16. Quale dei gas prelevati con la stessa massa occupa il volume maggiore nelle stesse condizioni:
17. Determinare la massa molare equivalente (g/mol) dello zolfo nell'ossido di zolfo (VI):
18. Qual è la frazione di massa (%) del metallo nell'ossido se la massa molare dell'equivalente metallico trivalente è 15 g/mol:
19. Qual è la massa molecolare relativa di un gas se questo gas è 2,2 volte più pesante dell'aria:
20. Quale delle seguenti equazioni è chiamata equazione di Mendeleev-Clapeyron:
3) PV = RT
21. Elenca 3 gas che hanno la stessa densità di qualsiasi altro gas:
1) CH4, SO2, CI2
2) DO2H4, CH4, FA2
3) CO, CI 2, H 2
4) CO, C2H4, N2
5)N2, CH4, H2
22. Quante moli di ossigeno si formano da 3 moli di clorato di potassio durante la sua completa decomposizione termica:
23. Quale quantità (mol) di FeS 2 sarà necessaria per ottenere 64 g di SO 2 secondo l'equazione:
4 FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2;
24. Quale massa (g) di carbonato di calcio verrà consumata per produrre 44,8 litri di anidride carbonica, misurata a condizioni ambientali:
1) 200,0;
25. L’equivalente dell’alluminio è:
1) atomo di alluminio;
2) 1/2 parte di atomo di alluminio;
3) 1/3 di atomo di alluminio;
4) due atomi di alluminio;
5) 1 mole di atomi di alluminio.
26. La legge di costanza della composizione delle sostanze vale per le sostanze:
1) con una struttura molecolare;
2) con struttura non molecolare;
3) con reticolo cristallino ionico;
4) con un reticolo cristallino atomico;
5) per ossidi e sali.
27. L'equivalente del magnesio è:
1) atomo di magnesio;
2) 1/2 parte di un atomo di magnesio;
3) 1/3 parte di un atomo di magnesio;
4) due atomi di magnesio;
5) 1 mole di atomi di magnesio.
28. Per neutralizzare 2,45 g di acido si consumano 2,80 g di idrossido di potassio. Definire
massa molare di acido equivalente:
1) 98 g/mol;
2) 36,5 g/mol;
3) 63 g/mol;
4) 40 g/mol;
G/mol.
Classificazione e nomenclatura dei composti inorganici
1) Na2O; CaO; CO2
2)SO3; CuO; CrO3
3)Mn2O7; CuO; CrO3
4) SO3; CO2; P2O5
5) Na20; H2O; CO2
30. Solo serie ossidi acidi:
1) CO2; SiO2; MnO; CrO3
2) V2O5; CrO3; TeO3; Mn2O7
3) CuO; SO2; NiO; MnO
4) CaO; P2O3; Mn2O7; Cr2O3
5) Na20; H2O; CuO; Mn2O7
31. Non può essere utilizzato per neutralizzare l'acido solforico:
1) bicarbonato di sodio;
2) ossido di magnesio;
3) cloruro di idrossimagnesio;
4) sodio idrogeno solfato;
5) ossido di sodio
32. Per neutralizzare l'acido solforico è possibile utilizzare:
2)Mg(OH)2
33. Usando un tubo di vetro, l'anidride carbonica viene espirata in soluzioni. Il cambiamento sarà nella soluzione:
3) Ca(OH)2;
34. Sciogliendo l'ossido corrispondente in acqua si ottiene:
35. In determinate condizioni, si forma sale nel caso di:
1) N2O5 +SO3;
4) H2SO4 +NH3;
36. Può formare sali acidi:
1) H3PO4;
37. Può formare sali basici:
2) Ba(OH)2;
38. Massa di calcare necessaria per produrre 112 kg di calce viva:
39. Reagisce con l'acqua:
2) CaO;
40. Solubile in acqua:
3) Ba(OH)2;
41. Per ottenere il fosfato di potassio, l'idrogenofosfato di potassio deve essere influenzato da:
42. Ossido acido:
3) Mn2O7;
43. Interagirà direttamente in una soluzione acquosa:
2) Cu(OH)2 e ZnO;
3) AI2O3 e HCI;
4) Rb 2 O e NaOH;
5) CaO e K2O.
44. Tutti i sali sono acidi nel gruppo:
1) KCI, CuOHCI, NaHSO4;
2) KAI(SO4)2, Na, Ca(HCO3)2;
3) CuS, NaHSO 3, Cu(HS) 2;
4) NaHCO3, Na2HPO4, NaH2PO4;
5) AIOHCI2, NaHCO3, NaCN.
45. Non forma sali acidi:
4) HPO3;
46. Il titolo è scritto in modo errato:
1) solfato ferroso;
2) solfato di potassio;
3) ferro (II) cloridrato;
4) cloruro di rame (I);
5) solfato di ammonio.
47. Separando acqua da un acido monobasico del peso di 16,0 g, formato da un elemento allo stato di ossidazione +5, si ottiene un ossido del peso di 14,56 g. L'acido è stato preso:
1) azoto;
2) metavanadio;
3) ortofosforico;
4) arsenico;
5) clorico.
48. Durante la calcinazione del metallo (III) del peso di 10,8 g in aria, è stato ottenuto un ossido metallico del peso di 20,4 g. Per la calcinazione è stato preso quanto segue:
2) alluminio AI;
3) ferro Fe;
4) scandio Sc;
5) sodio Na.
49. Segno che caratterizza l'acido cloridrico:
1) dibasico;
2) debole;
3) volatile;
4) contenente ossigeno;
5) acido – agente ossidante.
50. Acido dibasico:
1) azoto;
2) sale;
3) aceto;
4) cianuro;
Selenio.
51. Acido monoprotico:
1) selenio;
2) fosforo;
3) tellurio;
4) borico;
5) prussico
52. Si formano due tipi di sali acidi:
1) acido solforico;
2) acido ortofosforico;
3) acido metafosforico;
4) acido selenico;
5) acido solforoso.
53. Non forma sali acidi:
1) acido solforico;
2) acido ortofosforico;
3) acido metafosforico;
4) acido selenico;
5) acido solforoso.
54. Specificare il complesso cationico:
1) Na3;
3) K3;
4) CI3;
5) K2.
55. Complesso non elettrolitico:
1) Na3;
2) ;
3) K3;
4) CI3;
5) K2.
56. Complesso anionico:
1) esacianoferrato di potassio(III);
2) tetraclorodiamminaplatino (IV);
3) cloruro di diammina argento;
57. Non elettrolitico complesso:
1) esacianoferrato di potassio (III);
2) tetraclorodiamminaplatino (IV);
3) cloruro di diammina argento;
4) solfato di rame tetraammino (II);
5) cloruro di esaacquacromo (III).
58. Formula del cloruro di esaacquacromo (III):
1) Na3;
2) CI
3) CI2;
4) CI3;
5)K2Cr2O7 .
59. Formula del cloruro di esaaquacromo (II):
1) Na3;
2) CI
3) CI2; 3bl
4) CI3;
5)K2Cr2O7 .
60. Il sale giallo del sangue si riferisce a:
1) Agli acquacomplessi;
2) Idrata;
3) Agli acidocomplessi;
4) All'ammoniaca;
5) Ai chelati.
61. Il solfato di rame si riferisce a:
1) Agli acquacomplessi;
2) Idrata;
3) Agli acidocomplessi;
4) All'ammoniaca;
5) Ai chelati.
62. Per ottenere CaCO 3, è necessario aggiungere a una soluzione di Ca(HCO 3) 2:
1) Ca(OH)2;
“La struttura della materia e la legge periodica di D.I. Mendeleev"
63. Nel nucleo del più comune isotopo del piombo 207 neutroni Pb:
2) 125
64. Numero massimo di elettroni al livello n = 3:
65. Ad un livello energetico con n = 4 sottolivelli:
66. Numero di livelli energetici in un atomo di tungsteno:
67. Nel nucleo dell'atomo di osmio ci sono i protoni:
68. Il nucleo di un atomo di kripton contiene:
P e 44n
69. Numero di elettroni nello ione cromo:
70. Uno ione contenente 18 elettroni e 16 protoni ha una carica nucleare:
71. Il numero massimo di elettroni che possono occupare un orbitale 3s:
72. L'atomo ha la configurazione elettronica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1:
73. Le designazioni degli orbitali sono errate:
3) 1p, 2d
74. La particella ha la stessa configurazione elettronica dell'atomo di argon:
1) Ca2+
75. L'affinità elettronica è chiamata:
1) l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo non eccitato;
2) la capacità di un atomo di un dato elemento di attrarre la densità elettronica;
3) transizione di un elettrone ad un livello energetico più elevato;
4) rilascio di energia quando un elettrone si attacca a un atomo o ione;
5) energia del legame chimico.
