PYTANIA EGZAMINACYJNE

FARMACJA 2010-2011

1. Procesy redoks:

a. wzór Nernsta i wielkości w nim występujące,

b. wpływ pH na potencjał red-ox dla reakcji:

i. Cr

3+



Cr

2

O

7

2-

ii. AsO

3

3-

/AsO

4

3-

iii. Sn(OH)

3

-

/ Sn(OH)

6

2-

iv. MnO

4

-

/ produkty redukcji w zależności od pH

c. woda utleniona jako reduktor i jako utleniacz

2. Napisz reakcje:

CrO

5

d. Przejścia od Cr

3+

do Cr(OH)

4

-

CrO

4

2-

Cr

2

O

7

2-

Cr

3+

+ O

2

e. Mn

2+

MnO

2

MnO

4

-

3. Uzupełnij reakcje redoks:

a. FeCl

3

+ As

2

S

3

+ ….. As

2

O

5

+ FeCl

2

+ S + HCl

b. MoS

2

+ Na

2

CO

3

+ O

2

Na

2

MoO

4

+ CO

2

+ Na

2

SO

4

c. Cu

2

S + HNO

3

Cu(NO

3

)

2

+ H

2

SO

4

+ NO + ………

d. Zn + NO

3

-

+ OH

-

+ H

2

O

e. MnO

4

-

+ H

2

O

2

+ H

+

f.

Cr

2

O

7

2-

+ S

2-

+ H

+

g. K

2

Cr

2

O

7

+ KCl + H

2

SO

4

(stęż)

h. Hg

2

Cl

2

+ NH

4

OH

i.

Cl

2

+ S

2

O

3

2-

j.

SnS + H

2

O

2

+ OH

-

k. FeSO

4

+ HIO

3

+ H

2

SO

4

Fe

2

(SO

4

)

3

+ I

2

+ H

2

O

l.

BiO

3

-

+ Cr

3+

Cr

2

O

7

2-

+ Bi

3+

m. MnSO

4

+ Na

2

CO

3

+ KNO

3

Na

2

MnO

4

+ KNO

2

+ Na

2

SO

4

+ CO

2

n. Al + OH

-

Al(OH)

4

-

+ ……

4. Rozpuszczono w wodzie octan magnezu i azotan(V) kadmu. Jednoznacznie wykryj

jony znajdujące się w roztworze.

5. Napisz znane ci reakcje kationów z jonami jodkowymi.

6. Które kationy III i IV grupy tworzą kompleksy z amoniakiem a które z OH

-

7. Jak można oddzielić? (podaj odpowiednie reakcje)

f. Osad CaC

2

O

4

od SrC

2

O

4

g. Osad BaSO

4

od PbSO

4

h. Kationy Co

2+

od Fe

3+

8. Przedstaw sposób wykonania analizy kationów I i II grupy kationów.

9. Zaproponuj rozdział i analizę następujących kationów:

a. Bi

3+

i As

3+

b. Cd

2+

i Hg

2+

c. Cu

2+

i Cd

2+

10. W jednym etapie rozdziel:

a. chrom(III) i kobalt(II)

b. cynk (II) i glin(III)

podaj równania zachodzących reakcji chemicznych

11. Jak można wykryć kation amonowy za pomocą:

a. Azotanu rtęci (I) (jonowo)

b. Odczynnika Nesslera ( jonowo)

12. Jak można wykryć kation potasu za pomocą kwasu winowego?

13. Rozdziel i zidentyfikuj w analizie jony Mg

2+

, K

+

, NH

4

+

. Opisz przebieg analizy w

punktach podając równania odpowiednich reakcji chemicznych.

14. Dlaczego (IV i V grupa kationów) w metodzie amoniakalnej niezbędny jest dodatek

chlorku amonu a w metodzie siarczkowej buforu amonowego?

15. Za pomocą reakcji wyjaśnij dlaczego działając siarczkiem amonu na rozpuszczalną sól

glinu i chromu powstają nierozpuszczalne wodorotlenki.

16. Jak rozdzielamy grupę IIIA od IIIB? Odpowiedz uzasadnij.

17. Rola buforu amonowego w metodzie siarczkowej i amoniakalnej.

18. Warunki wytrącania siarczków III grupy kationów? Odpowiedz uzasadnij.

19. Dlaczego AKT może być odczynnikiem grupowym dla III i IV grupy kationów?

Odpowiedz uzasadnij.

20. Jakie odczynniki pozwalają na wykrycie utleniaczy i reduktorów? Napisz

odpowiednie reakcje dla wybranych anionów.

21. Jak na ogół rozpuszczalne są w wodzie :

a: węglany

b: azotany (V)

c: wodorotlenki

d: octany

e: siarczany(VI)

f: szczawiany

g: węglany

h: chlorki

( wymień wyjątki)

22. Przeprowadź do roztworu stosując najłagodniejsze warunki, ( napisz odpowiednie

równania reakcji w formie jonowej, dla reakcji redox dobierz współczynniki)

1.

ołów

2.

glin

3.

rtęć

4.

potas

5.

kadm

6.

srebro

7.

antymon

25. Które kationy przechodzą do wyciągu sodowego?

26. Jak odróżnić jon azotanowy(III) od jonu azotowego(V) wykorzystując siarczan(VI)

żelaza(II)? Dlaczego jodki i bromki przeszkadzają tej reakcji?

