Поиск

Полнотекстовый поиск:
Где искать:
везде
только в названии
только в тексте
Выводить:
описание
слова в тексте
только заголовок

Рекомендуем ознакомиться

'Программа'
09.13 Торжественное вечер, посвященный 75-летию города Ивантеевки ДК «Юбилейный» 05.09.13 15.00 Закрытие литературного фестиваля – конкурса им....полностью>>
'Документ'
1 . 013 1 .00 ауд. 0318 (ГУК) 18.0 . 014 8 Социальной и коррекционной педагогики 07.1 . 013 11.00 ауд. 1405 (н.к.) 15.0 . 014 9 Технологии и сервиса 0...полностью>>
'Документ'
Внести следующие изменения в Проектную декларацию, размещенную на сайте соинвестора ООО «Маг-Строй» 06 апреля 2012 года , по строящимся двум жилым дом...полностью>>
'Документ'
= = = = = Эл-5(з) 1: 13 3 1 5 17 = = = = = = = = = Условные обозначения: - Экзаменационная сессия III - Итоговая государственная аттестация ...полностью>>

Главная > Документ

Сохрани ссылку в одной из сетей:
Информация о документе
Дата добавления:
Размер:
Доступные форматы для скачивания:

1

Смотреть полностью

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧЕРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

УРАЛЬСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ ПЕРВОГО ПРЕЗИДЕНТА Б.Н.ЕЛЬЦИНА

СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЙ УЧЕБНО-НАУЧНЫЙ ЦЕНТР

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Пособие для 9 класса

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Пособие для 9 класса

Екатеринбург 2012

Подготовлено на кафедре

химии и биологии СУНЦ УрФУ

Составитель: Климова Л.И.

Рецензент: Ермишина Е.Ю. , кандидат химических наук ассистент кафедры общей химии УГМА

Общая химия. Учебное пособие для 9 класса: Екатеринбург УрФУ, 2012 - 125с

Пособие предназначено для учащихся 9 классов, а также будет полезно учащимся 11 классов при повторении изученного ранее материала и подготовке к единому государственному экзамену по химии.

Пособие направлено на формирование у школьников систематических знаний по общей химии. Большое внимание уделено разбору заданий ЕГЭ и решению задач.

© Л.И.Климова 2012

© СУНЦ УрФУ 2012

ВВЕДЕНИЕ

Предлагаемое пособие создано с учетом тех трудностей, с которыми часто сталкиваются учителя и учащиеся при изучении основ общей химии.

Сложность изучения общей химии заключается в том, что часть материала рассматривается в курсе неорганической химии 8 класса, а часть материала в курсе 9 класса.

Данное пособие предназначено для учащихся 9 классов, а также может быть использовано для самостоятельной работы учащихся 11 классов для выявления уровня подготовленности по предмету при подготовке к ЕГЭ.

Предлагаемое пособие также тесты ЕГЭ по отдельным темам, которые могут быть использованы для самостоятельной работы выпускников для выявления уровня подготовленности по предмету

Пособие состоит из следующих разделов:

Глава 1 Основные классы неорганических соединений

(определения, классификация, химические свойства и

методы получения).

Глава 2 Строение атома. Периодическая система (ПС) Д. И.

Менделеева. Характеристика элемента по ПС.

Глава 6 посвящена основам теории электролитической

диссоциации, обменным реакциям и гидролизу солей.

Глава 7 Окислительно-восстановительные реакции

(использование метода электронного баланса при

расстановке коэффициентов). Электролиз.

Особое внимание следует обратить на главы 3-5, в которых рассмотрены основные законы и понятия химии, приведены решения типовых и комбинированных задач.

Для каждой главы приводятся упражнения для самостоятельной работы и примеры вариантов заданий ЕГЭ по отдельным темам.

.

ГЛАВА 1 СВОЙСТВА ОКСИДОВ,

ГИДРОКСИДОВ И СОЛЕЙ

Все вещества можно разделить на две группы: простые и сложные. К простым относят вещества, состоящие из атомов одного элемента. Например: углерод, натрий, сера. Сложное вещество образовано атомами разных элементов. Например: оксид меди, серная кислота и т.п. В свою очередь простые и сложные вещества делятся на классы:

В Е Щ Е С Т В А

_________________________________

 

простые сложные

____/______ ______________/___________

    

металлы неметаллы оксиды гидроксиды соли

К, Ва S, P Р2О5 H2SO4 Cu(NO3)2

Na2O Вa(ОH)2 Na2CO3

ZnO Al(OH)3

Рассмотрим классификацию, химические свойства и методы получения сложных веществ.

1.1. ОКСИДЫ

ОКСИД – это сложное вещество, состоящее из двух элементов, один из которых кислород, находящийся в степени окисления -2.

Исключения составляют:

  1. соединения кислорода и фтора – фториды: например, фторид кислорода OF2 (степень окисления кислорода в этом соединении +2)

  2. пероксиды (соединения некоторых элементов с кислородом, в которых имеется связь между атомами кислорода), например:

H-O-O-H K-O-O-K

пероксид водорода Н2О2 пероксид калия K2O2

Примеры оксидов: оксид кальция - СаО, оксид бария - ВаО. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названии в скобках указывается римской цифрой валентность элемента, например: оксид серы (IV) - SO2, оксид серы (VI) - SO3.

Все оксиды можно разделить на две большие группы: солеобразующие (образующие соли) и несолеобразующие.

Солеобразующие подразделяют на три группы: основные, амфотерные и кислотные.

О К С И Д Ы

_________________/__________________

 

солеобразующие несолеобразующие

_________________________________ СО, N2O, NO

↓ ↓ ↓

основные амфотерные кислотные

(им (им соответсвуют

соответствуют, кислоты)

основания)

CaO, Li2O ZnO, BeO, PbO P2O5, Mn2О7

Cr2O3, Al2O3

Неметаллы образуют кислотные оксиды, например: оксид азота (V) – N2O5 , оксид углерода (IV) - CO2. Металлы с валентностью меньше трех, как правило, образуют основные оксиды, например: оксид натрия -Na2O, оксид магния – MgO; а с валентностью больше четырех – кислотные оксиды, например, оксид марганца (VII) - Mn2O7, оксид вольфрама (VI) - WO3.