76. Come risultato di una reazione nucleare 
si forma l'isotopo:
77. In un atomo di idrogeno, l'assorbimento di un fotone con energia minima richiede la transizione di un elettrone:
78. La natura corpuscolare-ondulatoria dell'elettrone è caratterizzata dall'equazione:
79. Per l'elettrone di valenza di un atomo di potassio, i possibili valori dei numeri quantici (n, l, ml , ms):
1) 4, 1, -1, - :
2) 4, 1, +1, + : 3bm
3) 4, 0, 0, + :
4) 5, 0, +1, + :
80. Carica del nucleo di un atomo la cui configurazione degli elettroni di valenza nello stato fondamentale è ...4d 2 5s 2:
81. Il numero quantico principale n determina:
1) la forma della nuvola elettronica;
2) energia degli elettroni;
82. Il numero quantico orbitale l determina:
1) la forma della nuvola elettronica;
2) energia degli elettroni;
3) orientamento della nube elettronica nello spazio;
4) rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse;
5) ibridazione della nuvola elettronica.
83. Il numero quantico magnetico m determina:
1) la forma della nuvola elettronica;
2) energia degli elettroni;
3) orientamento della nube elettronica nello spazio;
4) rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse;
5) ibridazione della nuvola elettronica.
84. Il numero quantico di spin m s determina:
1) la forma della nuvola elettronica;
2) energia degli elettroni;
3) orientamento della nube elettronica nello spazio;
4) rotazione dell'elettrone attorno al proprio asse;
5) ibridazione della nuvola elettronica.
85. Durante il decadimento, il nucleo di un atomo di un elemento radioattivo emette:
1) elettrone;
2) positrone;
4) due protoni;
5) due neutroni.
86. Durante il decadimento, il nucleo di un atomo di un elemento radioattivo emette:
1) elettrone;
2) positrone;
3) due protoni e due neutroni combinati nel nucleo di un atomo di elio;
4) due protoni;
5) due neutroni.
87. Durante il decadimento + -, il nucleo di un atomo di un elemento radioattivo emette:
1) elettrone;
2) positrone;
3) due protoni e due neutroni combinati nel nucleo di un atomo di elio;
4) due protoni;
5) due neutroni.
88. L'orbitale atomico ha il valore più piccolo della somma (n + l):
89. L'orbitale atomico ha il valore più grande della somma (n + l)
90. L'atomo di azoto sarà più stabile se al sottolivello 2p saranno distribuiti tre elettroni, uno in ciascun orbitale. Questo corrisponde al contenuto:
2) Principio di Pauli;
3) Regole di Hund;
4) 1a regola di Klechkovsky;
5) 2a regola di Klechkovsky.
91. Il ventunesimo elettrone dell'atomo di scandio si trova nel sottolivello 3d e non nel sottolivello 4p. Questo corrisponde al contenuto:
1) Il principio di minima energia;
2) Principio di Pauli;
3) Regole di Hund;
4) 1a regola di Klechkovsky;
5) 2a regola di Klechkovsky.
92. Il diciannovesimo elettrone dell'atomo di potassio si trova nel sottolivello 4s e non nel sottolivello 3d. Questo corrisponde al contenuto:
1) Il principio di minima energia;
2) Principio di Pauli;
3) Regole di Hund;
4) 1a regola di Klechkovsky;
5) 2a regola di Klechkovsky.
93. L'unico elettrone dell'atomo di idrogeno nello stato fondamentale si trova al primo livello energetico. Questo corrisponde al contenuto:
1) Il principio di minima energia;
2) Principio di Pauli;
3) Regole di Hund;
4) 1a regola di Klechkovsky;
5) 2a regola di Klechkovsky.
94. Il numero massimo di elettroni al secondo livello energetico degli atomi degli elementi
è uguale a 8. Ciò corrisponde al contenuto:
1) Il principio di minima energia;
2) Principio di Pauli;
3) Regole di Hund;
4) 1a regola di Klechkovsky;
5) 2a regola di Klechkovsky.
95. Uno dei meccanismi per la formazione di un legame covalente:
1) radicale;
2) scambio;
3) molecolare;
4) ionico;
5) catena.
96. Un esempio di una molecola non polare avente un legame covalente polare sarebbe:
4) CCl4
97. Molecola non polare:
98. Nella serie delle molecole LiF - BeF 2 - BF 3 - CF 4 - NF 3 - OF 2 - F 2:
1) la natura del collegamento non cambia;
2) viene esaltata la natura ionica del legame;
3) la natura covalente del legame si indebolisce;
4) la natura covalente del legame viene rafforzata;
5) non esiste una risposta corretta.
99. Un legame covalente si forma in una molecola mediante un meccanismo donatore-accettore:
2) CCl4;
3) NH4C1;
4) NH3;
100. In una molecola di azoto si formano:
1) solo - connessioni;
2) solo - connessioni;
3) entrambe - e - connessioni;
4) legame singolo;
5) doppio legame.
101. La molecola del metano ha la struttura:
1) piatto;
2) tetraedrico;
3) piramidale;
4) quadrato;
102. La formazione di un reticolo ionico è caratteristica di:
1) ioduro di cesio;
2) grafite;
3) naftalene;
4) diamante;
103. Quale delle seguenti sostanze è caratterizzata dalla formazione di un reticolo atomico:
1) nitrato di ammonio;
2) diamante;
4) cloruro di sodio;
5) sodio.
104. Gli elementi chimici sono disposti in ordine crescente di elettronegatività
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. Gli orbitali di valenza dell'atomo di berillio nella molecola di idruro di berillio ... sono ibridati
106. La molecola di idruro di berillio ha la struttura:
1) quadrato
Piatto
3) tetraedrico
5) sferico.
107. Gli orbitali di valenza dell'atomo di boro nella molecola BF 3 sono ibridati come segue:
108. Quale molecola è la più forte?
109. Quale delle seguenti molecole ha il dipolo più grande?
110. Quale configurazione spaziale ha la molecola durante l'ibridazione sp 2 di AO:
1) lineare
2) tetraedro
3) appartamento quadrato
Trigonale piatto
111. La molecola ha una struttura ottaedrica se avviene la seguente ibridazione
3) d2 sp3
112. La moderna teoria della struttura atomica si basa sui concetti di:
1) meccanica classica;
2) meccanica quantistica;
3) Teoria di Bohr;
4) elettrodinamica;
5) cinetica chimica.
113. Tra i seguenti, le caratteristiche degli atomi degli elementi cambiano periodicamente:
1) carica del nucleo atomico
2) massa atomica relativa;
3) il numero di livelli energetici in un atomo;
4) numero di elettroni al livello energetico esterno;
5) numero totale di elettroni.
114. All'interno di un periodo, l'aumento del numero di serie di un elemento è solitamente accompagnato da:
1) una diminuzione del raggio atomico e un aumento dell'elettronegatività dell'atomo;
2) un aumento del raggio atomico e una diminuzione dell'elettronegatività dell'atomo;
3) una diminuzione del raggio atomico e una diminuzione dell'elettronegatività dell'atomo
4) un aumento del raggio atomico e un aumento dell'elettronegatività dell'atomo
5) una diminuzione dell'elettronegatività.
115. L'atomo di quale elemento cede più facilmente un elettrone:
1) sodio, numero di serie 11;
2) magnesio, numero di serie 12;
3) alluminio, numero di serie 13;
4) silicio, numero di serie 14;
5) zolfo, numero di serie 16.
116. Gli atomi degli elementi del gruppo IA del sistema periodico degli elementi hanno lo stesso numero:
1) elettroni al livello elettronico esterno;
2) neutroni;
3) tutti gli elettroni;
4) gusci elettronici;
5) protoni.
117. Quale dei seguenti elementi prende il nome dal paese:
118. Quale serie comprende solo elementi transitori:
1) elementi 11, 14, 22, 42;
2) elementi 13, 33, 54, 83;
3) elementi 24, 39, 74, 80;
4) elementi 19, 32, 51, 101;
5) elementi 19, 20, 21, 22.