27. Wykryj obok siebie następujące jony:

a. Br

-

; I

-

b. SO

3

2-

; CO

3

2-

c. PO

4

3-

;CrO

4

2-

28. Podaj różnice rozpuszczalności chlorku, bromku i jodku srebra. Podaj odpowiednie

równania reakcji chemicznych.

29. Zestaw nazwy, symbole chemiczne i liczby atomowe fluorowców. Podaj ich reakcje z

wodą.

30. Podaj normalny stan fizyczny każdego fluorowca.

31. Jakie wspólne cechy mają atomy .............? Czym atomy te różnią się?

32. Ustal liczbę protonów, neutronów i elektronów w atomie: .............

33. Czy następujące pierwiastki: ................ utworzą prawdopodobnie kation czy anion?

Uzasadnij swoją odpowiedz w kilku zdaniach. Napisz wzory przykładowych

związków.

34. Pierwiastki tej samej grupy układu okresowego tworzą związki o podobnych

wzorach. Pierwiastki grupy głównej („E”) w trzecim okresie tworzą cząsteczkowy

związek HE i jonowy NaE. Do której grupy należą. Napisz nazwę i symbol

pierwiastka „E”

35. Zidentyfikuj następujące substancje jako pierwiastki, związek cząsteczek lub związki

jonowe: ............. Odpowiedź uzasadnij

36. Zdefiniuj: Związek jonowy, Związek kowalencyjny, Jakie są typowe właściwości

tych dwóch klas związków

37. Nadaj nazwy związkom: ............................................................................

38. Napisz wzory następujących związków chemicznych:

39. a) Podaj sens pojęcia orbitalu atomowego. b) naszkicuj powierzchnię graniczną

orbitalu: s; p; d

xy

; d

x2-y2

; d

z2

.

40. Ile podpowłok zawiera powłoka, dla której n wynosi a) 2?, b)3? c) Jakie są

dozwolone wartości l, gdy n = 3?

41. a) Ile podpowłok zawiera powłoka, dla której n = ......? b) Zidentyfikuj podpowłoki

jako 5s, ... c) Ile orbitali jest w powłoce, dla której n = ......?

42. Ile jest orbitali w podpowłoce, dla której l jest równe .....................?

43. Ile elektronów może obsadzić podpowłokę, dla której l jest równe ......................

44. Ustal liczbę a) podpowłok dla n = .....; b) orbitali dla n = ..... i 1= ......; c) orbitali dla n

= ......; d) orbitali w podpowłoce ..........

45. Ustal liczbę a) orbitali w podpowłoce .....; b) podpowłok dla n = ....; c) orbitali w

podpowłoce .....; d) orbitali w podpowłoce ........

46. Napisz oznaczenia podpowłok (np. w postaci 3d) oraz liczby orbitali w atomie

mających następujące liczby kwantowe: a) n = ...., 1= ....; b) n = ....., l = ......; c) n =

......, l= .....; d) n = ....., l=...........

47. Podaj wartości głównej liczby kwantowej, n, oraz orbitalnej liczby kwantowej, l, dla

następujących podpowłok: .............................

48. Ile elektronów może obsadzić podpowłoki: ......................? Dlaczego?

49. Które z następujących podpowłok nie mogą istnieć w atomie: ......................?

Dlaczego?

50. Wytłumacz, dlaczego w atomie wieloelektronowym elektron 2s jest związany silniej

niż elektron 3s.

51. Korzystając z układu okresowego, zestaw podpowłoki ............. dla atomu

wieloelektronowego w kolejności wzrastającej energii w stanie pustym.

52. Wychodząc od poprzedzającego gazu szlachetnego, napisz konfigurację elektronową

atomu:

53. Wychodząc od poprzedzającego gazu szlachetnego, napisz konfiguracje elektronowe

następujących jonów:

54. Wytłumacz, dlaczego promienie atomowe rosną ku dołowi grup w układzie

okresowym.

55. Wytłumacz, dlaczego promienie atomowe maleją w okresie od strony lewej ku

prawej.

56. Która z cząstek tworzących następujące pary ma większy promień: ................

57. Która z cząstek ma mniejszy promień: ..........................

58. Wytłumacz, dlaczego energie jonizacji maleją ku dołowi grupy i wzrastają w okresie.

59. a) Dla której grupy pierwiastków energie jonizacji są największe? b) Dla której grupy

pierwiastków energie jonizacji są najmniejsze?

60. a) Wytłumacz, dlaczego chlor ma większe powinowactwo elektronowe niż brom. b)

Wytłumacz, dlaczego atom S ma większe powinowactwo elektronowe niż jon S

2-

.

