Wykład

Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
dr Dariusz Wyrzykowski
Wykład
Pytania i zagadnienia
1. Klasyfikacja chemiczna i geochemiczna pierwiastków chemicznych
a) Na podstawie odpowiednich przykładów, przedstaw koncepcję twardych i miękkich
kwasów i zasad Pearsona
b) Podziel wymienione niżej jony na twarde i miękkie kwasy i zasady:
I-, Na+, Ag+, OH-, NO3-.
c) W oparciu o regułę twardych i miękkich kwasów i zasad Pearsona wyjaśnij dlaczego
jony żelaza(III) częściej tworzą minerały tlenkowe np. hematyt Fe2O3, natomiast jony
żelaza(II) minerały siarczkowe np. piryt FeS2.
d) Wyjaśnij dlaczego wapń i magnez występują w przyrodzie często w postaci
węglanów, a takie metale jak miedź czy srebro w postaci rodzimej lub w postaci
siarczków.
e) Podaj przykłady minerałów (wzory i nazwy) jakie tworzą:
i) miękkie kwasy: Cu+, Ag+, Hg2+
ii) twarde kwasy: Fe3+, Al3+, Ca2+
f) Porównaj promienie w następujących parach jonów, a następnie wyjaśnij przyczynę
różnicy: a) Mg2+ i Ca2+; b) O2- i F-; c) Mg2+ i Al3+; d) O2- i S2-; e) Ca2+ i K+; f) S2- i Cl2. Według klasyfikacji geochemicznej pierwiastki chemiczne można podzielić na dwie grupy,
w zależności od ich powinowactwa do tlenu lub siarki. Podaj przykłady związków
(minerałów) – wzory i nazwy - jakie tworzą pierwiastki oksofilne (tlenolubne) oraz
pierwiastki sulfofilne (siarkolubne).
dr Dariusz Wyrzykowski
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
3. Wyjaśnij pojęcia: energia jonizacji, powinowactwo elektronowe. Jak zmieniają się te
wielkości w grupie i w okresie w układzie okresowym pierwiastków.
4. Przedstaw główne metody laboratoryjne oraz przemysłowe otrzymywania wodoru.
5. Napisz równania reakcji zachodzące na katodzie(-) oraz na anodzie(+) podczas elektrolizy
rozcieńczonych roztworów H2SO4 oraz NaOH.
6. Wyjaśnij przyczyny związane z trudnością przyporządkowania wodoru do określonej grupy
w układzie okresowym.
7. Omów właściwości fizyczne i chemiczne wodorków jonowych (przykłady – nazwy i
wzory, właściwości chemiczne wynikające z charakteru wiązania chemicznego – równania
reakcji, zastosowanie).
8. Porównaj właściwości fizyczne wodorków jonowych, kowalencyjnych oraz metalicznych.
9. Porównaj właściwości fizyczne tlenowcowodorów H2O, H2S, H2Se, H2Te (budowa,
temperatury wrzenia, krzepnięcia).
10. Opisz strukturę i właściwości fizyczne lodu. Dlaczego lód nie tonie w wodzie?
11. Budowa cząsteczki nadtlenku wodoru.
12. Metody otrzymywania nadtlenku wodoru oraz jego zastosowanie.
13. Przedstaw właściwości fizyczne nadtlenku wodoru (porównaj z właściwościami
fizycznymi wody).
14. Opisz zapisując odpowiednie równania reakcji właściwości utleniające i redukujące
nadtlenku wodoru.
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
dr Dariusz Wyrzykowski
15. Przykłady związków nieorganicznych oraz enzymów biorących udział w katalitycznym
rozkładzie nadtlenku wodoru.
16. Sposoby zwiększania trwałości handlowych preparatów H2O2.
17. Wyjaśnij terminy: woda konstytucyjna, woda krystalizacyjna, woda sieciowa oraz
higroskopijna (podaj przykłady).
17. Struktura zeolitów. Woda zeolityczna (śródwięźbowa).
18. Hydraty (przykłady związków). Kiedy można otrzymać sole bezwodne w wyniku
ogrzewania
związku
(sposoby
usuwania
wody
ze
związków
nieorganicznych
i
koordynacyjnych)?