119. L'atomo di quale degli elementi del gruppo VA ha il raggio massimo:
2) fosforo;
3) arsenico;
4) bismuto;
5) antimonio.
120. Quale serie di elementi è presentata in ordine di raggio atomico crescente:
1) O, S, Se, Te;
3) Na, Mg, AI, Si;
4) J, Br, CI, F;
5) Sc, Te, V, Cr.
121. Carattere metallico delle proprietà degli elementi della serie Mg – Ca – Sr – Ba
1) diminuisce;
2) aumenta;
3) non cambia;
4) diminuisce e poi aumenta;
5) aumenta e poi diminuisce.
122. Proprietà di base degli idrossidi degli elementi del gruppo JA all'aumentare del numero atomico
1) diminuzione,
2) aumento,
3) rimangono invariati,
4) diminuire e poi aumentare,
5) aumentare e poi diminuire.
123. Sostanze semplici di cui gli elementi hanno la maggiore somiglianza di proprietà fisiche e chimiche:
3) F, CI;
124. L’esistenza di quale dei seguenti elementi era stata prevista dal D.I. Mendeleev:
3) Sc, Ga, Ge;
125. Ciò che distingue i periodi grandi da quelli piccoli:
1) la presenza di metalli alcalini;
2) assenza di gas inerti;
3) la presenza di elementi d ed f;
4) la presenza di non metalli;
5) la presenza di elementi con proprietà metalliche.
126.Come determinare il periodo in cui si trova un dato elemento utilizzando la formula elettronica di un elemento:
1) dal valore del numero quantico principale del livello di energia esterna;
2) dal numero di elettroni di valenza;
3) dal numero di elettroni nel livello energetico esterno;
4) dal numero di sottolivelli nel livello di energia esterna;
5) dal valore del sottolivello dove si trova l'ultimo elettrone di valenza.
127. Quale elemento ha il potenziale di ionizzazione più basso:
128. Un elemento chimico del terzo periodo forma un ossido superiore di composizione E 2 O 3. Come sono distribuiti gli elettroni in un atomo di un dato elemento?
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.Quale elemento chimico costituisce la base con le proprietà più pronunciate
1) calcio
3) alluminio
Potassio
5) berillio
130. Un elemento chimico ha la seguente distribuzione degli elettroni attraverso gli strati elettronici nell'atomo 2.8.6. Che posizione occupa nella tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev:
1) 6° periodo 6° girone
Gruppo del periodo 6
3) 2° periodo 6° girone
4) 3° periodo 2° girone
5) 2° periodo 8° gruppo
131. I numeri quantici dell’ultimo elettrone nell’atomo di un elemento sono n = 5, l = 1, m = -1, m s = - . Dove si trova questo elemento nella tavola periodica?
1) 5° periodo, primo gruppo
2) 5° periodo, sottogruppo principale del 4° gruppo
3) 4° periodo, sesto girone
periodo, sesto gruppo sottogruppo principale
5) 5° periodo, sesto gruppo - sottogruppo secondario.
132. Formula dell'ossido più alto dell'elemento chimico EO 2. Quale gruppo del sottogruppo principale del sistema periodico degli elementi chimici appartiene a D.I. Questo elemento appartiene a Mendeleev?
Il quarto
5) sesto.
133. Dall'elenco fornito di elementi - Li, Na, Ag, Au, Ca, Ba - i metalli alcalini includono:
1) tutti i metalli;
2) Li, Na;
3) Li, Na, Ag, Au;
134. Nella serie da Li a Fr:
1) le proprietà metalliche vengono migliorate;
2) diminuzione delle proprietà metalliche;
3) il raggio atomico diminuisce;
4) viene rafforzata la connessione degli elettroni di valenza con il nucleo;
5) l'attività verso l'acqua diminuisce
135. La sequenza degli elementi non si applica ai metalli:
3) B, As, Te;
136. Con l'aumentare del numero atomico dell'elemento aumentano le proprietà acide degli ossidi N 2 O 3 - P 2 O 3 - As 2 O 3
Sb2O3 - Bi2O3
1) intensificare;
2) indebolire;
3) rimangono invariati;
4) rafforzare, quindi indebolire;
5) indebolire, quindi rafforzare.
137. La molecola dell'ammoniaca ha la forma:
1) curvo;
2) lineare;
3) planare;
4) piramidale;
138. Nella serie C-Si-Ge-Sn-Pb, caratteristiche non metalliche degli elementi:
1) aumento;
2) indebolire;
3) non cambiare;
4) aumentare e poi diminuire;
5) indebolirsi e poi aumentare.
139. Gli orbitali di valenza dell'atomo di carbonio nella molecola di metano CH4 possono essere descritti sulla base di
idee sul tipo di ibridazione (sp; sp 2; sp 3; d 2 sp 3; dsp 2).
In questo caso la molecola di metano ha la forma:
1) lineare;
2) piatto;
3) tetraedrico;
5) quadrato.
140. Gli orbitali di valenza dell'atomo di silicio nella molecola di silano SiH 4 possono essere descritti in base al concetto di ibridazione del tipo (sp; sp 2 ; sp 3 ; d 2 sp 3 ; dsp 2).
Pertanto, la molecola di silano ha la forma:
1) lineare;
2) piatto;
3) tetraedrico;
5) quadrato.
141.Qual è il numero massimo di legami covalenti che un atomo di azoto può formare:
142. L'atomo di azoto di una molecola di ammoniaca con uno ione idrogeno forma:
1) legame ionico;
2) legame covalente mediante meccanismo di scambio;
3) legame covalente non polare;
4) legame covalente attraverso il meccanismo donatore-accettore;
5) legame idrogeno.
143. Quale affermazione è falsa:
4) Il legame ionico è saturabile;
144. Quale affermazione è falsa:
1) Il legame covalente è saturabile;
2) Il legame covalente ha direzionalità;
3) Il legame ionico è insaturabile;
4) Il legame ionico è direzionale;
5) Il legame ionico non è direzionale.
“Regolarità dei processi chimici e loro energia”
145. Quali cambiamenti nella temperatura T e nella pressione P contribuiscono alla formazione di CO secondo la reazione C(solido) + CO 2 (g) 2CO (g) -119,8 kJ:
1) aumento di T e aumento di P;
2) aumento di T e diminuzione di P;
3) diminuzione di T e aumento di P;
4) diminuzione di T e diminuzione di P;
5) aumento di R.
146. Quante volte aumenterà la velocità di una reazione chimica quando la temperatura aumenta di 30 0, se il coefficiente di temperatura della velocità è 2?
147. Di quanti gradi deve essere abbassata la temperatura affinché la velocità di reazione diminuisca di 27 volte, se il coefficiente di temperatura della velocità è 3?
148. Quante volte aumenterà la velocità di reazione X+ 2Y = Z con l'aumentare della concentrazione
E 3 volte?
149. Quante volte aumenterà la velocità della reazione diretta rispetto alla velocità della reazione inversa nel sistema 2NO + O 2 2NO 2 quando la pressione raddoppia?
150. Specificare l'espressione corretta per la velocità del sistema: 2Cr+3Cl 2 = 2CrCl 3
5) v=k[A][C].
154. Un catalizzatore accelera una reazione chimica a causa di:
1) diminuzione dell'energia di attivazione;
2) aumentare l'energia di attivazione;
3) ridurre il calore di reazione;
4) aumento della concentrazione;
5) tutte le risposte sono errate.
155. L'equilibrio della reazione Fe 3 O 4 +4CO «3Fe +4CO 2 -43,7 kJ si sposta a sinistra:
1) quando la temperatura scende;
2) con l'aumento della temperatura;
3) con pressione crescente;
4) con concentrazione crescente di sostanze di partenza;
5) quando si aggiunge un catalizzatore.
156. Quante volte aumenterà la velocità di una reazione chimica quando la temperatura aumenta di 30 0, se il coefficiente di temperatura della velocità è 3?
157. Di quanti gradi deve essere aumentata la temperatura affinché la velocità di reazione aumenti di 27 volte, se il coefficiente di temperatura della velocità è 3?
158. Quante volte aumenta la velocità della reazione X+2Y=Z quando la concentrazione di X aumenta di 3 volte?
159. Quante volte aumenterà la velocità della reazione diretta rispetto alla velocità della reazione inversa nel sistema 2CO+O 2 2CO 2 quando la pressione raddoppia?
