртуть/.
76. Свинец.
Алгоритм ответа по химии металлов:
1. Положение в периодической системе, изменение свойств в группе: ОЭО, потенциала ионизации.
2. Строение атома: а) электронная формула, б) графическое изображение валентных электронов, в) устойчивые степени окисления, г) формулы оксидов и гидроксидов в устойчивых степенях окисления.
3. Физические свойства.
4. Получение металла.
5. Химические свойства металла, оксида, гидроксида, солей.
6. Применение металлов и сплавов, оксидов, гидроксидов, солей.
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1
Стандартные электродные потенциалы металлов
| Металл | Электродный процесс | φ0298, В |
| Li | Li ↔ Li+ + ē | -3,045 |
| Rb | Rb ↔ Rb + + ē | -2,925 |
| К | K ↔ K + + ē | -2,924 |
| Cs | Cs ↔ Cs + + ē | -2,923 |
| Ra | Ra ↔Ra2++2 ē | -2,92 |
| Ва | Ba ↔ Ba2+ + 2 ē | -2,905 |
| Sr | Sr ↔ Sr2+ + 2 ē | -2,888 |
| Са | Ca ↔ Ca2++2 ē | -2,886 |
| Na | Na ↔ Na + + ē | -2,714 |
| La | La ↔ La3++3 ē | -2,522 |
| Се | Се ↔ Се3+ + З ē | -2,48 |
| Mg | Mg ↔ Mg2+ + 2 ē | -2,363 |
| Sc | Sс ↔ Sc3+ + 3 ē | -2,077 |
| Ru | Ru ↔ Ru3++3 ē | -2,031 |
| Th | Th ↔ Th4+ + 4 ē | -1,899 |
| Be | Be ↔ Be2+ + 2 ē | -1,850 |
| Hf | Hf ↔ Hf4+ + 4 ē | -1,700 |
| Al | Al ↔ Al3+ + 3 ē | -1,66 |
| Ti | Ti ↔ Ti2+ + 2 ē | -1,63 |
| Zr | Zr ↔ Zr2+ + 4 ē | -1,539 |
| Mn | Mn ↔ Mn2++2 ē | -1,179 |
| V | V ↔ V2++2 ē | -1,175 |
| Nb | Nb ↔ Nb3++3 ē | -1,1 |
| Cr | Cr ↔ Cr2++2 ē | -0,913 |
| Zn | Zn ↔ Zn2+ + 2 ē | -0,763 |
| Cr | Cr ↔ Cr3++3 ē | -0,744 |
| Ga | Ga ↔ Ga3+ + 3 ē | -0,53 |
Окончание таблицы 1
| Металл | Электродный процесс | φ0298, В |
| Fe | Fe ↔ Fe2++2 ē | -0,44 |
| Cd | Cd ↔ Cd2++2 ē | -0,40 |
| Tl | Т1↔ Тl+ + ē | -0,336 |
| Co | Co ↔ Co2+ + 2 ē | -0,277 |
| Ni | Ni ↔ Ni2++2 ē | -0,250 |
| Mo | Mo ↔ Mo3++3 ē | -0,200 |
| Sn | Sn ↔ Sn2+ + 2 ē | -0,136 |
| Pb | Pb ↔ Pb2+ + 2 ē | -0,126 |
| Fe | Fe ↔ Fe3++3 ē | -0,037 |
| H2 | H2 ↔ 2H + +2 ē | 0,00 |
| W | W ↔ W3++3 ē | +0,11 |
| Sb | Sb ↔ Sb2++2 ē | +0,15 |
| Bi | Bi ↔ Bi3++3 ē | +0,215 |
| Cu | Cu ↔ Cu2+ + 2 ē | +0,34 |
| Re | Re ↔ Re3++3 ē | +0,3 |
| Tc | Tc ↔ Tc2+ + 2 ē | +0,4 |
| Ru | Ru ↔ Ru2++2 ē | +0,45 |
| Cu | Cu ↔ Cu + + ē | +0,520 |