Рассмотрим химические свойства кислотных и основных оксидов.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ

ОСНОВНЫХ КИСЛОТНЫХ

1. Взаимодействие с водой

Продуктом реакции является:

основание кислота

(если, в состав оксида P2O5 + 3H2O  2H3PO4

входит активный металл, SiO2 +H2O ≠

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)

CaO + H2O  Ca(OH)2

CuO+ H2O ≠

2. Взаимодействие друг с другом, образуя соли CuO + SO3  CuSO4

3. Взаимодействие с гидроксидами:

с растворимыми кислотами, с растворимыми основаниями

в результате реакции образуются соль и вода

CuO + Н2SO4 CuSO4 + H2O CO2+Ca(OН)2CaCO3 + Н2О

4. Менее летучие оксиды

вытесняют более летучие

из их солей:

K2CO3 + SiO2  K2SiO3 + CO2

К числу амфотерных оксидов относят: оксиды металлов с валентностью, равной трем, например: оксид алюминия -Al2O3, оксид хрома (III) - Cr2O3, оксид железа (III) - Fe2O3, а также несколько исключений, в которых металл двухвалентен, например: оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид свинца (II) – PbO..

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные и как кислотные оксиды

Докажем амфотерный характер оксида алюминия. Приведем уравнения реакций взаимодействия с соляной кислотой и щелочью (в водном растворе и при нагревании). При взаимодействии оксида алюминия и соляной кислоты, образуется соль - хлорид алюминия. В этом случае оксид алюминия выступает в роли основного оксида.

Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O

как основный

В водном растворе происходит образование комплексной соли -

тетрагидроксоалюмината натрия:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрия

как кислотный

При сплавлении со щелочами образуется метаалюминаты.

Представим молекулу гидроксида алюминия Al(OH)3 в форме кислоты, т.е. на первом месте запишем все атомы водорода, на втором кислотный остаток:

Al(OH)3

H3AlO3 - алюминиевая кислота

Для трехвалентных металлов из формулы кислоты вычтем 1 Н2О, получив метаалюминиевую кислоту:

H3AlO3

- Н2 О

HAlO2 - метаалюминиевая кислота

сплавление

Al2O3 +2 NaOH 2NaAlO2 + Н2О метаалюминат натрия

как кислотный

МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

4Al + 3O2 2Al2O3

S + O2  SO2

2. Горение или обжиг сложных веществ:

CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O

2ZnS + 3O2  2SO2+ 2ZnO

  1. Разложение при нагревании нерастворимых гидроксидов:

Cu(OH)2  CuO + H2O H2SiO3 SiO2 + H2O

4. Разложение при нагревании средних и кислых солей:

CaCO3  CaO + CO2

2КHCO3K2CO3 + CO2 +H2O

4AgNO3 4Ag + 4NO2+ O2

1.2. ГИДРОКСИДЫ

Гидроксиды подразделяют на три группы: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды (проявляющие свойства, как оснований, так и кислот).

ОСНОВАНИЕ – это сложное вещество, состоящее из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп

(– ОН).

Например: гидроксид натрия - NaOH, гидроксид бария Ва(ОН)2. Количество гидроксогрупп в молекуле основания равно валентности металла.

КИСЛОТА – это сложное вещество, которое состоит из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка.

Например: серная кислота – H2SO4, фосфорная кислота - Н3РО4.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В химических соединениях сохраняется валентность кислотного остатка (см. таблицу 1).

ТАБЛИЦА 1 ФОРМУЛЫ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ И

КИСЛОТНЫХ ОСТАТКОВ

Название кислоты

Формула

Кислотный остаток

Валентность кислотного остатка

Название соли, образованной этой кислотой

Плавиковая

НF

F

I

фторид

Соляная

НCl

Cl

I

хлорид

Бромоводородная

НBr

Br

I

бромид

Йодоводородная

НI

I

I

йодид

Азотная

HNO3

NO3

I

нитрат

Азотистая

HNO2

NO2

I

нитрит

Уксусная

СН3COOH

СН3COO

I

ацетат

Серная

H2SO4

SO4

II

сульфат

Сернистая

H2SO3

SO3

II

сульфит

Сероводородная

H2S

S

II

сульфид

Угольная

H2CO3

CO3

II

карбонат

Кремневая

H2SiO3

SiO3

II

силикат

Фосфорная

H3PO4

PO4

III

фосфат

По растворимости в воде гидроксиды делятся на две группы: растворимые (например, КОН, H2SO4) и нерастворимые (H2SiO3, Сu(OH)2). Растворимые в воде основания называются щелочами.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРИМЫХ ГИДРОКСИДОВ

________________________________________________________

ЩЕЛОЧИ КИСЛОТЫ

________________________________________________________

1. Действие на индикаторы

малиновый фенолфталеин бесцветный

синий лакмус красный

желтый метиловый оранжевый красный

2. Взаимодействуют друг с другом, с образованием соли и воды

2KOH + H2SO4  K2SO4 + 2H2O

3. Взаимодействуют с оксидами

- кислотными и амфотерными основными и амфотерными

с образованием соли и воды

2NaOH+SO2Na2SO3+H2O 2HNO3 + CuOCu(NO3)2+H2O

кислотный оксид основной оксид

сплавление

2NaOH+ ZnO  Na2ZnO2 +H2O 2HNO3 +ZnO Zn(NO3)2 +H2O

амфотерный оксид амфотерный оксид

раствор

ZnO+2NaOH+H2ONa2[Zn(OH)4]

тетрагидроксоцинкат натрия

  1. Взаимодействуют с растворимыми солями (признак реакции -

образование осадка или газа):

2KOH+CuCl2Cu(OH)2↓+2KCl Н2SO4р-р+BaCl2р-рBaSO4↓+ 2HCl

2НCl+K2CO32KCl+ H2CO3

↓ ↓

CO2 H2O

H2SO4(концентр.)+KCl(тверд.)K2SO4+HCl

5. Взаимодействуют с металлами

Некоторые металлы (Al, Zn, Be) А) Разбавленные кислоты

реагируют с растворами реагируют с металлами,

щелочей, образуя комплексные стоящими до водорода в

соли: раствор в электрохимическом ряду

2Al+2NaOH+6H2O  напряжения металлов:  2Na[Al(OH)4] + 3H2 K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb Н

тетрагидроксоалюминат натрия При этом образуется средняя

раствор соль и выделяется водород:

2Zn+2NaOH+2H2O Mg + 2HCl  MgCl2 + H2

Na2[Zn(OH)4]+H2

Б) с металлами, стоящими после

водорода разбавленные кислоты

в расплаве не реагируют

2Al+2NaOH+2H2O В) о взаимодействии с

2NaAlO2 + 3H2 концетрированными кислотами

алюминат натрия кислотами см. далее

в расплаве

2Zn+2NaOHNa2ZnO2 + H2

6. Некоторые щелочи способны

реагировать с неметаллами:

6 KOH+ 3Cl2 KClO3+5KCl+3H2O

2 NaOH+Si +H2ONa2SiO3+2H2

6 KОH+3S2K2S+K2SO3+3H2O

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С СЕРНОЙ И АЗОТНОЙ КИСЛОТАМИ

Рассмотрим, как реагируют металлы с разбавленными концентрированными азотной HNO3 и серной Н2SO4 кислотами.

ОСОБЕННОСТИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Разбавленная серная кислота растворяет металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода.

H2SO4 + Fe FeSO4 + H2

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений после водорода, с разбавленной серной кислотой не реагируют.

Концентрированная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре. Однако при нагревании концентрированная кислота реагирует почти со всеми металлами (кроме Pt, Au). При этом кроме соли и воды, возможно образование сероводорода, серы, или оксида серы (IV). Образование последних продуктов зависит от положения металл в электрохимическом ряду напряжений и от концентрации кислоты.

Если металл активный (Li ,K, Na, Ca, Ba, Mg), то наиболее вероятно образование сероводорода:

5H2SO4 + 4Mg  4MgSO4 + H2S + 4H2O

При взаимодействии металла средней активности – наиболее вероятно образование серы:

4H2SO4 + 2Сr  Сr2(SO4)3+S + 4H2O

При взаимодействии неактивного металла (Cu, Hg, Ag) – образуется оксид серы (IV):

2H2SO4+CuCuSO4 +SO2+2H2O

ОСОБЕННОСТИ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ

При обычной температуре азотная концентрированная кислота не взаимодействует с алюминием, хромом и железом. Она переводит их в пассивное состояние. Азотная кислота не реагирует с платиной, таллием, золотом, вольфрамом. Платина и золото растворяются в “царской водке” – смеси 3 объемов концентрированной соляной кислоты и 1 объема концентрированной азотной кислоты:

Au +3HCl +3HNO3AuCl3 + 3NO2+ 3H2O

Pt +4HCl +4HNO3PtCl4 + 4NO2+ 4H2O

HNO3

____ ____________________________________

 

разбавленная концентрированная

______/________ _____________/________________

    

с щелочно- с другими не действует со щелочноземельными с другими

земельными тяжелыми на металлы: металлами тяжелыми

металлами металлами Au, Pt, Al металлами

+Zn, Fe Fe, Cr,

NH4NO3 NON2O NO2

При взаимодействии азотной кислоты с металлами кроме соли и воды возможно образование различных оксидов азота N2O, NO, NO2, а также азота N2 и аммиака NH3. Образование последних, зависит от того какова концентрация кислоты, и какой металл подвергается воздействию.

При действии разбавленной кислоты на активный металл, стоящий в ряду напряжений металлов до алюминия, а также цинк и железо, первоначально образуется аммиак, который, реагируя с азотной кислотой, образует нитрат аммония NH4NO3:

NH3 + HNO3р-р  NH4NO3

Итоговое уравнение имеет вид:

4Zn + 10HNO3р-р  4Zn(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O

При взаимодействии неактивного металла, стоящего в ряду напряжений после водорода, – образуется оксид азота (II)

3Cu + 8HNO3 р-р3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O

При действии концентрированной кислоты на неактивные металлы, как правило, образуется оксид азота (IV)

Cu + 4HNO3 конц.Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

При действии концентрированной кислоты на активные металлы, как правило, образуется оксид азота (I)

8Na + 10HNO3 конц.8NaNO3 + N2O +5H2O

НЕРАСТВОРИМЫЕ ГИДРОКСИДЫ

Нерастворимые основания образованы металлами, стоящими в ряду активности, начиная с магния:

Mg(OH)2↓, Fe(OH)3 Cu(OH)2↓ СuOH↓, Fe(OH)2 Сo(OH)2

осадок осадок осадок осадок осадок осадок

белого коричневого синего оранжевого зеленого розового

цвета цвета цвета цвета цвета цвета

Рассмотрим химические свойства и способы получения нерастворимых гидроксидов.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

НЕРАСТВОРИМЫХ ГИДРОКСИДОВ

______________________________________________________

ОСНОВАНИЙ КИСЛОТ

_____________________________________________________

1. Не изменяют окраски индикаторов

2. Вступают в реакции нейтрализации

2Al(OH)3+3H2SO4Al2(SO4)3+6H2O H2SiO3 +2KOHK2SiO3+ 2H2O

3. Разлагаются при нагревании

Сu(OH)2  СuO+H2O H2SiO3 SiO2 +H2O

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ

Амфотерный характер проявляют некоторые соединения, в которых металл имеет валентность, равную трем: Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, а также в качестве исключения, гидроксиды, содержащие двухвалентные металлы: Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2.

Амфотерность это способность проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от условий реакции, т.е. вступать в химические реакции и с кислотами и со щелочами. Например, гидроксид цинка при взаимодействии с соляной кислотой ведет себя как основание, при взаимодействии со щелочью как кислота:

Zn(OH)2 + 2HCl ZnCl2 + 2HCl

как основание

раствор

Zn(OH)2 + 2NaOH Na2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкат натрия

как кислота

расплав

Zn(OH)2+2NaOH Na2ZnO2+ 2Н2О

как кислота

Рассмотрим, как можно получить основания, кислоты и амфотерные гидроксиды.

ОСНОВНЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

ОСНОВАНИЙ КИСЛОТ

1.Взаимодействие активного 1. Взаимодействие неметалла металла с водой: с водородом (для получения

2Na + 2H2O  2NaOH + H2 бескислородной кислоты)

H2 + Cl2 2НCl

Малоактивные и неактивные

металлы с водой не реагируют:

Cu +H2О ≠

2. Взаимодействие оксидов с водой:

основных кислотных

в реакцию вступают только P2O5 +3H2O 2H3PO4

те оксиды, в состав которых SiO2 + H2O≠

входят активные металлы-

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca) –

K2O + H2O  2KOH

CuО +H2О ≠

3. Взаимодействие гидроксидов с растворимыми солями

(признак реакции – образование осадка или газа)

2KOH + CuCl2Cu(OH)2↓ + 2KCl H2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3

2НCl + K2CO32KCl + H2CO3

↓ ↓

CO2 H2O

4. Электролиз водных растворов солей

электролиз электролиз

2NaCl +2H2O2NaOH +H2 +Cl2 2Cu(NO3)2 + 2H2O2Cu+4HNO3 +O2

5. Карбиды, нитриды, фосфиды

разлагаются водой:

Al4C3+ 12H2O4Al(OH) 3 + 3CH4

Ca3P2 + 6H2O3Ca(OH)2 + 2PH3

Mg3N2 + 6H2O3Mg(OH)2 + 2NH3

1.3 СОЛИ

СОЛЬ – это сложное вещество, состоящее из атомов металла и кислотного остатка.