160. Come aumenterà la velocità della reazione del gas 2NO 2 =N 2 O 4 con un aumento della concentrazione di NO 2 di 5 volte?
161. Quante volte diminuirà la velocità della reazione del gas 2NO+O 2 =2NO 2 quando la miscela di gas reagenti viene diluita 3 volte?
162. Di quanti gradi deve essere abbassata la temperatura affinché la velocità di reazione diminuisca di 81 volte con un coefficiente di temperatura di 3?
163. Quante volte aumenterà la velocità della reazione 2NO+O 2 =2NO 2 quando la pressione nel sistema aumenta di 4 volte?
164. Quante volte aumenterà la velocità della reazione diretta rispetto alla velocità della reazione inversa nel sistema 2NO+O 2 2NO 2 quando la pressione nel sistema aumenta di 5 volte?
165. Come cambierà la velocità della reazione 2SO 2.g + O 2.g 2SO 3.g con l'aumentare della concentrazione 1) aumenterà di 3 volte; 2) aumenterà di 9 volte; 3) diminuirà di 3 volte; 4) diminuirà di 9 volte; 5) non cambierà. 166. Come cambierà la velocità della reazione 2O 3.g 3O 2.g quando la pressione raddoppia? 1) diminuirà di 2 volte; 2) diminuirà di 8 volte; 3) aumenterà di 4 volte; 4) diminuirà di 4 volte; 5) aumenterà di 2 volte. 167. Come cambierà la velocità della reazione 2NO g + O 2.g 2NO 2.g con una diminuzione simultanea concentrazione di NO e O 2 2 volte? 1) aumenterà di 2 volte; 2) diminuirà di 2 volte; 3) aumenterà di 2 4 volte; 4) diminuirà di 2 4 volte; Diminuirà di 8 volte. 168. Come cambierà la velocità della reazione diretta H 2 O, g H 2, g + O 2, g se la pressione nel sistema aumenta di 4 volte? 1) aumenterà di 2 volte; 2) diminuirà di 2 volte; 3) non cambierà; 4) aumenterà di 4 volte; 5) diminuirà di 4 volte. 169. La legge dell’azione di massa è stata scoperta: 1) M.V. Lomonosov 2) G.I. Hessom 3) J.W. Gibbs K. Guldberg e P. Waage 5) Van't - Hoff 170. Quale dei seguenti sistemi è omogeneo Soluzione di cloruro di sodio 2) acqua ghiacciata 3) soluzione satura con sedimento 4) carbone e zolfo nell'atmosfera dell'aria 5) una miscela di benzina e acqua 171. Il valore della costante di velocità di una reazione chimica non dipende 1) dalla natura delle sostanze reagenti 2) sulla temperatura 3) dalla presenza di catalizzatori Dalla concentrazione delle sostanze 5) da qualsiasi fattore 172. L'energia di attivazione è 1) l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo 2) l'energia in eccesso che le molecole devono avere per 1 mole affinché il loro urto porti alla formazione di una nuova sostanza 3) potenziale di ionizzazione 4) energia che viene rilasciata a seguito della reazione 5) energia che viene rilasciata quando un elettrone si attacca a un atomo. 173. L'aumento della velocità di reazione all'aumentare della temperatura è solitamente caratterizzato da: 1) costante di velocità di una reazione chimica 2) costante di equilibrio chimico Il sottogruppo principale del gruppo V della tavola periodica comprende azoto, fosforo, arsenico, antimonio e bismuto. Questi elementi, avendo cinque elettroni nello strato esterno dell'atomo, sono generalmente caratterizzati come non metalli. Tuttavia, la loro capacità di attaccare gli elettroni è molto meno pronunciata di quella dei corrispondenti elementi dei gruppi VI e VII. A causa della presenza di cinque elettroni esterni, la più alta ossidazione positiva degli elementi di questo sottogruppo è -5, e quella negativa - 3. A causa dell'elettronegatività relativamente inferiore, il legame degli elementi in questione con l'idrogeno è meno polare di quello legame con l'idrogeno degli elementi dei gruppi VI e VII. Pertanto, i composti idrogeno di questi elementi non eliminano gli ioni idrogeno H in una soluzione acquosa e quindi non hanno proprietà acide. Le proprietà fisiche e chimiche degli elementi del sottogruppo dell'azoto cambiano con l'aumentare del numero atomico nella stessa sequenza osservata nei gruppi precedentemente considerati. Ma poiché le proprietà non metalliche sono meno pronunciate che nell'ossigeno e, soprattutto, nel fluoro, queste proprietà indebolirsi quando si passa agli elementi successivi comporta la comparsa e l'aumento delle proprietà metalliche. Questi ultimi sono già evidenti nell'arsenico, l'antimonio ha entrambe le proprietà approssimativamente allo stesso modo, e nel bismuto le proprietà metalliche predominano su quelle non metalliche. DESCRIZIONE DEGLI ELEMENTI. AZOTO(dal greco ázōos - senza vita, lat. Nitrogenium), N, elemento chimico del gruppo V del sistema periodico Mendeleev, numero atomico 7, massa atomica 14.0067; gas incolore, inodore e insapore. Riferimento storico. I composti dell'azoto - salnitro, acido nitrico, ammoniaca - erano conosciuti molto prima che l'azoto fosse ottenuto allo stato libero. Nel 1772, D. Rutherford, bruciando fosforo e altre sostanze in una campana di vetro, dimostrò che il gas rimasto dopo la combustione, che chiamò "aria soffocante", non supporta la respirazione e la combustione. Nel 1787 A. Lavoisier stabilì che i gas “vitali” e “asfissianti” che compongono l'aria sono sostanze semplici e propose il nome “azoto”. Nel 1784 G. Cavendish dimostrò che l'azoto fa parte del salnitro; Da qui il nome latino azoto (dal tardo latino nitrum - salnitro e dal greco gennao - parto, produco), proposto nel 1790 da J. A. Chaptal. Entro l'inizio del 19 ° secolo. È stata chiarita l'inerzia chimica dell'azoto allo stato libero e il suo ruolo esclusivo nei composti con altri elementi come azoto legato. Da allora, il “legame” dell’azoto nell’aria è diventato uno dei problemi tecnici più importanti della chimica. Prevalenza in natura. L'azoto è uno degli elementi più comuni sulla Terra e la maggior parte di esso (circa 4´1015 tonnellate) è concentrato allo stato libero nell'atmosfera. Nell'aria, l'azoto libero (sotto forma di molecole di N2) è pari al 78,09% in volume (o 75,6% in massa), senza contare le sue impurità minori sotto forma di ammoniaca e ossidi. Il contenuto medio di azoto nella litosfera è 1,9´10-3% in massa. Composti naturali dell'azoto. - cloruro di ammonio NH4Cl e vari nitrati (vedi Salnitro.) Grandi accumuli di salnitro sono caratteristici di un clima desertico secco (Cile, Asia centrale). Per molto tempo il nitrato è stato il principale fornitore di azoto per l'industria (ora la sintesi industriale dell'ammoniaca dall'azoto atmosferico e dall'idrogeno è di primaria importanza per la fissazione dell'azoto). Piccole quantità di azoto fisso si trovano nel carbone (1-2,5%) e nel petrolio (0,02-1,5%), nonché nelle acque di fiumi, mari e oceani. L'azoto si accumula nel suolo (0,1%) e negli organismi viventi (0,3%). Sebbene il nome "azoto" significhi "non sostenitore della vita", in realtà è un elemento essenziale per la vita. Le proteine animali e umane contengono il 16-17% di azoto. Negli organismi degli animali carnivori, le proteine si formano a causa del consumo di sostanze proteiche presenti negli organismi degli animali erbivori e nelle piante. Le piante sintetizzano le proteine assimilando le sostanze azotate