| Hg | 2Hg ↔ Hg2++2 ē | +0,789 |
| Ag | Ag ↔ Ag++ ē | +0,799 |
| Os | Os ↔ 0s2+ + 2 ē | +0,85 |
| Hg | Hg ↔ Hg2+ + 2 ē | +0,852 |
| Pd | Pd ↔ Pd2+ + 2 ē | +0,987 |
| Jr | Jr ↔ Jr3++3 ē | +1,15 |
| Pt | Pt ↔ Pt2++2 ē | +1,188 |
| Au | Au ↔ Au3++3 ē | +1,50 |
| Au | Au ↔ Au + + ē | +1,69 |
Таблица 2
Стандартные электродные потенциалы некоторых
окислительно-восстановительных систем
| Окисленная форма | Восстановленная форма | Электродная реакция | φ0298, В | |
| SO42- | S | SO32-+4e+ 3H2O = S + 6OH¯ | -0,90 | |
| SO42- | SO32- | SO42- +2ē+H2O=SO32- +2OH¯ | -0,90 | |
| NO3¯ | NO2 | NO3¯ + ē +H2O=NO2 + 2OH¯ | -0,85 | |
| H2O | H2 | 2H2O+2ē=H2+2OH¯ | -0,83 | |
| AsO43- | AsO2¯ | AsO43-+2ē+2H2O=AsO2¯ +4OH¯ | -0,71 | |
| SO32- | S2O82- | 2 SO32-+4ē+3H2O=S2O82-+6OH¯ | -0,58 | |
| S | S2- | S+2ē=S2- | -0,48 | |
| Cr3+ | Cr2+ | Cr3++ē=Cr2+ | -0,41 | |
| H3PO4 | P | H3PO4+5ē+5H+=P+4H2O | -0,30 | |
| V3+ | V2+ | V3+ +ē= V2+ | -0,26 | |
| NO2¯ | NH3 | NO2¯+6ē+6H2O=NH4OH+7OH¯ | -0,16 | |
| NO3¯ | NO | NO3¯+3ē+2H2O=NO+4OH¯ | -0,14 | |
| NO3¯ | NH4OH | NO3¯+8ē+7H2O=NH4OH+9OH¯ | -0,12 | |
| CrO42 - | Cr(OH)3 | CrO42- + 2ē+4H2O=Cr(OH3)+5OH¯ | -0,12 | |
| NO3¯ | NO2¯ | NO3¯+2ē+H2O=NO2¯+2OH¯ | +0,01 | |
| S | H2S | S+2ē+2H+=H2S | +0,14 | |
| Sn4+ | Sn2+ | Sn4++2ē=Sn2+ | +0,15 | |
| Cu2+ | Cu+ | Cu2++ē=Cu+ | +0,153 | |
| [Co(NH3)6]3+ | [Co(NH3)6]2+ | [Co(NH3)6]3++ē=[Co(NH3)6]2+ | +0,16 | |
| SO42- | SO32- | SO42-+2ē +2H+=SO32-+H2O | +0,20 | |
| IO3¯ | I2 | IO3¯+10ē+6H2O=I2+12OH¯ | +0,21 | |
| IO3¯ | I¯ | IO3¯+6ē+3H2O=I2+6OH¯ | +0,25 | |
| SO42- | H2S | SO42-+8ē+10H+=H2S+4H2O | +0,303 | |
| Ag20 | Ag | Ag2O+2ē+H2O=2Ag+2OH¯ | +0,344 | |
| CIO4¯ | CIO3¯ | CIO4¯+2ē+H2O=ClO3¯+2OH¯ | +0,36 | |
| [Fe(CN)6]3- | [Fe(CN)6]4- | [Fe(CN)6]3-+ē=[Fe(CN)6]4- | +0,36 | |
| 02 | ОH¯ | O2+2ē+2H2O=4OH¯ | +0,401 | |
| H2SO3 | S | H2SO3+4ē+4H+=S+3H2O | +0,45 | |
| Ni(OH)3 | Ni(OH)2 | Ni(OH)3+ē=Ni(OH)2+OH¯ | +0,49 | |
| BrO3¯ | Br2 | 2 BrO3¯+10ē+6H2O=Br2+12OH¯ | +0,50 | |
| I2 | I¯ | I2+2ē=2I¯ | +0,536 | |
| BrO3¯ | BrO¯ | 2ВrO3¯+4ē+2Н2О= 2 ВrO¯+40Н¯ | +0,54 | |
| MnO4¯ | MnO42- | MnO4¯+ē=MnO42- | +0,56 | |
| ClO4¯ | Cl¯ | С1О4¯+8ē+4Н2О=Сl¯+8ОН¯ | +0,56 | |
