Worksheets2) Chemia (Podstawy chemii) I semestr
Total questions: 23
Worksheet time: 12mins
Pierwiastki wchodzące w skład tej samej grupy w układzie okresowym mają:
taką samą liczbę powłok elektronowych;
taką samą liczbę elektronów walencyjnych;
taką samą energię powłoki walencyjnej;
taką samą energię wszystkich powłok elektronowych.
Energia elektronu w atomie wodoru jest kwantowana, gdyż:
dla niewielkich wartości bezwzględnych energia zmienia się zawsze w sposób nieciągły;
dla dużych wartości bezwzględnych energia zmienia się zawsze w sposób nieciągły;
orbitale atomu wodoru muszą być funkcjami klasy Q;
orbitale atomu wodoru muszą być funkcjami zespolonymi.
Właściwości chemiczne pierwiastków zmieniają się okresowo, gdyż:
ich masy molowe rosną za każdym razem o podobną wartość;
liczba izotopów pierwiastków w grupie jest taka sama;
decyduje o nich liczba powłok elektronowych;
decyduje o nich konfiguracja powłoki walencyjnej.
Wiązanie jonowe tworzą m.in. pierwiastki, które:
mają niski potencjał jonizacyjny i wysokie powinowactwo elektronowe;
mają wysoki potencjał jonizacyjny i wysokie powinowactwo elektronowe;
mają wysoki potencjał jonizacyjny i niskie powinowactwo elektronowe;
mają niezbyt wysoki potencjał jonizacyjny i niezbyt wysokie powinowactwo elektronowe.
W wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym:
wspólna para elektronowa znajduje się dokładnie pomiędzy jądrami atomów tworzących wiązanie;
wspólna para elektronowa jest przesunięta w stronę jednego z pierwiastków;
wspólna para elektronowa jest przesunięta w stronę obu pierwiastków;
wspólna para elektronowa znajduje się przy jednym z pierwiastków.
W wiązaniu metalicznym elektrony walencyjne każdego z atomów:
znajdują się w pobliżu tego atomu;
znajdują się pomiędzy sąsiednimi atomami;
znajdują się w sferze przyciągania wszystkich elektronów;
znajdują się w pobliżu powierzchni metalu.
Aby dwa pierwiastki mogły utworzyć wiązanie:
energia orbitali atomowych tworzących wiązanie powinna być podobna;
orbitale atomowe tworzące wiązanie muszą mieć taką samą główną liczbę kwantową;
elektrony walencyjne muszą mieć przeciwne spiny;
orbitale atomowe tworzące wiązanie nie mogą być całkowicie zapełnione.
W stanie gazowym materii:
atomy znajdują się daleko od siebie, a ich oddziaływania są silne;
atomy znajdują się blisko siebie, a ich oddziaływania są silne;
atomy znajdują się daleko od siebie, a ich oddziaływania są słabe;
atomy znajdują się blisko siebie, a ich oddziaływania są słabe.
W stanie stałym materii:
atomy znajdują się daleko od siebie, a ich oddziaływania są silne;
atomy znajdują się blisko siebie, a ich oddziaływania są silne;
atomy znajdują się daleko od siebie, a ich oddziaływania są słabe;
atomy znajdują się blisko siebie, a ich oddziaływania są słabe.
Scharakteryzuj stany skupienia materii:
w gazach brak uporządkowania, w ciałach stałych brak uporządkowania;
w gazach elementy struktury są uporządkowane we wszystkich kierunkach;
w ciałach stałych elementy struktury są uporządkowane we wszystkich kierunkach;
w gazach i w ciałach stałych elementy struktury są uporządkowane we wszystkich kierunkach
W roztworze mocnego elektrolitu:
stopień dysocjacji jest niski (α << 1) i nie zależy od stężenia elektrolitu;
stopień dysocjacji jest wysoki (α ≈1) i nie zależy od stężenia elektrolitu;
stopień dysocjacji jest wysoki (α ≈1) i zależy od stężenia elektrolitu;
stopień dysocjacji jest niski (α << 1) i zależy od stężenia elektrolitu.
W roztworze słabego elektrolitu:
stopień dysocjacji jest niski (α << 1) i nie zależy od stężenia elektrolitu;
stopień dysocjacji jest wysoki (α ≈1) i nie zależy od stężenia elektrolitu;
stopień dysocjacji jest wysoki (α ≈1) i zależy od stężenia elektrolitu;
stopień dysocjacji jest niski (α << 1) i zależy od stężenia elektrolitu.
Stała dysocjacji elektrolitów to:
stała równowagi reakcji rozpadu elektrolitów mocnych i słabych na jony;
stała równowagi reakcji rozpadu elektrolitów mocnych na jony;
stała równowagi reakcji rozpadu elektrolitów słabych na jony;
stała równowagi reakcji jonów powstałych w dysocjacji elektrolitu z wodą.
Wykładnik jonów wodorowych, pH, jest wielkością charakterystyczną dla:
wodnych roztworów kwasów, zasad i soli;
roztworów kwasów i zasad w rozpuszczalnikach amfiprotycznych;
wodnych roztworów mocnych elektrolitów;
wodnych roztworów słabych elektrolitów.
W myśl teorii Arrheniusa:
w czasie dysocjacji kwasy rozpadają się na jon metalu i grupę hydroksylową;
w czasie dysocjacji kwasy rozpadają się na jon wodorowy i grupę hydroksylową;
w czasie dysocjacji kwasy rozpadają się na jon wodorowy i jon reszty kwasowej;
w czasie dysocjacji kwasy rozpadają się na jon metalu i jon reszty kwasowej.
Wg teorii Brønsteda, w reakcji kwasowo-zasadowej:
kwas jest dawcą pary elektronowej , a zasada jej akceptorem;
kwas jest dawcą protonu, a zasada akceptorem protonu;
zasada jest dawcą protonu, a kwas akceptorem protonu;
zasada jest dawcą pary elektronowej , a kwas jej akceptorem;
Wg teorii Lewisa, w reakcji kwasowo-zasadowej:
kwas jest dawcą pary elektronowej , a zasada jej akceptorem;
kwas jest dawcą protonu, a zasada akceptorem protonu;
zasada jest dawcą protonu, a kwas akceptorem protonu;
zasada jest dawcą pary elektronowej , a kwas jej akceptorem
W reakcji utleniania i redukcji HNO3 + PbS → S + Pb(NO3)+NO+H2O po jej uzgodnieniu w oparciu o bilans elektronowy suma współczynników stechiometrycznych wynosi:
17
23
25
29
W reakcji utleniania i redukcji K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3+ K2SO4+ H2O po jej uzgodnieniu w oparciu o bilans elektronowy suma współczynników stechiometrycznych wynosi:
17
19
21
23
W reakcji utleniania i redukcji KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2+Cl2+H2O po jej uzgodnieniu w oparciu o bilans elektronowy suma współczynników stechiometrycznych wynosi:
23
27
31
35
W czasie elektrolizy wodnego roztworu KOH, pH tego roztworu:
rośnie;
maleje;
nie ulega zmianie;
najpierw rośnie, później maleje.
W czasie elektrolizy wodnego roztworu NaCl, pH tego roztworu:
rośnie;
maleje;
nie ulega zmianie;
najpierw rośnie, później maleje.
W czasie elektrolizy wodnego roztworu HCl, pH tego roztworu:
rośnie;
maleje;
nie ulega zmianie;
najpierw maleje, później rośnie.