contenute nel terreno, prevalentemente inorganiche. Quantità significative di azoto entrano nel suolo grazie a microrganismi che fissano l'azoto e sono in grado di convertire l'azoto libero presente nell'aria in composti azotati. In natura esiste un ciclo dell'azoto, in cui il ruolo principale è svolto dai microrganismi: nitrofizzazione, denitrofizzazione, fissazione dell'azoto, ecc. Tuttavia, a seguito dell'estrazione di enormi quantità di azoto fisso dal suolo da parte delle piante (soprattutto con l’agricoltura intensiva), i terreni si impoveriscono di azoto. La carenza di azoto è tipica dell’agricoltura in quasi tutti i paesi; la carenza di azoto si osserva anche nell’allevamento degli animali (“fame di proteine”). Su terreni poveri di azoto disponibile, le piante si sviluppano male. I fertilizzanti azotati e l’alimentazione proteica degli animali sono i mezzi più importanti per rilanciare l’agricoltura. Le attività economiche umane interrompono il ciclo dell’azoto. Pertanto, la combustione del carburante arricchisce l’atmosfera di azoto e le fabbriche che producono fertilizzanti legano l’azoto dall’aria. Il trasporto di fertilizzanti e prodotti agricoli ridistribuisce l’azoto sulla superficie della terra. L’azoto è il quarto elemento più abbondante nel sistema solare (dopo idrogeno, elio e ossigeno). Isotopi, atomo, molecola. L'azoto naturale è costituito da due isotopi stabili: 14N (99,635%) e 15N (0,365%). L'isotopo 15N viene utilizzato nella ricerca chimica e biochimica come atomo marcato. Tra gli isotopi radioattivi artificiali dell'azoto, il 13N ha l'emivita più lunga (T1/2 - 10,08 min), gli altri hanno vita molto breve. Negli strati superiori dell'atmosfera, sotto l'influenza dei neutroni della radiazione cosmica, il 14N si trasforma nell'isotopo radioattivo del carbonio 14C. Questo processo viene utilizzato anche nelle reazioni nucleari per produrre 14C. Il guscio elettronico esterno dell'atomo di azoto. è costituito da 5 elettroni (una coppia solitaria e tre spaiati - configurazione 2s22p3). Molto spesso azoto. nei composti è 3-covalente a causa degli elettroni spaiati (come nell'ammoniaca NH3). La presenza di una coppia solitaria di elettroni può portare alla formazione di un altro legame covalente e l'azoto diventa 4-covalente (come nello ione ammonio NH4+). Gli stati di ossidazione dell'azoto variano da +5 (in N205) a -3 (in NH3). In condizioni normali, allo stato libero, l'azoto forma una molecola di N2, dove gli atomi di N sono collegati da tre legami covalenti. La molecola di azoto è molto stabile: la sua energia di dissociazione in atomi è di 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol), quindi, anche ad una temperatura di circa 3300°C, il grado di dissociazione è pari all'azoto. è solo dello 0,1% circa. Proprietà fisiche e chimiche. L'azoto è leggermente più leggero dell'aria; densità 1,2506 kg/m3 (a 0°C e 101325 n/m2 o 760 mm Hg), punto di fusione -209,86°C, punto di ebollizione -195,8°C. A. si liquefa con difficoltà: la sua temperatura critica è piuttosto bassa (-147,1 °C), e la sua pressione critica è alta 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); La densità dell'azoto liquido è di 808 kg (m3. L'azoto è meno solubile in acqua dell'ossigeno: a 0°C, 23,3 g di azoto si sciolgono in 1 m3 di H2O. L'azoto è solubile in alcuni idrocarburi meglio che in acqua. L'azoto interagisce solo con metalli attivi come litio, calcio, magnesio se riscaldato a temperature relativamente basse. L'azoto reagisce con la maggior parte degli altri elementi ad alte temperature e in presenza di catalizzatori. I composti dell'azoto con l'ossigeno N2O, NO, N2O3, NO2 e N2O5 sono stati ben studiati. Da questi, durante l'interazione diretta degli elementi (4000°C), si forma ossido di NO che, raffreddandosi, viene facilmente ossidato ulteriormente a biossido di NO2. Nell'aria si formano ossidi di azoto durante le scariche atmosferiche. Possono anche essere ottenuti esponendo una miscela di azoto e ossigeno a radiazioni ionizzanti. Quando le anidridi nitrose N2O3 e le anidridi nitriche N2O5 vengono sciolte in acqua, si ottengono rispettivamente acido nitroso HNO2 e acido nitrico HNO3, formando sali: nitriti e nitrati. L'azoto si combina con l'idrogeno solo ad alte temperature e in presenza di catalizzatori e si forma ammoniaca NH3. Oltre all'ammoniaca sono noti numerosi altri composti dell'azoto con idrogeno, ad esempio l'idrazina H2N-NH2, la diimmide HN-NH, l'acido idronitrico HN3(H-N-NºN), l'ottazone N8H14, ecc.; La maggior parte dei composti di azoto e idrogeno vengono isolati solo sotto forma di derivati organici. L'azoto non interagisce direttamente con gli alogeni, quindi tutti gli alogenuri di azoto si ottengono solo indirettamente, ad esempio il fluoruro di azoto NF3- quando il fluoro reagisce con l'ammoniaca. Di norma, gli alogenuri di azoto sono composti poco stabili (ad eccezione di NF3); Gli ossialogenuri di azoto sono più stabili: NOF, NOCI, NOBr, N02F e NO2CI. Nemmeno l'azoto si combina direttamente con lo zolfo; lo zolfo azotato N4S4 si ottiene come risultato della reazione dello zolfo liquido con l'ammoniaca. Quando la coca cola reagisce con l'azoto, si forma il cianogeno (CN).;. Riscaldando l'azoto con acetilene C2H2 a 1500°C, si può ottenere l'acido cianidrico HCN. L'interazione dell'azoto con i metalli ad alte temperature porta alla formazione di nitruri (ad esempio Mg3N2). Azoto (lat. Azoto - che dà origine al nitrato), un elemento chimico del secondo periodo del gruppo 5, il sottogruppo principale del sistema periodico, numero atomico 7, massa atomica 14.0067. Nella sua forma libera è un gas incolore, inodore e insapore; è scarsamente solubile in acqua. È costituito da molecole biatomiche di N2 ad alta resistenza. Si riferisce ai non metalli. L'azoto naturale è costituito dai nuclidi 14N (il contenuto nella miscela è del 99,635% in peso) e 15N. La configurazione dello strato elettronico esterno è 2s2 2p3. Il raggio dell'atomo di azoto neutro è 0,074 nm, il raggio degli ioni: N3- - 0,132; N3+ - 0,030 e N5+ - 0,027 nm. Le energie di ionizzazione sequenziale di un atomo di azoto neutro sono rispettivamente 14,53; 29,60; 47,45; 77,47 e 97,89 eV. Secondo la scala Pauling l'elettronegatività dell'azoto è 3,05. Il tipo di reticolo cristallino è molecolare.
Chimicamente, l'azoto è abbastanza inerte e a temperatura ambiente reagisce solo con il litio metallico per formare nitruro di litio solido Li3N. 6Li+N22Li3N. Nei composti presenta diversi stati di ossidazione (da -3 a +5). Con l'idrogeno forma ammoniaca NH3, N2+3H2 2NH3. L'idrazina N2H4 e l'acido idronitrico HN3 si ottengono indirettamente (non da sostanze semplici). I sali di questo acido sono azidi. Sono noti diversi ossidi di azoto. L'azoto non reagisce direttamente con gli alogeni; NF3, NCl3, NBr3 e NI3, nonché diversi ossialogenuri (composti che, oltre all'azoto, contengono sia atomi di alogeno che di ossigeno, ad esempio NOF3) si ottengono indirettamente.
