Chemia

CHEMIA NIEORGANICZNA

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28. 29. 30. 31. 32. 33. 34. 35. 36. 37. 38. 39. 40. 41. 42. 43. 44. 45. 46.

47. 48. 49. 50. 51. 52. 53. 54. 55. 56.

(J. Jasiczak) Budowa atomu. Budowa jądra a promieniotwórczość pierwiastków. Liczby względne i bezwzględne opisujące atomy. Powłoki elektronowe. Defekt masy. Wartościowość. Budowa pierwiastka a jego własności fizyczne i chemiczne. Wiązania chemiczne na przykładzie: NaHSO4, H3PO4, HNO3. Rodzaje wiązań i ich podstawowe przykłady. Typy reakcji chemicznych. Rozpisać Cu(NO3)2, [Cu(NH3)4](OH)2. Rodzaje soli. Dysocjacja: skutki, rodzaje, przebieg, co powoduje. Teoria kwasów i zasad. Kwasy kompleksowe. Kwasy tlenowe. Skala pH, iloczyn jonowy wody, dysocjacja. Proces hydrolizy (reakcje). Hydroliza. Hybrydyzacja. Elektroliza. Do wody wsypano Na2CO3 i rozpuszczono. Podłączono elektrodę. Opisz zjawisko od momentu wsypania soli do wody. Hydroliza, dysocjacja, elektrody. Co powstaje na K(-) i A(+)? Amfotery (udowodnić własności amfoteryczne np. Al., As, Bi) Szeregi napięciowe. Metaliczność i niemetaliczność. Procesy wielkopiecowe (żelazo). Produkcja H2SO4. Cement i rodzaje zapraw murarskich. Produkcja żelaza. Proces sody: oczyszczonej i żrącej (rodzaje sody). Cechy wspólne pierwiastków grup I i II. III grupa pierwiastków. Związki azotowe. Związki chloru. Związku jodu (jod). V grupa główna. Żelazo. Fluor. Krzem. Fluorokrzemiany, termity – co to jest? VII grupa główna. Co to są silony, silorany, silikon – otrzymywanie. Produkcja HNO3 i H2SO4. Nawozy sztuczne. Wybrać trzy pierwiastki i scharakteryzować je (np. Br, J, N) Co to jest: teflon platyna brąz ołów tenit ałun – sól podwójna, skrystalizowana mosiądz? Uzupełnić reakcje – co powodują. Co zostanie wyparte w podanych reakcjach – szereg napięciowy. Produkcja wody krystalicznej. Produkcja Na. 200g NaOH 15% rozcieńczono w 500 cm3 H2O. Oblicz normalność otrzymanego roztworu. Zmieszano dwa roztwory: A: 300g 2n HCl o d=1,02 g/cm3 i B: 300 cm3 10% HCl o d=1,1 g/cm3. Oblicz normalność, molarność, stężenie procentowe i gęstość otrzymanego roztworu. Udowodnić, że coś jest kwasem a coś zasadą. Porównać dwa procesy elektrolityczne. Pojęcia: solwatacja, hydroliza, hydratacja, elektroliza, dysocjacja. Produkcja H2SO4 (dwie metody).

CHEMIA ANALITYCZNA (R. Zalewski)