Соли можно разделить на следующие типы: средние, кислые, основные, комплексные, двойные, смешанные.

Двойные соли содержат два разных металла и кислотный остаток. Например: KAl(SO4)2 – двойной сульфат калия-алюминия (алюмокалиевые квасцы).

В состав комплексных солей входит центральный атом и связанные с ним молекулы, и ионы - лиганды. Центральный атом и лиганды образуют комплекс, который при записи заключают в квадратные скобки. Например: Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия.

Смешанные соли содержат один металл и кислотные остатки различных кислот. Например: Ca(OCl)Cl – соль содержит металл и кислотные остатки двух кислот HCl и HClO.

СОЛИ

__________________________________________________

  

средние кислые основные

Na2СO3 KHS CuOHCl

карбонат натрия гидроcульфид калия гидроксохлорид меди (II)

Рассмотрим подробнее свойства и получение средних, кислых и основных солей.

ТИПЫ СОЛЕЙ

__________________________________________

  

кислые средние основные

образуются при образуются при, образуются при

взаимодействии полном взаимодействии

щелочи и избытка, замещении кислоты и избытка,

кислоты, содержащей атома водорода щелочи, содержащей

не менее 2 атомов на металл не менее двух (-ОН)

водорода гидроксильных групп

в своем составе

Ва(ОН)2 +2H2SO4  Ba(OH)2 +H2SO4  2Ba(OH)2 +H2SO4

 Ba(НSO4)2 +2H2О  BaSO4 +2Н2О (BaOH)2SO4 +2Н2О

гидросульфат бария сульфат бария гидроксосульфат бария

Приведем примеры перевода средней соли в кислую, и наоборот. Чтобы перевести среднюю соль в кислую нужно добавить ту кислоту, чей кислотный остаток входит в данную соль.

Например: К2SO4 + H2SO4  2KHSO4

Чтобы перевести кислую соль в среднюю нужно добавить щелочь (образованную металлом, входящим в состав соли). Например:

KHCO3 + KOH  K2CO3 + H2O

При переводе средних солей в основные производят противоположные действия: теперь для перевода средней соли в основную нужно добавлять основание (то основание, в cостав которого, входит металл, входящий в данную соль). Например:

CaCl2 + Ca(OH)2  2CaOHCl

Чтобы перевести основную соль в среднюю нужно добавить кислоту (ту, чей кислотный остаток находится в составе основной соли). Например:

CaOHCl + HCl  CaCl2 + H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СРЕДНИХ СОЛЕЙ

  1. Взаимодействие с металлами (металл будет реагировать

с солью в том случае, если он более активен, чем металл, входящий в состав соли)

Fe+ CuSO4 Сu + FeSO4

Cu + FeSO4

  1. Взаимодействие с растворимой солью (признак реакции –

образование осадка, газа или воды):

BaCl2 + K2SO4  BaSO4↓+ 2KCl

  1. Взаимодействие с растворимыми гидроксидами (признак

реакции - образование осадка, газа или воды):

со щелочью: CuCl2 + 2KOH  2KCl + Cu(OH)2

с кислотой: Na2SO3 + 2HCl  2NaCl + H2SO3

 

H2O SO2

  1. Некоторые соли (карбонаты, гидрокарбонаты, нитраты,

хлораты) разлагаются при нагревании:

2KHCO3K2CO3 + CO2 +H2O

CaCO3  CaO + CO2

2KClO32KCl+3O2

2KNO32KNO2+O2

2Cu(NO3)22CuO + O2 +4NO2

2AgNO32Ag + 2NO2 + O2

  1. При взаимодействии с водой образуют кристаллогидраты-

соли, состав которых, входит химически связанная вода:

CuSO4 + 5H2O  CuSO4 * 5H2O (кристаллогидрат)

белый порошок голубой

УПРАЖНЕНИЯ

1. Приведите формулы следующих соединений: фосфат кальция, оксид рубидия, уксусная кислота, оксид молибдена (VI), фтороводородная кислота, нитрит алюминия, сернистая кислота, гидросиликат калия, оксид меди (I), карбонат серебра, хлорид железа (II), оксид углерода (II), гидроксид цинка, нитрат хрома (II), соляная кислота, фосфорная кислота, сульфит магния, оксид селена (VI), сульфид железа (III), гидрокарбонат франция, кремневая кислота, ацетат натрия, азотистая кислота, оксид марганца (VII).

2. Приведите названия следующих соединений: Mn2O7, MgOHJ, ВaO, НNO2, LiOН, Ba(HS)2, Al(ОН)3, N2O5, NiS, AlOHSO4, SiO2, Be(ОН)2, CuOH , K2HPO4, BaCO3, Cl2O3

3. Определите класс неорганических веществ (кислотный оксид, основный оксид, амфотерный оксид, несолеобразующий оксид, кислородсодержащая кислота, бескислородная кислота, щелочь, нерастворимое основание, амфотерный гидроксид, кислая соль, основная соль, средняя соль, комплексная соль):

K2Cr2O7, H2Se, MnO, Be(OH)2, H2CrO4, (CuOH)2SO4, Fe(OH)2, KMnO4, Al2O3, NаH2PO4, KAlO2, Na2[Zn(OH)4], KHTeO4, CsOH, CO, Ва(OH)2, H2SO3, NO, Zn(OH)2, HF, CuO, Ca(OH)2, K2S, NaHSO3, Ba3(PO4)2, BaOHBr, Mn2O7, Ba(HS)2, Сr(ОН)3.

4. Для перечисленных ниже оксидов написать формулу соответствующего гидроксида и указать его характер: MnO, Al2O3, CO2, ZnO, SO3, N2O5, CaO, Fe2O3.

5. Для перечисленных ниже гидроксидов написать формулу соответствующего оксида и указать характер оксида:

H2SO3, Be(OH)2, CsOH, H3PO4, Fe(OH)2, HClO4, HNO2

  1. Выбрать из предложенных веществ те, с которыми может

реагировать серная кислота:

MnO, Al2O3, CO2, ZnO, SO3, N2O5, CaO, Fe2O3, H2SO3, Bа(OH)2, CsOH, H3PO4, Fe(OH)2, HClO4, K2S, Na2SO3, NaNO3, BaCl2, Cu, Fe, CuSO4. Приведите уравнения реакций.