Gli alogenuri di azoto sono instabili e si decompongono facilmente se riscaldati (alcuni durante lo stoccaggio) in sostanze semplici. Pertanto, NI3 precipita quando si combinano soluzioni acquose di ammoniaca e tintura di iodio. Anche con un leggero urto, NI3 secco esplode: 2NI3 N2+3I2. L'azoto non reagisce con lo zolfo, il carbonio, il fosforo, il silicio e alcuni altri non metalli. Quando riscaldato, l'azoto reagisce con il magnesio e i metalli alcalino terrosi, formando nitruri salini della formula generale M3N2, che si decompongono con acqua per formare i corrispondenti idrossidi e ammoniaca, ad esempio: Ca3N2+6H2O 3Ca(OH)2+2NH3
I nitruri di metalli alcalini si comportano in modo simile. L'interazione dell'azoto con i metalli di transizione porta alla formazione di nitruri solidi simili a metalli di varie composizioni. Ad esempio, quando ferro e azoto interagiscono, si formano nitruri di ferro della composizione Fe2N e Fe4N. Riscaldando l'azoto con acetilene C2H2, si può ottenere l'acido cianidrico HCN. Tra i composti inorganici complessi dell'azoto, i più importanti sono l'acido nitrico HNO3, i suoi sali nitrati, nonché l'acido nitroso HNO2 e i suoi sali nitriti. N2+O2 2NO3Ca+N2 Ca3N2 2NO+O2 2NO2 4NO2+O2+2H2O 4HNO3
In natura, l'azoto libero (molecolare) fa parte dell'aria atmosferica (nell'aria 78,09% in volume e 75,6% in massa di azoto) e in forma legata - nella composizione di due nitrati: sodio NaNO3 (nitrato cileno) e potassio KNO3 (salnitro indiano) - e una serie di altri composti. L'azoto è al 17° posto in termini di abbondanza nella crosta terrestre, rappresentando lo 0,0019% della massa della crosta terrestre. Nonostante il nome, l'azoto è presente in tutti gli organismi viventi (1-3% in peso secco), essendo l'elemento biogenico più importante. Fa parte delle molecole di proteine, acidi nucleici, coenzimi, emoglobina, clorofilla e molte altre sostanze biologicamente attive. Alcuni cosiddetti microrganismi che fissano l’azoto sono in grado di assimilare l’azoto molecolare dall’aria, convertendolo in composti utilizzabili da altri organismi.
Nell'industria, l'azoto si ottiene dall'aria. Per fare ciò, l'aria viene prima raffreddata, compressa e l'aria liquida viene sottoposta a distillazione. Il punto di ebollizione dell'azoto è leggermente inferiore (-195,8) rispetto all'altro componente dell'aria, l'ossigeno (-182,9), quindi quando l'aria liquida viene riscaldata con attenzione, l'azoto evapora per primo. Il gas di azoto viene fornito ai consumatori in forma compressa (150 atm. o 15 MPa) in bombole nere con la scritta gialla "azoto". Conservare l'azoto liquido in palloni Dewar. In laboratorio, l'azoto puro (“chimico”) si ottiene riscaldando una soluzione satura di cloruro di ammonio NH4Cl in nitrito di sodio solido NaNO2: NaNO2+NH4Cl NaCl+N2+2H2O. Puoi anche riscaldare il nitrito di ammonio solido: NH4NO2 N2+2H2O
Nell'industria, l'azoto gassoso viene utilizzato principalmente per produrre ammoniaca. Essendo un gas chimicamente inerte, l'azoto viene utilizzato per fornire un ambiente inerte in vari processi chimici e metallurgici, quando si pompano liquidi infiammabili. L'azoto liquido è ampiamente usato come refrigerante; è usato in medicina, soprattutto in cosmetologia. I fertilizzanti minerali azotati sono importanti per mantenere la fertilità del suolo.
Ossido nitrico (1) Protossido di azoto N2O, “gas esilarante” Proprietà fisiche: Gas, incolore, odore dolciastro, sapore gradevole, solubile in acqua, temperatura di fusione = -91 C, temperatura di ebollizione = -88,5 C, anestetico, più pesante dell'aria, non infiammabile, non supporta la combustione. Preparazione di NH4NO3 NO2 + 2H2O Proprietà chimiche: 1) Si decompone a 700 C liberando ossigeno: 2N2O 2N2 + O2 Supporta quindi la combustione ed è un agente ossidante
2) Con idrogeno: N2O + H2 N2 + H2O 3) Ossido nitrico non formante sale (2) NO ossido di azoto Proprietà fisiche: Gas, incolore, scarsamente solubile in acqua, punto di fusione = -164 C, punto di ebollizione = -152 C Ricevuta: 1 )Ossidazione catalitica dell'ammoniaca (metodo industriale) 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2) 3Cu + 8HNO3 (diluito) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3) Durante un temporale N2 + O2 2NO
Proprietà chimiche: 1) Facilmente ossidabile dall'ossigeno e dagli alogeni 2NO + O2 2NO2 2NO + Cl2 2NOCl (cloruro di nitrosile) 2) Agente ossidante 2NO + 2SO2 2SO3 + N2 3) Non formante sale Ossido nitrico (3) Anidride nitrica N2O3 Proprietà fisiche : Liquido blu scuro (a basse temperature), termicamente instabile, tmelt = -102 C, tbp. = 3,5 C. Sopra tbp. Si decompone in NO e NO2, N2O3 corrisponde all'acido nitroso (HNO2), che esiste solo in soluzioni acquose diluite.
Preparazione: NO2 + NO N2O3 Proprietà chimiche: Tutte le proprietà degli ossidi acidi N2O3 + 2NaOH 2NaNO2(nitrito di sodio) + H2O Ossido nitrico (4) NO2 biossido di azoto, biossido di azoto Proprietà fisiche: Marrone, gas velenoso, irritante, odore pungente, soffocante, aria più pesante, forte agente ossidante, tossico, punto di fusione = -11,2 C, punto di ebollizione = 21 C Preparazione: 1) 2NO + O2 2NO2 2) Сu + 4HNO3 (conc.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Proprietà chimiche: 1) Ossido acido con acqua 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3 con alcali 2NO2 + 2NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O 2) Agente ossidante NO2 + SO2 SO3 + NO 3) Dimerizzazione 2NO2 (gas bruno) N2O4 (liquido incolore) Ossido nitrico (5) Anidride nitrica N2O5
Proprietà fisiche: esplosivo cristallino bianco, forte agente ossidante, sostanza volatile e instabile. Preparazione: 1) 2NO2 + O3 N2O5 + O2 2) 2HNO3 + P2O5 2HPO3 + N2O5 Proprietà chimiche: 1) Ossido acido N2O5 + H2O 2HNO3 2) Forte agente ossidante 3) Si decompone facilmente (in modo esplosivo se riscaldato): 2N2O5 4NO2 + O2
Il sottogruppo principale del gruppo II della tavola periodica degli elementi è costituito da berillio Be, magnesio Mg, calcio Ca, stronzio Sr, bario Ba e radio Ra. Tabella 18 – Caratteristiche degli elementi 2Ап/gruppo Gli atomi di questi elementi hanno due elettroni s al livello elettronico esterno: ns 2. In chimica. Nelle reazioni, gli atomi degli elementi del sottogruppo cedono facilmente entrambi gli elettroni del livello energetico esterno e formano composti in cui lo stato di ossidazione dell'elemento è +2. Tutti gli elementi di questo sottogruppo appartengono ai metalli. Il calcio, lo stronzio, il bario e il radio sono chiamati metalli alcalino terrosi. Questi metalli non si trovano allo stato libero in natura. Gli elementi più comuni includono calcio e magnesio. I principali minerali contenenti calcio sono calcite CaCO 3 (le sue varietà sono calcare, gesso, marmo), anidrite CaSO 4, gesso CaSO 4 ∙ 2H 2 O, fluorite CaF 2 e fluorapatite Ca 5 (PO 4) 3 F. Il magnesio fa parte di minerali di magnesite MgCO 3 , dolomite MgCO 3 ∙ CaCo 3 , carnallite KCl ∙ MgCl 2 ∙ 6H 2 O. I composti di magnesio si trovano in grandi quantità nell'acqua di mare. Proprietà. Berillio, magnesio, calcio, bario e radio sono metalli bianco-argentei. Lo stronzio ha un colore dorato. Questi metalli sono leggeri; calcio, magnesio e berillio hanno densità particolarmente basse. Il radio è un elemento chimico radioattivo. Il berillio, il magnesio e soprattutto gli elementi alcalino-terrosi sono metalli reattivi. Sono forti agenti riducenti. Tra i metalli di questo sottogruppo, il berillio è leggermente meno attivo, a causa della formazione di una pellicola protettiva di ossido sulla superficie di questo metallo. 