| MnO4¯ | Mn02 | MnO4¯+3ē+2H2O=MnO2+4OH¯ | +0,57 | |
| MnO42- | MnO2 | MnO42-+2ē+2H2O=MnO2+4OH¯ | +0,58 | |
| BrO3¯ | Вr¯ | BrO3¯+6ē+3H2O=Br¯+6OH¯ | +0,61 | |
| СlO3¯ | Cl¯ | ClO3¯+6ē+3H2O=Cl¯+6OH¯ | +0,63 | |
Окончание таблицы 2
| 02 | H2O2 | O2+2ē+2H+= H2O2 | +0,68 | |
| Fe3+ | Fe2+ | Fe3++ē=Fe2+ | +0,77 | |
| NO3¯ BrO3¯+6ē+3H2O=Br¯+6OH¯ BrO3¯+6ē+3H2O=Br¯+6OH¯ | NO2 | NO3¯+ē+2H+=NO2+H2O | +0,78 | |
| NO3¯ | NH4+ | NO3¯+8ē+l0H+=NH4++3H2O | +0,87 | |
| NO3¯ | NO2¯ | NO3¯+2ē+2H+= NO2¯+H2O | +0,94 | |
| ClO¯ | Cl¯ | ClO¯+2ē+H2O=Cl¯+2OH¯ | +0,94 | |
| CrO42- | CrO2¯ | CrO42-+3ē+4H+=CrO2¯+2H2O | +0,95 | |
| N03¯ | NO | NO3¯+3ē+4H+=NO+2H2O | +0,96 | |
| РЬ304 | PbO | Pb304+2ē+2H+=3PbO+H20 | +0,97 | |
| NO2¯ | NO | NO2¯+ē+2H+=NO+H2O | +0,99 | |
| Br2 | Вr¯ | Вг2+2ē=2Вrˉ | +1,07 | |
| IO3¯ | I¯ | IO3¯+6ē+6H+=I¯+6H2O | +1,09 | |
| IO3¯ | I2 | 2IO3¯+10ē+12H+=I2+6H2O | +1,19 | |
| 02 | H2O | 02+4ē+4H+=2H2O | +1,23 | |
| NO3¯ | N2 | 2NO3¯+10ē+l2H+=N2+6H2O | +1,24 | |
| MnO2 | Mn2+ | MnO2+2ē+4H+=Mn2++2H2O | +1,28 | |
| Cl2 | Cl¯ | CI2+2ē=2Cl¯ | +1,358 | |
| NO2 | N2 | 2NO2+8ē+8H+=N2+4H2O | +1,36 | |
| Cr2072- | Cr3+ | Cr2072-+6ē+14H+=2Cr3++7H2O | +1,36 | |
| ClO4¯ | Cl¯ | CIO4¯+8ē+8H+=Cl¯+4H2O | +1,38 | |
| ClO4¯ | Cl2 | 2CIO4¯+14ē+16H+=CI2+8H2O | +1,39 | |
| BrO3¯ | Вr¯ | BrO3¯+6ē+6Н+=Вr¯+ЗН2О | +1,44 | |
| ClO3¯ | Cl¯ | ClO3¯+6ē+6Н+=Cl¯+ЗН2О 6Н+=Сlˉ+ЗН2О | +1,45 | |
| Pb02 | Pb2+ | PbO2+2ē+4H+=Pb2++2H2O | +1,45 | |
| ClO3¯ | Cl2 | 2ClO3¯+10ē+12Н+=Cl2+6Н2О | +1,47 | |
| CrO42- | Cr3+ | СrO42=+3ē+8H+=Cr3++4H2O | +1,48 | |
| HClO | Cl¯ | НСlO+2ē+H+=Cl¯+H2O | +1,50 | |
| MnO4¯ | Mn2+ | MnO4¯+5ē+8H+=Mn2++4H2O | +1,50 | |
| BrO3¯ | Br2 | 2ВrO3¯+10ē+12Н+=Br2+6H2O | +1,52 | |
| HClO | CI2 | 2HCIO+2ē+2H+=CI2+2H2O | +1,63 | |
| РЬ02 | PbSO4 | PbO2+2ē+SO42-=PbSO4+2H2O | +1,68 | |
| МпО4¯ | MnO2 | MnO4¯+3ē+4H+=Mn02+2H2O | +1,69 | |
| H2O2 | H2O | Н2O2+2ē+2Н+=2Н2О | +1,77 | |
| O2 | H202 | O2+2ē+2H+= H2O2 | +1,77 | |
| Со3+ | Co2+ | Со3++ē=Со2+ | +1,80 | |
| S2O82- | SO42- | S2O82-+2ē=2SO42- | +2,05 | |
| 03 | 02 | О3+2ē-+2Н4=О2+Н2О | +2,07 | |
| МпO42- | MnO2 | МпО42-+2е-+4Н+=МпО2+2Н2О | +2,26 | |
| F2 | F¯ | F2+2ē=2F¯ | +2,85 | |
Таблица 3