7. Из предложенных в задании № 6 веществ выбрать те, которые взаимодействуют с гидроксидом натрия. Приведите уравнения реакций.

8. Выбрать из предложенных веществ те, с которыми может реагировать сульфат меди (II): BaCl2, HCl, Fe, Al(OH)3, N2O5, K2S, Ag, CsOH, ZnO, H3PO4. Приведите уравнения реакций.

9. Из каких веществ в одну стадию можно получить

а) оксид (кроме воды):

сера, хлорид натрия, карбонат кальция, серная кислота, литий, медь, гидроксид калия, сульфид цинка, кремневая кислота, серная кислота

б) гидроксид:

-медь, оксид железа (II), оксид бария, оксид азота (I), оксид кремния (IV), карбонат магния, натрий, сульфат цинка, оксид азота (V), хлорид калия.

10. Приведите 10 способов получения средних солей.

11. Осуществите превращения:

а) KKOH  K2SO4  KHSO4 K2SO4  KOH K2CO3

б) Al  AlCl3  Al(OH)3  K[Al(OH)4]  AlCl3

в) Zn  K2[Zn(OH)4]  Zn(OH)2  ZnO  Zn

г) CaO  CaCO3  Ca(HCO3)2  CaCO3  CO2

д) Р P2O5 Ca3(PO4)2 H3PO4K2 HPO4 K3PO4

+O2 +HNO3 +NaOH t

е) Cu  Х1  Х2  Х3  Х4 + Х5

+O2 +H2O +NaOHизбыток +FeCl3

ж) P  Х1  Х2  Х3  Х4

↓ + Х5

Сa3(PO4)2

12. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами в водном растворе, не повторяя пары веществ:

а) карбонат кальция, цинк, гидроксид калия, серная кислота.

б) раствор хлорида железа (III), оксида меди (II), гидроксида цезия, оксида фосфора (V), вода.

в) алюминий, оксид фосфора (V), гидроксид рубидия, азотная

разбавленная кислота

г) карбонат калия, оксид алюминия, разбавленная серная кислота, магний

13. Предложить 5 способов получения сульфата цинка, 4 способа получения хлорида железа (III), 4 способа получения хлорида железа (II).

РАЗБОР ЗАДАНИЙ ТЕСТОВ ИЗ ЕГЭ

1. Оксид кальция взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) кислород, вода 3) соляная кислота, оксид бария

2) оксид магния, оксид серы (IV) 4) вода, оксид фосфора (V)

Решение. Оксид кальция – основный оксид. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. Кроме того, оксиды самых активных металлов - щелочных (металлов IA группы) и щелочноземельных (металлов IIA группы: Ca, Sr, Ba) - реагируют также с водой. Кальций относится к щелочноземельным металлам.

Поэтому CaO реагирует с кислотами, кислотными оксидами и водой. Этому условию удовлетворяет вариант 4 – оксид кальция реагирует с водой и оксидом фосфора.

//Ответ: 4

2. Карбонат кальция реагирует с:

1) HCl 2) MgO 3) Pb 4) H2O

Решение. Карбонат кальция (CaCO3) – соль. Общие свойства солей – взаимодействие с кислотами, солями, щелочами в водном растворе, при условии, если образуется осадок, газ или вода. Растворимые соли также реагируют с металлами: при этом более активный металл вытесняет менее активный металл из соли. Карбонат кальция – нерастворимая соль (см. таблицу растворимости), поэтому взаимодействие с металлами можно не рассматривать.

Из всех предложенных веществ подходит соляная кислота, так как при взаимодействии с карбонатом кальция по уравнению:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2

образуется углекислый газ и вода.

//Ответ: 1

3. Амфотерным гидроксидом и кислотой соответственно являются

1) H2SO4 и Zn(OH)Cl 3) Ca(OH)2 и Be(OH)2

2) KHSO4 и NaOH 4) Al(OH)3 и HNO3

Решение. Кислоты состоят из атомов водорода и групп атомов, которые называются кислотным остатком. В данном случае это H2SO4 и HNO3. Амфотерные гидроксиды образуют некоторые металлы в степенях окисления от +2 до +4. В школьную программу входит знание следующих амфотерных гидроксидов: Zn(OH)2, Be(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3, Fe(OH)3. Таким образом, условию задания отвечает четвертый вариант: Al(OH)3 - амфотерный гидроксид и HNO3 - кислота.

//Ответ: 4

4. Гидроксид хрома взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) СО2 и HCl 2) Н2 и NaOH 3) NО и NaNO3 4) H2SO4 и NaOH

Решение. Гидроксид хрома – амфотерный гидроксид. Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами и щелочами, с кислотыми и основными оксидами. Поэтому нам подходит вариант 4 – серная кислота и гидроксид натрия (щелочь):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + NaOH = Na[Cr(OH)4]

//Ответ: 4

5. Уксусная кислота не взаимодействует с:

1) CuO 2) Na2SO4 3) Cu(OH)2 4) Na2CO3

Решение. Уксусная кислота, как и все кислоты, взаимодействует с основаниями, основными оксидами, солями. Взаимодействие с солями возможно, если в результат реакции образуются осадок, газ или вода. CuO – основный оксид, Сu(OH)2 – основание, с ними уксусная кислота взаимодействует. Ответы 1 и 3 не подходят. Вещества, формулы которых под номерами 2 и 4, - соли. С Na2CO3 уксусная кислота будет взаимодействовать, так как в результате реакции образуются углекислый газ и вода:

Na2CO3 + 2СН3СООН → 2СН3СООNa + H2O + CO2

С Na2SO4 уксусная кислота не будет взаимодействовать, так как не выполняются условия, если в результат реакции не образуются осадок, газ или вода.

//Ответ: 2

  1. В схеме превращений

Fe(OH)3 X1 X2

веществом «X2» является

1) Fe2O3 2) FeO 3) FeCl3 4) FeCl2

Решение. Все гидроксиды, кроме гидроксидов щелочных металлов, разлагаются при нагревании. Гидроксид железа (III) разлагается при нагревании на оксид железа (III) и воду:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.

Из двух образовавшихся веществ с хлороводородом (или его водным раствором – соляной кислотой) реагирует Fe2O3 - амфотерный оксид:

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

Таким образом, вещество X2 - FeCl3.