1. Interazione con sostanze semplici. Tutti reagiscono facilmente con l'ossigeno e lo zolfo, formando ossidi e solfati: 2Be + O2 = 2BeO Il berillio e il magnesio reagiscono con l'ossigeno e lo zolfo quando riscaldati, altri metalli - in condizioni normali. Tutti i metalli di questo gruppo reagiscono facilmente con gli alogeni: Mg + Cl2 = MgCl2 Quando riscaldati, reagiscono tutti con idrogeno, azoto, carbonio, silicio e altri non metalli: Ca + H 2 = CaH 2 (idruro di calcio) 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (nitruro di magnesio) Ca + 2C = CaC 2 (carburo di calcio) La caribite di calcio è una sostanza cristallina incolore. Il carburo tecnico, contenente varie impurità, può essere grigio, marrone o addirittura nero. Il carburo di calcio si decompone con acqua per formare gas acetilene C 2 H 2, un importante prodotto chimico. industria: CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2 I metalli fusi possono combinarsi con altri metalli per formare composti intermetallici, ad esempio CaSn 3, Ca 2 Sn. 2. Interagisci con l'acqua. Il berillio non interagisce con l'acqua, perché la reazione è impedita da una pellicola protettiva di ossido sulla superficie del metallo. Il magnesio reagisce con l'acqua quando riscaldato: Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2 Altri metalli interagiscono attivamente con l'acqua in condizioni normali: Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 3. Interazione con acidi. Tutti reagiscono con l'acido cloridrico e solforico diluito per rilasciare idrogeno: Be + 2HCl = BeCl2 + H2 I metalli riducono l'acido nitrico diluito principalmente in ammoniaca o nitrato di ammonio: 2Ca + 10HNO3 (diluito) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Negli acidi nitrico e solforico concentrati (senza riscaldamento), i passivati di berillio e altri metalli reagiscono con questi acidi. 4. Interazione con gli alcali. Il berillio reagisce con soluzioni acquose di alcali per formare un sale complesso e rilasciare idrogeno: Essere + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2 Il magnesio e i metalli alcalino terrosi non reagiscono con gli alcali. 5. Interazione con ossidi e sali metallici. Il magnesio e i metalli alcalino terrosi possono ridurre molti metalli dai loro ossidi e sali: TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2 V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO Berillio, magnesio e metalli alcalino terrosi si ottengono mediante elettrolisi delle fusioni dei loro cloruri o mediante riduzione termica dei loro composti: BeF2 + Mg = Be + MgF2 MgO + C = Mg + CO 3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3 3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3 Il radio si ottiene sotto forma di lega con mercurio mediante elettrolisi di una soluzione acquosa di RaCl 2 con un catodo di mercurio. Ricevuta: 1) Ossidazione dei metalli (eccetto Ba, che forma perossido) 2) Decomposizione termica di nitrati o carbonati CaCO3 – t° = CaO + CO2 2Mg(NO3) 2 – t° = 2MgO + 4NO2 + O2 La determinazione della durezza dell’acqua è di grande importanza pratica ed è ampiamente utilizzata nella tecnologia, nell’industria e nell’agricoltura. L'acqua diventa dura quando interagisce con i sali di calcio e magnesio contenuti nella crosta terrestre. La dissoluzione dei carbonati di calcio e magnesio avviene attraverso l'interazione dell'anidride carbonica del suolo con questi sali. CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 MgCO3 + CO2 + H2O = Mg(HCO3)2 I bicarbonati risultanti si dissolvono nelle acque sotterranee. Gesso CaSO 4 leggermente direttamente solubile in acqua. Distinguere durezza temporanea, permanente e generale. Durezza temporanea o carbonaticaè causato dalla presenza di bicarbonati di calcio e magnesio solubili nell'acqua. Questa durezza viene facilmente rimossa mediante ebollizione: t 0 Ca(HCO3)2 = CaCO3 + H2O + CO2 Mg(HCO3)2 = MgCO3 + CO2 + H2O Durezza dell'acqua costante per la presenza in esso di sali di calcio e magnesio, che non danno sedimento durante la bollitura (solfati e cloruri). La somma della rigidità temporanea e permanente è durezza totale dell'acqua. È determinato dal numero totale di millimoli di equivalenti di ioni Ca 2+ e Mg 2+ in 1 litro di acqua (mmol/l) o millesimi di massa molare di equivalenti di Ca 2+ e Mg 2+ in 1 litro di acqua (mg/l). Nota: quando si effettuano i calcoli relativi alla durezza dell'acqua, è necessario tenere conto che E(Ca 2+) = 1/2Ca 2+ ed E(Mg 2+) = 1/2 Mg 2+, e Me(Ca 2+ ) = 1/2 M di ione Ca 2+ = 20 g/mol e Me(Mg 2+) = ½ M di ione Mg 2+ = 12 g/mol. Quindi: 0,02 g è la massa di 0,001 mol o 1 mmol equivalenti di Ca 2+. In base al valore della durezza totale l’acqua viene classificata come segue: 1. morbido (< 4 ммоль/л), 1. medio duro (4-8 mmol/l), 2. duro (8-12 mmol/l), 3. molto duro (>12 mmol/l). L'acqua dura non è adatta per lo svolgimento di processi tecnologici in numerosi settori. Quando una caldaia a vapore funziona con acqua dura, la sua superficie riscaldata si ricopre di calcare, perché... la bilancia conduce male il calore e, prima di tutto, il funzionamento della caldaia stessa diventa antieconomico. Già uno strato di calcare spesso 1 mm aumenta il consumo di carburante di circa il 5%. Inoltre le pareti della caldaia, isolate dall'acqua, possono riscaldarsi fino a temperature molto elevate. In questo caso, le pareti si ossidano e perdono la loro forza precedente, il che può portare all'esplosione della caldaia. L'utilizzo di acqua dura aumenta il consumo di detersivi e rende difficoltoso il lavaggio dei panni, il lavaggio dei capelli e altre operazioni legate al consumo di sapone. Ciò è dovuto all'insolubilità dei sali metallici bivalenti e degli acidi organici che compongono il sapone, che, da un lato, contamina gli oggetti lavati e, dall'altro, il sapone viene sprecato in modo improduttivo. È possibile ridurre la durezza dell’acqua in vari modi: 1) bollitura (solo per durezza temporanea); 2) metodo chimico (utilizzando Ca(OH) 2, Na 2 CO 3, (NaPO 3) 6 o Na 6 P 6 O 18, Na 3 PO 4, ecc.) 3) metodo di scambio ionico utilizzando alluminosilicati: 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 e con l'ausilio di resine a scambio ionico, che sono sostanze organiche ad alto peso molecolare contenenti gruppi funzionali acidi o basici. Gli scambiatori cationici vengono utilizzati anche per addolcire l'acqua. Ad esempio, quando si fa passare l'acqua dura attraverso uno scambiatore cationico di tipo RNa, si verificano i seguenti processi di scambio ionico: 2RNa+Ca2+ =R2Ca+2Na+ 2RNa+Mg2+ =R2Mg+2Na+ Il modo migliore per addolcire l'acqua è distillarla. La durezza dell'acqua viene determinata utilizzando metodi titrimetrici di analisi quantitativa, che è una branca della chimica analitica Compiti per controllare la padronanza dell'argomento 1. Per la precipitazione dei bicarbonati di calcio e magnesio da 2 litri di acqua sono stati consumati 2,12 g di carbonato di sodio. Determina la durezza dell'acqua. 2. La durezza carbonatica dell'acqua è pari a 40 mg/l equivalenti. Quando furono bolliti 120 litri di quest'acqua, furono rilasciati 216,8 g di sedimento di una miscela di carbonato di calcio e idrossicarbonato di magnesio. Determinare la massa di ciascun componente della miscela. 3. L'acqua dura contiene 50 mg/l di bicarbonato di calcio e 15 mg/l di solfato di calcio. Quanto carbonato di sodio (in peso) sarà necessario per addolcire 1 m 3 di tale acqua? 4. Quale massa di fosfato di sodio deve essere aggiunta a 500 ml di acqua. Eliminare la sua durezza carbonatica di 5 mmol equivalenti? 5. Calcolare qual è la durezza dell'acqua in 100 litri contenenti 14.632 g di bicarbonato di magnesio? 6. Quando si determinava la durezza dell'acqua utilizzando il metodo complessometrico, erano necessari 5 ml di 0,1 N per titolare 100 ml di acqua. Soluzione Trilon B. Calcolare la durezza dell'acqua. 7. 12,95 g di idrossido di calcio sono stati aggiunti a 100 litri di acqua dura. Di quanto è diminuita la durezza carbonatica dell'acqua? 