19. Przebieg procesów dehydratacji minerałów (przykłady, równania reakcji).
20. Wpływ klimatu na procesy hydrolizy minerałów (na przykładzie skalenia potasowego).
21. Przedstaw, podając odpowiednie równania reakcji, główne metody laboratoryjne
otrzymywania tlenu.
22. Substancje paramagnetyczne i diamagnetyczne – przykłady.
23. Przedstaw schemat orbitali molekularnych cząsteczki O2. Obliczyć rząd wiązania
obojętnej cząsteczki tlenu oraz jonów O2+, O2 i O22. Podaj nazwy tych jonów.
24. Oblicz rząd wiązania w cząsteczkach N2, O2 i F2. Podaj zależność między rzędem
wiązania, a jego długością oraz energią.
25. Przedstaw schematy orbitali molekularnych O2+, O2,O22, N2, i F2, a następnie wskaż,
które z wymienionych jonów i cząsteczek wykazują właściwości paramagnetyczne.
26. Na skutek absorpcji energii cząsteczka O2 ulega wzbudzeniu przechodząc na jeden z
dwóch stanów wzbudzenia, w których jest singletem (1O2). Na podstawie schematu orbitali
dr Dariusz Wyrzykowski
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
molekularnych przedstaw, jak zmieniają się właściwości magnetyczne cząsteczki tlenu ze
zmianą stanu z podstawowego na wzbudzony.
27. Porównaj reaktywność cząsteczek tlenu w stanie trypletowym (3O2) i singletowym (1O2)
oraz wyjaśnij przyczynę różnic.
28. Podaj wzór strukturalny cząsteczki ozonu O3 oraz hybrydyzację atomu centralnego.
29. Przedstaw za pomocą równań reakcji chemicznych właściwości utleniające ozonu.
30. Jak zmienia się charakter wiązania chemicznego w związkach: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2,
SO3 oraz Cl2O7?
31. Podaj przykłady (nazwy oraz wzory) związków, w których tlen występuje na dodatnich
stopniach utlenienia.
32. Występowanie litowców w przyrodzie.
33. Otrzymywanie litowców.
34. Konfiguracja elektronowa, promienie atomowe oraz jonowe litowców.
35. Reakcje litowców z wodą i z tlenem.
36. Właściwości magnetyczne jonu nadtlenkowego O22- oraz jonu ponadtlenkowego O2(diagramy orbitali molekularnych).
37. Reakcje Li2O, Na2O2 i KO2 z wodą.
38. Otrzymywanie (metody przemysłowe), właściwości fizykochemiczne oraz zastosowanie
NaOH, Na2CO3.
39. Występowanie berylowców w przyrodzie.
40. Na podstawie koncepcji twardy i miękkich kwasów i zasad wyjaśnij przyczynę trwałości
struktur tj. CaCO3 (wapień, kreda, marmur), MgCO3·CaCO3 (dolomit), CaF2 (fluoryt).
dr Dariusz Wyrzykowski
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
41. Reakcje berylowców z wodą.
42. Wiązania chemiczne w związkach berylowców. Przykłady.
43. Tlenki i wodorotlenki berylowców – otrzymywanie, właściwości chemiczne oraz
zastosowanie w przemyśle.
44. Rozpuszczalność soli berylowców.
45. Węglany oraz wodorowęglany berylowców. Zjawiska krasowe. Twardość wody oraz
sposoby jej usuwania (patrz skrypt UG).
46. Występowanie borowców w przyrodzie.
47. Borany – przykłady, otrzymywanie, budowa, reaktywność (z wodą, tlenem, chlorem,
amoniakiem).
48. Budowa, właściwości chemiczne oraz zastosowanie boraksu Na2B4O7·10H2O i kwasu
ortoborowego H3BO3.
49. Budowa i właściwości azotku boru (BN)x oraz borazyny B3H6N3.
50. Zdolność borowców do tworzenia związków addycyjnych.
51. Metoda aluminotermiczna. Przykłady.
52. Stopnie utlenienia borowców w związkach chemicznych w powiązaniu z efektem biernej
pary elektronowej.