//Ответ: 3

  1. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать в водном растворе.

формула вещества рЕАГЕНТЫ

А) Al(OH)3 1) KOH, CuO, H2O

Б) CO2 2) NaNO3, Ca(OH)2, ZnCl2

В) H2SO4 3) Ba(OH)2, Cu, BaCl2

Г) NaOH 4) NaOH, H2SO4, HClO4

5) LiOH, MgO, K2CO3

6) CO2, HBr, FeCl3

А

Б

В

Г

Решение. Гидроксид алюминия – амфотерный гидроксид. Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами и щелочами, с кислотными и основными оксидами. Поэтому нам подходит вариант 4:

раствор

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

2Al(OH)3 +3H2SO4 2Al2(SO4)3+ 6H2O

Al(OH)3 +3HClO4 Al(ClO4)3+ 3H2O

Оксид углерода (IV) – кислотный оксид. Он реагирует с основными оксидами и щелочами. Кроме того, некоторые кислотные оксиды реагируют с водой. Этому условию удовлетворяет вариант 1:

СО2 + 2КОНK2CO3+ H2O

CO2 + CuOCuCO3

CO2 + H2O↔H2CO3

Серная кислота, как и все кислоты, взаимодействует с основаниями, основными оксидами, солями. Взаимодействие с солями возможно, если в результат реакции образуются осадок, газ или вода. Походит вариант 5

H2SO4 +2LiOH Li2SO4+ 2H2O

H2SO4 +MgOMgSO4+ H2O

H2SO4 +K2CO3  K2SO4 + H2O + CO2

Гидроксид натрия – щелочь, может реагировать с кислотными оксидами и кислотами. Взаимодействие с солями возможно, если в результат реакции образуются осадок, газ или вода. В 6 варианте приведен именно такой набор:

2NaOH+ СО2 Na2CO3+ H2O

NaOH +HBrNaBr + H2O

3NaOH+ FeCl3Fe(OH)3+ 3NaCl

//Ответ: 4156

ТРЕНИРОВОЧНЫЕ ЗАДАНИЯ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

Задания уровня А

Инструкция для учащихся: Выберите один правильный ответ, из предложенных, и обведите его номер кружком. За каждый верный ответ вы получите 1 балл.

А1. Несолеобразующим оксидом является

I) N2O5 2) N2O 3) N2O3 4) NO2

А2. Амфотерным является оксид, формула которого

I) Cl2O 2) CaO 3) Al2O3 4) СO

А3. Только кислотные оксиды указаны в ряду

1) ZnO, CO2, NO 2) CrO3, N2O5, SiO2

3) СО, SiO2, SnO2 4) N2O5, P2O3, Cs2O

А4. Оксид хрома (III) относится к оксидам

1) кислотным 2) амфотерным

3) основным 4) несолеобразующим

А5. Только кислоты расположены в ряду

1) HNO3, Ca(NO3)2, NO2 2) KHCO3, Ва(НSО4)2, ZnOHCl

3) HNO2, HNO3, CH3COOH 4) H2S, Na2SO3, SO2

А6. Какие из приведенных утверждений верны?

А. Основным оксидам соответствуют основания.

Б. Основные оксиды образуют только металлы.

1) верно только А 2) верны оба утверждения

3) верно только Б 4) оба утверждения неверны

A7. Число гидроксидов среди перечисленных веществ: H2SO4, Ba(OH)2, Al2(SO4)3, Zn(OH)2, SO2, KOH, NaCl, H3PO4

1) 5 2) 4 3) 3 4) 2

А8. Оксиды марганца: А) Mn2O7 Б) MnO В) MnO2 Г) MnO3 расположены в порядке усиления кислотных свойств в ряду

1) АБВГ 2) БВГА 3) ВГАБ 4) АГВБ

А9. К средним солям относится каждое из двух веществ

1) Fe(OH)2Cl и Fе(НSО4)2 2) MgCl2 и Mg(OH)NO3

3) KHCO3 и NaHSiO3 4) K3PO4 и BaSiO3

А10. Среди перечисленных веществ кислой солью является

1) гидрид магния 2) гидроксид кальция

3) гидрокарбонат натрия 4) гидроксокарбонат меди

А11. Формулы только основных солей указаны в ряду

1) KHCO3, Na2Cr2O7, (CuOH)2SO4 2) Ca(HCO3)2, ZnS, (FeOH)Cl

3) CuCl2, NaHSO4, (AlOH)Cl2 4) (FeOH)NO3, (CuOH)2CO3, MgOHCl

А12. Оксид углерода (IV) реагирует с каждым из веществ пары

1) водой и оксидом кальция

2) сульфатом калия и гидроксидом натрия

3) ортофосфорной кислотой и водородом

4) кислородом и оксидом серы (IV)

А13. Раствор гидроксида натрия взаимодействует с каждым веществом, указанным в ряду:

1) оксид кремния, сульфат натрия, хлорид калия, гидроксид алюминия

2) оксид железа (II), медь, серная кислота, гидроксид алюминия

3) оксид фосфора (V), алюминий, соляная кислота, гидроксид цинка

4) оксид железа (VI), медь, карбонат кальция, гидроксид хрома (II)

А14. С раствором соляной кислоты взаимодействует каждое из двух веществ

1) хлорид бария и оксид углерода (IV)

2) магний и нитрат серебра

3) хлорид натрия и фосфорная кислота

4) медь и гидроксид калия

А15. Гидроксид цинка реагирует с каждым веществом пары

1) сульфат кальция и оксид серы (VI)

2) гидроксид натрия (р-р) и соляная кислота

3) вода и хлорид натрия

4) сульфат бария и гидроксид железа (III)

А16. При взаимодействии лития с водой образуется водо­род и

1) оксид 2) пероксид 3) гидрид 4) гидроксид

17. Химическая реакция возможна между

1) Cu и HCl 2) Ag и Mg(NO3)2 3) Fe и Na3PO4 4) Zn и FeCl2

A18. Реагирует с раствором HCl, но не реагирует с раство­ром NaOH .