A 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. B 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. C 1. 2. 3. 4. 5.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda (wzór), stała i stopień dysocjacji (definicja i wzór). Autodysocjacja wody. Definicja pH. Stężenie jonów wodorowych w słabych kwasach/ zasadach. Stężenie jonów wodorowych w roztworze słabego i mocnego kwasu. Własności roztworów. Prawa Rault’a i Henry’ego. Jakie działania laboratoryjne wynikają z Ir? Iloczyn rozpuszczalności: definicja i konsekwencje. Wymień elementy składowe związku kompleksowego i scharakteryzuj własności jednego z nich. Budowa związków kompleksowych. Bromianometria: roztwory robocze i ich dwie podstawowe reakcje. Podstawowe reakcje redox w bromianometrii. Teorie wskaźników w alkacymetrii. Sposoby oznaczania końca miareczkowania w metodach strąceniowych/ alkacymetrii. Jak i dlaczego zmieni się temperatura krzepnięcia i wrzenia w roztworze soli kuchennej? Metoda Mohra – uzasadnij ograniczenia w stosowaniu. Teoria kwasów i zasad Bronsteda. Narysuj i zinterpretuj krzywą miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Co to jest hydroliza soli? Reakcja Krumma. Oznaczanie NaOH i Na2CO3. Etapy analizy wagowej. Reakcje charakterystyczne jonów: Pb2+, Ba3+, Cu2+, Mg2+, Ag2+, Ca2+, Cd2+, Mn2+, Ni2+, Fe3+, Bi3+. Odczynniki grupowe i przykładowe reakcje dla każdego z nich. Rola siarkowodoru w chemii analitycznej. Reakcje redox w analizie jakościowej (3 przykłady). Reakcje oznaczania: Ni2+, Co2+, Cr3+, Mn2+, Cu2+, As3+, As5+, Ag2+, Sn4+, Ca2+. Amfoteryczność kationów II i III grupy (reakcje). Reakcje charakterystyczne: azotanów, szczawianów, octanów, węglanów, siarczanów. Oznaczanie obok siebie: Ni2+ i Co2+, Cu2+ i Cd2+, Ca2+ i Mg2+. Próby wstępne w analizie kationów. Próby wstępne i reakcje charakterystyczne w analizie: CuSO4, Ba(CH3COO)2. Oznaczanie węglanu i wodorotlenku sodu obok siebie/ w mieszaninie. Dlaczego ołów wykrywa się w I i II grupie? Podział II grupy na podgrupy (reakcja).

Przygotowanie próbki do analizy. Oznaczanie amoniaku metodą Parnasa. Oznaczanie żelaza metodami redox. Oznaczanie wody utlenionej metodami redox. Narysuj i porównaj krzywe miareczkowania słabego i mocnego kwasu (zasady) mocną zasadą (kwasem). Objaśnij różnice pomiędzy krzywymi. 6. Co to jest punkt równoważnikowego nasycenia, punkt końcowy miareczkowania. 7. Miareczkowe metody oznaczania żelaza. 8. Roztwory robocze, nastawianie miana, możliwości oznaczeń, wskaźniki w jodometrii. 9. Porównaj możliwości i ograniczenia oznaczania chlorków metodami Mohra i Volharda. Napisz reakcje. 10. Strącanie, przemywanie, suszenie, prażenie osadów. 11. Dlaczego jony chlorkowe przeszkadzają w manganometrii? 12. Wykorzystanie kwasu szczawiowego w analizie miareczkowej. 13. Ile waży siarczan sodu (siarczan miedzi) po dokładnym wysuszeniu 3,22g (4,98g) dziesięciowodnej (pięciowodnej) soli? Ile to % 14. Oblicz stężenie NaOH i NaCO2 w 10ml próbce, do których oznaczania użyto 155ml 0,12n HCl wobec fenoloftaleiny, a następnie 5ml tego roztworu wobec oranżu metylowego. 15. Iloczyn rozpuszczalności AgBr=3,6*10-13. Ile gramów jonów srebra zawiera 1l nasyconego roztworu? 16. 10ml roztworu soli amonowej oznaczano metodą Parnasa. Dodano 25ml 0,09n HCl, a do odmiareczkowania nadmiaru zużyto 13ml 0,1n NaOH. Oblicz stężenie normalne jonów NH4+. Inne (ale to chyba jednak nie na egzamin): 1. Naważkę 1,5g Fe2O3 rozpuszczono w HCl i uzupełniono do objętości 250 cm3. Po odpowiednim przygotowaniu, na miareczkowanie 25 cm3 tego roztworu zużyto 18 cm3 roztwory KMnO4. Obliczyć molowość roztworu KMnO4 oraz miano roztworu KmnO4 na żelazo T- KMnO4/Fe. 2. Podaj etapy postępowania dla wagowego oznaczania baru. Ile 0,1 M H2SO4 muszę użyć do strącenia baru zawartego w około 0,02M BaCl2 zachowując 50% nadmiar odczynnika strącającego? 3. Podaj definicję termodynamiczna stała równowagi, rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności. Napisz jak dysocjuje PbCl2, podaj wzór na iloczyn rozpuszczalności dla tego związku. 4. Omów metodę oznaczania chlorków w środowisku kwaśnym, napisz reakcje: miareczkowania(podkreśl), ze wskaźnikiem i inne. Narysuj krzywą miareczkowania.