53. Opisz podobieństwo jonów Tl+ do jonów K+, Rb+ i Ag+.
54. Występowanie węglowców w przyrodzie.
55. Trwałość stopni utlenienia węglowców (przykłady).
56. Odmiany alotropowe węgla.
57. Otrzymywanie, struktura oraz właściwości chemiczne i fizyczne CO i CO2.
58. Węgliki (jonowe, kowalencyjne, międzywęzłowe) – właściwości chemiczne i fizyczne.
59. Właściwości chemiczne i fizyczne SiO2 oraz H4SiO4.
dr Dariusz Wyrzykowski
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
60. Silany, chlorosilany, siloksany, silikony – otrzymywanie, właściwości fizykochemiczne.
61. Zastosowanie silikonów.
62. Stopy zawierające cynę.
63. Reakcje metalicznej cyny i ołowiu z kwasami i zasadami (patrz skrypt UG).
64. Właściwości chemiczne oraz zastosowanie SnCl2.
65. Jak rozróżnić w roztworze jony Sn2+ od jonów Sn4+?
66. Właściwości chemiczne oraz zastosowanie PbO, PbO2 oraz Pb3O4.
67. Występowanie azotowców w przyrodzie.
68. Omów proces amonifikacji, nitryfikacji, denitryfikacji (przykłady równań reakcji)
69. Otrzymywanie azotowców.
70. Odmiany alotropowe fosforu.
71. Struktura, właściwości chemiczne i fizyczne fosforu białego oraz czerwonego.
72. Struktura, właściwości chemiczne (kwasowo-zasadowe, utleniająco-redukujące) połączeń
azotowców z wodorem XH3.
73. Otrzymywanie amoniaku w przemyśle i w laboratorium.
74. Właściwości chemiczne pochodnych amoniaku: NaNH2, Mg3N2, HN3, N2H4.
75. Tlenki i kwasy azotu – budowa, otrzymywanie, właściwości fizyczne i chemiczne.
76. Otrzymywanie kwasu azotowego(V) w przemyśle.
77. Zastosowanie kwasu azotowego(V) w laboratorium, oraz w przemyśle do produkcji
nawozów sztucznych, do produkcji materiałów wybuchowych (przykłady).
78. Struktura oraz właściwości chemiczne tlenków fosforu oraz kwasów H3PO3 oraz H3PO4.
79. Rola fosforu w roślinie.
80. Związki fosforu łatwo dostępne dla roślin. Nawozy fosforanowe.
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
dr Dariusz Wyrzykowski
81. Budowa oraz właściwości chemiczne tlenków oraz kwasów arsenu, antymonu oraz
bizmutu.
82. Występowanie siarki w przyrodzie.
83. Odmiany alotropowe siarki.
84. Struktura oraz właściwości chemiczne siarkowodoru.
85. Otrzymywanie, struktura oraz właściwości chemiczne SO2, SO3 oraz H2SO4.
86. Zastosowanie kwasu siarkowego(VI) do otrzymywania nawozów mineralnych.
87. Akumulator ołowiowy (ogniwo pracujące odwracalnie) oraz elektrolizer – schemat
budowy oraz równania reakcji elektrodowych.
88.
Struktura
oraz
właściwości
chemiczne
jonów
tiosiarczanowych
S2O32-
oraz
2-
ditiosiarczanowych S4O6 .
89. Występowanie fluorowców w przyrodzie.
90. Stopnie utlenienia fluorowców. Przykłady.
91. Właściwości chemiczne fluorowców X2. Zmiana reaktywności oraz właściwości
utleniająco-redukujących w grupie. Przykłady.
92. Rozpuszczalność fluorowców w wodzie oraz w rozpuszczalnikach organicznych.
93. Reakcje wolnych fluorowców z roztworami mocnych wodorotlenków.
94. Wpływ stopnia utleniania atomu centralnego na moc oraz właściwości utleniającoredukujące oksokwasów halogenowych.
95. Związki fluorowców z tlenem. Przykłady.
96. Występowanie helowców w przyrodzie.
97. Przedstawiając schemat orbitali molekularnych He2+ oraz hipotetycznej cząsteczki He2,
wyjaśnij dlaczego helowce nie tworzą cząsteczek dwuatomowych X2.
98. Otrzymywanie helowców.
dr Dariusz Wyrzykowski
Chemia nieorganiczna – kierunek Chemia
99. Związki chemiczne helowców. Otrzymywanie oraz właściwości chemiczne XePtF6.
100. Zastosowanie helowców.
101. Właściwości fizyczne i chemiczne Cr, Mn, Fe, Cu, Ag, Zn oraz ich związków – patrz
skrypt UG.