1) ZnO 2) N2O 3) SO3 4) FeO

A19. Вещество, которое может реагировать с водородом, серной кислотой и алюминием, имеет формулу

1) P2O5 2) CuO 3) Ва(NO3)2 4) K2O

А20. С каждым из перечисленных веществ: H2S, KOH, Zn взаимодействует

1) Pb(NO3)2 2) ZnSO4 3) Na2CO3 4) HCl

А21. Как гидроксид алюминия, так и соляная кислота могут взаимодействовать с

1) CuO 2) H2SO4 3) CO2 4) NaOH

А22.В схеме превращений

Ca X1 X2

веществами «X1», «X2» являются соответственно

1) Ca(OH)2, CaCO3 2) CaO, CaCO3

3) Ca(OH)2, CaO 4) Ca(OH)2, CaC2

А23. В схеме превращений:

+ H2O + H2SO4 + BaCl2

Na  X1  X2  X3 веществами X1, X2, X3 являются соответственно:

1) Na2O, Na2SO4, NaOH 2) Na2O, Na2SO4, BaSO4

3) Na2O2, NaOH, BaSO4 4) NaOH, Na2SO4, BaSO4,

А24. В схеме превращений

+ HCl + Na2CO3

CaCO3 → X1 → X2 + NaCl веществом X2 является

I) CaCO3 2) CaCl2 3) CaO 4) Ca(OH)2

А25. В схеме превращений FeCl3 → X1 → X2 → Fe(OH)3 веществами X1 и X2 могут быть соответственно

1) Fe2(SO4), и Fe2O3 2) Fe(NO3)3 и Fe2O3

3) FePO4 и Fe3O4 4) Fe(OH)3 и Fe2(SO4)3

ЧАСТЬ В

Инструкция для учащихся: В заданиях В1-В2 на установление

соответствия запишите в таблицу цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

B1. Установите соответствие между названием вещества и классом (группой) неорганических соединений, к которому оно относится.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА КЛАСС (ГРУППА) СОЕДИНЕНИЙ

А) гидрокарбонат натрия 1) основание 4) средняя соль

Б) гидроксид меди (II) 2) кислота 5) основная соль

В) гидроксохлорид хрома (III) 3) двойная соль 6) кислая соль

Г) сульфат хрома (III)

А

Б

В

Г

В2. Установите соответствие между солью и классом (группой) солей, к которому она принадлежит.

ФОРМУЛА СОЛИ КЛАСС (ГРУППА) СОЛЕЙ

А) CH3COONa 1) основные

Б) MgCl2 2) кислые

В) Ca(HCO3)2 3) средние

Г) (CuOH)2CO3 4) двойные

5) комплексные

А

Б

В

Г

В3. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать в водном растворе.

формула вещества рЕАГЕНТЫ

А) CrО3 1) KOH, CаO, H2O

Б) СuSO4 2) NaHCO3, N2О3, KOH

В) LiOН 3) Ba(NO3)2, NaOH, Fe

Г) HBr 4) Al2O3, HI, LiHCO3

5) LiOH, MgO, AgNO3

А

Б

В

Г

В4. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать в водном растворе.

формула вещества рЕАГЕНТЫ

А) P2O5 1) реагирует с H2O и HCl, не реагирует с KOH

Б) Al(OH)3 2) реагирует с H2O, HCl и KOH

В) Na2O 3) реагирует с KOH и HCl, не реагирует с H2O

Г) CuO 4) реагирует с KOH, не реагирует с H2O и HCl

5) реагирует с H2O и KOH, не реагирует с HCl

6) реагирует c HCl, не реагирует с H2O и KOH

А

Б

В

Г


В заданиях В5-В8 выпишите цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

B5. Какие оксиды при взаимодействии с водой образуют гидроксиды:

1) FeO 2) ВaO 3) Р2O5 4) SiO2 5) SO3

Ответ: _________

B6. Кислые соли могут образовывать следующие соединения:

1) СН3СООН 2) Н3РО4 3) Н2СО3 4) H2S 5) HCl

Ответ ____________

B7. Основные соли могут образовывать следующие соединения:

1) Cu(OH)2 2) KOH 3) NаOH 4) Ba(OH)2 5) Al(OH)3

Ответ ____________

B8. Какие гидроксиды не взаимодействуют со щелочами

1) Fe(OH)2 2) Ca(OH)2 3) Cr(OH)3 4) Zn(OH)2 5) Mg(OH)2

Ответ: _____________________

Часть С

Инструкция для учащихся. Запишите полное решение на отдельном листе. Ответы записывайте четко и разборчиво. За задание части С1- 4 балла, С2- 5 баллов С3 - 9 баллов.

С1. Даны вещества: алюминий, гидроксид натрия, водный раствор

сульфата меди и соляная кислота. Напишите уравнения четырех

возможных реакций между этими веществами, не повторяя пары

веществ.

С2. Приведите 5 магнийсодержащих веществ, из которых можно в одну стадию получить сульфат магния. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

С3. Осуществите превращения:

а) AlK[Al(OH)4]Al2(SO4)3Al(OH)3Al2O3NaAlO2 AlCl3

б) P2O5 ® Na2HPO4 ® Na3PO4 ® NaNO3

ГЛАВА 2 СТРОЕНИЕ АТОМА.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА (ПС)

Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

АТОМ – это электронейтральная частица, которая состоит положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Охарактеризуем элемент с порядковым номером 17 по Периодической Системе (ПС) по плану:

1. Нахождение в Периодической системе: период, группа, подгруппа.

2. Строение атома (заряд ядра, число электронов, протонов, нейтронов).

3. Распределение электронов. Электронная и графическая формула. Возможные степени окисления.

4. Характеристика соединений (водородное соединение, формулы высшего оксида и гидроксида, их тип и химические свойства).

  1. Нахождение в ПС

Элемент с порядковым номером 17 - это хлор. Он находится в 3 периоде, 7 группе, главной подгруппе.

ПЕРИОД – это горизонтальный ряд, в котором свойства элементов изменяются последовательно от металла к инертному газу.

НОМЕР периода указывает число энергетических уровней.

Хлор находится в 3 периоде, следовательно, у него 3 энергетических уровня.

ГРУППА – это вертикальный ряд элементов, сходных по свойствам.

НОМЕР ГРУПЫ указывает на количество электронов на последнем уровне (только для главных подгрупп) и на высшую валентность в соединениях (кроме фтора, кислорода, азота, неона и гелия).

Хлор находится в 7 группе, значит высшая валентность и количество валентных электронов у него равно семи.

Различают главную и побочную подгруппы. В главную подгруппу входят элементы как малых (1, 2, 3) периодов так и больших (4, 5, 6, 7). В состав побочных входят только элементы больших периодов. Например: в 1 группе Cu, Ag, Au - элементы побочной подгруппы, а Li, K, Na, Rb, Cs, Fr - элементы главной.

Хлор находится в главной подгруппе.