61. Opisz przebieg zmian promieni atomowych i energii jonizacji w okresie i w grupie.

62. Określ ogólny kierunek zmian reaktywności chemicznej metali a) w okresie; b) w

grupie.

63. Podaj najbardziej prawdopodobne ładunki jonów utworzonych przez następujące

pierwiastki:

64. Zidentyfikuj następujące cząsteczki jako kwas wg teorii....... lub zasadę wg teorii .....:

............................

65. Teorie kwasów i zasad

66. Teoria twardych i miękkich kwasów i zasad.

67. Teoria rozpuszczalnikowa kwasów i zasad.

68. Ustal, który ze związków każdej pary ma wiązania o silniejszym charakterze

jonowym: ................................................

69. Jaka jest zależność między elektroujemnościami dwóch atomów a typem wiązania

(kowalencyjnym, polarnym lub jonowym), które prawdopodobnie utworzą?

70. Co to jest dipol elektryczny i elektryczny moment dipolowy?

71. Wytłumacz dlaczego cząsteczka może być niepolarna, nawet gdy zawiera polarne

wiązanie.

72. Który z rozpuszczalników: ............. będzie lepszym rozpuszczalnikiem dla: ...........?

Dlaczego?

73. Zalicz każdą z następujących cząstek do kwasów, zasad lub substancji

amfoterycznych: ............

74. Napisz wzory kwasów sprzężonych z: .... oraz zasad sprzężonych z....

75. Podaj który kwas jest mocniejszy i dlaczego:

76. Następujące zasady/kwasy uszereguj według wzrastającej mocy na podstawie

wartości pK

.......

77. Uzasadnij następujące stwierdzenie: a) W ogniwie galwanicznym utlenianie zachodzi

na (anodzie, katodzie). b) Katoda jest elektrodą (dodatnią, ujemną).

78. Szybkość reakcji chemicznej: podaj wzór na równanie kinetyczne reakcji chemicznej.

79. Teorie kinetyczne

80. Co i jak wpływa na szybkość reakcji chemicznej

81. Na wybranym przykładzie scharakteryzuj katalizę.............

82. Co to jest rząd reakcji chemicznej.

83. Na czym polega proces utleniania i redukcji

84. Potencjał elektrodowy

85. Na wybranym przykładzie opisz ogniwo elektrochemiczne

86. Pomiar potencjału, elektrody wzorcowe

87. Elektroda wodorowa: budowa i zasada działania.

88. Rodzaje elektrod

89. Przykłady ogniw elektrochemicznych

90. Elektroliza

91. Ogniwa elektrolityczne

92. Wybrany pierwiastek: otrzymywanie, właściwości fizyczne i chemiczne, związki,

zastosowanie w środkach farmaceutycznych

93. Ogólne właściwości fizyczne i chemiczne, związki, zastosowanie pierwiastków

należących do grupy ........

94. Energia wiązania

95. Elektroujemność

96. Samorzutne reakcje jądrowe

97. Wymuszone reakcje jądrowe

98. Hipoteza de Broglie’a ,

zasada nieoznaczoności Heisenberga, równanie Schrödingera

99. Atomy wieloelektronowe: zakaz Pauliego, reguła Hunda

100. Teoria orbitali molekularnych

101. Hybrydyzacja: cechy atomowych orbitali zhybrydyzowanych

102. Orbitale molekularne zdelokalizowane

103. Roztwory – definicja

104. Tworzenie roztworu

105. Rozpuszczalność: wpływ temperatury, kompleksowania, pH, hydrolizy, efekt solny

106. Rozpuszczalność gazów

107. Równowagi jonowe w roztworach

108. Dysocjacja elektrolityczna, stopień dysocjacji elektrolitycznej, prawo rozcieńczeń

Ostwalda

109. Hydroliza ........

110. Bufory – tworzenie, działanie, bufory pochodzące od słabych kwasów zawierających

więcej niż jeden wodór (H

2

C

2

O

4

, H

3

PO

4

)

111. Kompleks, związek koordynacyjny, jon centralny, ligand

112. Izomeria związków kompleksowych

113. Teoria pola krystalicznego

114. Rozszczepienie orbitali typu d w kompleksie o symetrii oktaedrycznej/tetraedrycznej

115. Co, jak i dlaczego wpływa na rozszczepienie orbitali typu d

116. Struktura układu okresowego: charakterystyka pierwiastków blokus, p, d

117. Położenie w układzie okresowym a: rozmiary atomów, jonów, energia jonizacji,

powinowactwo elektronowe, elektroujemność

118. Typy wiązań chemicznych i ich cechy charakterystyczne

119. Wyprowadź wzór na gazową stałą równowagi chemicznej na przykładzie reakcji......

120. Co i jak wpływa na stałą równowagi chemicznej

121. Właściwości chemiczne i fizyczne nadtlenku wodoru

122. Hydroliza a rozpuszczalność

123. Efekt solny a efekt wspólnego jonu

124. Bilansowanie reakcji redukcji i utlenienia: a) bilans elektronowy, b) reakcje

połówkowe

125. Zadania obliczeniowe z list zadań (możliwość zmiany danych liczbowych)