8. La soda in eccesso è stata aggiunta all'acqua dura contenente 1 g di solfato di calcio per litro. Qual è la durezza dell'acqua di fonte in mg/l equivalenti. Quanti grammi di sedimento cadranno dopo la completa rimozione della durezza da 1 m 3 di tale acqua? 9. Le acque reflue di un impianto chimico contengono 5 g di nitrato di calcio e 2 g di sale da cucina in un litro. Qual è la durezza di quest'acqua in mmol/l. Quale sostanza e in quale quantità bisogna aggiungere a 10 litri di tale acqua per eliminare completamente la durezza? 10. L'acqua minerale "Narzan" contiene 0,3394 g di calcio e 0,0884 g di magnesio sotto forma di ioni in un litro. Qual è la durezza totale di Narzan in mmol/l? Quale sostanza e in quale quantità bisogna aggiungere ad un metro cubo di “narzan” per eliminare completamente la durezza? 11. Qual è la durezza dell'acqua (in mmol/l), se per eliminarla fosse necessario aggiungere 15,9 g di soda anidra a 100 litri di acqua? 12. Calcola la durezza dell'acqua, sapendo che 600 litri di essa contengono 65,7 g di bicarbonato di magnesio e 61,2 g di solfato di potassio. 13. La solubilità del gesso in acqua è 8 · 10 -3 mol/l. Qual è la durezza di questa soluzione (satura) in mg/l? Quale sostanza e in quale quantità bisogna aggiungere a un metro cubo di tale acqua per eliminarne completamente la durezza? 14. Quando furono fatti bollire 250 ml di acqua contenente bicarbonato di calcio, si formò un precipitato del peso di 3,5 mg. Qual è la durezza dell'acqua? 15. Determinare la durezza carbonatica se si utilizzano 8 ml di 0,05 N per titolare 200 ml di acqua. Soluzione di HCl. Il sottogruppo dell'azoto è composto da cinque elementi: azoto, fosforo, arsenico, antimonio e bismuto. Questi sono gli elementi p del gruppo V del sistema periodico di D.I. Mendeleev. Pertanto, lo stato di ossidazione più alto di questi elementi è +5, il più basso è -3 e anche +3 è tipico. Pertanto, il fosforo, l'arsenico, l'antimonio e il bismuto in uno stato eccitato hanno 5 elettroni spaiati e la loro valenza in questo stato è 5. Dall'azoto al bismuto i raggi atomici aumentano e i potenziali di ionizzazione diminuiscono. Le proprietà riducenti degli atomi neutri aumentano da N a Bi e le proprietà ossidanti si indeboliscono (vedi Tabella 21). Con l'ossigeno, gli elementi del sottogruppo dell'azoto formano ossidi della formula generale R2O3 e R2O5. Gli ossidi corrispondono agli acidi HRO2 e HRO3 (e agli ortoacidi H3RO4, eccetto l'azoto). All'interno del sottogruppo la natura degli ossidi cambia come segue: N2O3 - ossido acido; Р4О6 - ossido debolmente acido; As2O3 è un ossido anfotero con proprietà acide predominanti; Sb2O3 è un ossido anfotero con predominanza di proprietà basiche; Bi2O3 è l'ossido principale. Pertanto, le proprietà acide degli ossidi di composizione R2O3 e R2O5 diminuiscono all'aumentare del numero atomico dell'elemento. Azoto. Ricevuta In laboratorio può essere ottenuto dalla reazione di decomposizione del nitrito di ammonio: La reazione è esotermica e rilascia 80 kcal (335 kJ), quindi il recipiente deve essere raffreddato mentre avviene (sebbene il nitrito di ammonio debba essere riscaldato per avviare la reazione). In pratica, questa reazione viene eseguita aggiungendo goccia a goccia una soluzione satura di nitrito di sodio ad una soluzione satura riscaldata di solfato di ammonio e il nitrito di ammonio formatosi a seguito della reazione di scambio si decompone istantaneamente. Il gas rilasciato in questo caso è contaminato da ammoniaca, ossido di azoto (I) e ossigeno, dai quali viene purificato passando successivamente attraverso soluzioni di acido solforico, solfato di ferro (II) e su rame caldo. L'azoto viene quindi essiccato. Un altro metodo di laboratorio per produrre azoto è il riscaldamento di una miscela di dicromato di potassio e solfato di ammonio (in un rapporto di 2:1 in peso). La reazione procede secondo le equazioni: L'azoto più puro può essere ottenuto mediante decomposizione di azidi metalliche: L'azoto cosiddetto “aria” o “atmosferico”, cioè una miscela di azoto con gas nobili, si ottiene facendo reagire l'aria con coke caldo, che produce il cosiddetto gas “generatore” o “aria” - materia prima per la sintesi chimica e il carburante. Se necessario, l'azoto può essere separato da esso assorbendo il monossido di carbonio. L'azoto molecolare viene prodotto industrialmente mediante distillazione frazionata di aria liquida. Questo metodo può essere utilizzato anche per ottenere “azoto atmosferico”. Sono ampiamente utilizzati anche impianti e stazioni di azoto che utilizzano il metodo di adsorbimento e separazione del gas a membrana. Uno dei metodi di laboratorio consiste nel far passare l'ammoniaca sull'ossido di rame (II) a una temperatura di ~700 °C: L'ammoniaca viene prelevata dalla sua soluzione satura mediante riscaldamento. La quantità di CuO è 2 volte maggiore di quella calcolata. Immediatamente prima dell'uso, l'azoto viene purificato dall'ossigeno e dall'ammoniaca passando sopra il rame e il suo ossido (II) (anche ~700 °C), quindi essiccato con acido solforico concentrato e alcali secchi. Il processo è abbastanza lento, ma ne vale la pena: il gas ottenuto è molto pulito.
Numero atomico Nome Massa atomica Configurazione elettronica g/cm3 tpl. C tbollire. C EO Raggio atomico, nm Stato di ossidazione
Berillio Be 9,01
2 secondi 2 1,86
1,5
0,113
+2
Magnesio mg 24,3
3 secondi 2 1,74
649,5
1,2
0,16
+2
Calcio Ca 40,08
4s 2 1,54
1,0
0,2
+2
Stronzio Sr 87,62
5 secondi 2 2,67
1,0
0,213
+2
Bario Ba 137,34
6s2 3,61
0,9
0,25
+2
Radio Ra
7s2 6 £700
0,9
–
+2
A livello energetico esterno, gli atomi di questi elementi contengono cinque elettroni, che hanno la configurazione ns2np3 e sono distribuiti come segue:
La presenza di tre elettroni spaiati al livello esterno indica che in uno stato non eccitato gli atomi degli elementi hanno una valenza di 3. Il livello esterno dell'atomo di azoto è costituito solo da due sottolivelli: 2s e 2p. Gli atomi dei restanti elementi di questo sottogruppo hanno celle vacanti del sottolivello d ai livelli energetici esterni. Di conseguenza, uno degli elettroni s del livello esterno può, dopo l'eccitazione, spostarsi al sottolivello d dello stesso livello, il che porta alla formazione di 5 elettroni spaiati.
guscio elettronico esterno del fosforo (atomo non eccitato)
il guscio elettronico esterno di un atomo di fosforo eccitato.
In un atomo di azoto è impossibile eccitare un elettrone in questo modo a causa dell'assenza di un sottolivello d nel secondo livello. Pertanto, l'azoto non può essere pentavalente, ma può formare un quarto legame covalente mediante il meccanismo donatore-accettore dovuto alla coppia elettronica solitaria 2s2. Per l'atomo di azoto è possibile anche un altro processo. Quando uno dei due elettroni 2s viene rimosso, l'azoto si trasforma in uno ione tetravalente N+ con carica singola.
Con idrogeno, azoto, fosforo e arsenico formano composti polari RH3, che mostrano uno stato di ossidazione negativo di -3. Le molecole RH3 hanno una forma piramidale. In questi composti, i legami degli elementi con l'idrogeno sono più forti che nei corrispondenti composti degli elementi del sottogruppo dell'ossigeno e in particolare del sottogruppo dell'alogeno. Pertanto, i composti dell'idrogeno degli elementi del sottogruppo dell'azoto nelle soluzioni acquose non formano ioni idrogeno.
Come si può vedere dalla tabella. 21, all'interno del sottogruppo dall'azoto al bismuto, le proprietà non metalliche diminuiscono e le proprietà metalliche aumentano. Nell'antimonio, queste proprietà sono espresse allo stesso modo, nel bismuto predominano le proprietà metalliche e nell'azoto predominano le proprietà non metalliche. Fosforo, arsenico e antimonio formano diversi composti allotropici.