  1. Строение атома:

Порядковый номер элемента - 17, следовательно, заряд ядра + 17. Число электронов – 17. (Их число равно заряду ядра, так как в целом атом нейтрален).

Ядро состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов соответствует заряду ядра, а количество нейтронов вычисляют по формуле: относительная атомная масса минус заряд ядра. Для хлора состав ядра следующий: 17 протонов и 18 нейтронов.

3. Распределение электронов

Электроны располагаются на 3 уровнях.

+ 17 ) ) )

2 8 7

Максимальное количество электронов на каждом уровне можно рассчитать, используя формулу N = 2*n2 , где N -количество электронов, а n - номер уровня.

- для первого уровня 2*12 = 2

- для второго уровня 2*22 = 8

- для третьего уровня 2*32 = 18

- для четвертого уровня 2*42 = 32

-для пятого уровня 2*52 = 50

Для хлора: - на первом уровне 2 электрона, на втором 8 электронов. Для последнего уровня 17 - (2+8) = 7. Для элементов главных подгрупп номер группы совпадает с количеством электронов на последнем уровне.

Каждый уровень делится на подуровни и обозначается латинскими буквами:

1 уровень имеет s подуровень

2 уровень: s и p подуровни

3 - s, p, d подуровень

4 - s, p, d, f подуровень и т.п.

Полная электронная конфигурация имеет вид:

1s22s22p63s23p53d0

При сокращенной форме записываем только последний уровень: 3s23p5 3d.0

При графической форме электроны изображают с помощью стрелок , а орбиталь в виде клетки . s-орбитали cоответствует одна клетка, для p-орбитали - три клетки, для d-орбитали 5 клеток. Согласно принципу Паули, на любой орбитали могут находиться не более 2 электронов. Таким образом, на s-подуровне - 2 электрона, на р-подуровне - 6 электронов, на d-подуровне - 10 электронов, на f -подуровне - 14.

В пределах одного подуровня атом имеет максимально возможное число неспаренных электронов.

Для хлора графическая формула имеет вид:

степень окисления хлора равна 0

Количество неспаренных электронов указывает на возможные степени окисления данного элемента.

У хлора 1 неспаренный электрон, значит, он может отдать 1 электрон и тогда степень окисления станет +1, и принять 1 электрон соответственно степень окисления –1.

степень окисления +1 степень окисления -1

Другие степени окисления возникают в так называемом возбужденном состоянии, когда происходит распаривание электронов на свободный подуровень. При этом образуются только положительные степени окисления. Покажем, какие степени окисления, кроме 0, +1, –1 характерны для хлора:

теперь неспаренных электронов стало 3, значит степень окисления +3

степень окисления +5

степень окисления +7

Итак, у хлора возможны следующие степени окисления:

-1 0 +1 +3 +5 +7

HCl Cl2 Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7

  1. Свойства соединений:

Летучее водородное соединение хлороводород – НСl.

Максимальная валентность (степень окисления), которую может элемент проявлять в соединениях, равна номеру группы. Хлор находится в седьмой группе, значит, в соединении с кислородом его максимальная валентность равна семи. Формула высшего оксида имеет вид: Cl2O7 . Тип оксида – кислотный. Ему соответствует гидроксид в виде кислоты H2Cl2O8 или HClO4.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

_____________________________________________________

Cl2O7 HClO4

______________________________________________________

_

1. Взаимодействие с водой 1. Взаимодействие с металлами

Cl2O7 + H2O  2HBrO4 2HClO4 + ZnZn(ClO4)2 + H2

2. Взаимодействие с основным оксидом

Cl2O7+CuOCu(ClO4)2 CuO+2HClO4Cu(ClO4)2+H2O

3. Взаимодействие с основанием

Cl2O7 + 2KOH K2ClO4 + H2O КOH + HClO4  КClO4 + H2O

4. Взаимодействие с солью

2HClO4 +K2CO3 CO2+H2O+2KClO4

ПЕРИОДИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

Поскольку электронные конфигурации атомов химических элементов изменяются периодически с ростом заряда ядра, все свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяются по периодам и группам. К таким свойствам относится радиус атома, электроотрицательность,

степень окисления, металлические и неметаллические свойства и т.д. Периодически изменяются также многие химические и физические свойства простых и сложных веществ.

Радиус атома. В периоде по мере роста порядкового номера, а следовательно и заряда ядра, радиусы атомов уменьшаются.

В группах с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются.

Электроотрицательность (ЭО) - это условная величина, характеризующая способность притягивать к себе электронную плотность. Введена условная шкала ЭО. По такой шкале самыми электроотрицательными являются элементы 7А группы: фтор (4,1); хлор (2,83); бром (2,74); йод (2,21). Наименее электроотрицательные – элементы 1А группы: франций (0,86); цезий(0,86); рубидий (0,89); калий (0,91); натрий (1,01); литий (0,97).

Таким образом, с ростом заряда ядра ЭО в периоде увеличивается, а в группе – уменьшается.

Металлические свойства в периоде уменьшаются, а в группе увеличиваются.

УПРАЖНЕНИЯ

1. Дать полную характеристику натрию, селену, фосфору, алюминию по плану:

1.1. Металл или неметалл

1.2.Положение в таблице Менделеева (номер период, номер группы, название подгруппы)

1.3. Заряд ядра, количество электронов в атоме, протонов и нейтронов в ядре

1.4. Электронно-графическая схема

1.5. Полная и сокращенная электронные формулы

1.6. Возможные степени окисления

1.7. Формула высшего оксида

1.8. Формула высшего гидроксида

1.9. Семейство элементов

2. Определить химический элемент, если известна его полная электронная формула:

а)1s22s22p63s23p2 б) 1s22s22p63s23p64s1

в)1s22s22p63s23p64s2 г) 1s22s22p63s2

3. Определить химический элемент, если известна его сокращенная электронная формула:

а) 3s23p4 б) 4s2 в) 2s22p6 г) 3s2 1 д) 5s23

4. Написать полную электронную формулу частиц:

а) Be б) Cl- в) S2- г) Mg2+ д) F

5. Расположить элементы в порядке возрастания электроотрицательности:

а) As, P, Bi, N б) Cl, Si, Mg, Al, S

6. Расположить элементы в порядке возрастания радиуса атома:

а) Cl, Si, Mg, Al, S б) C, B, N, О, Li

7. Расположить элементы в порядке возрастания металлических свойств:

а) Sr, Ba, Be, Mg, Ca б) Cs, Rb, K, Li

8. Расположить элементы в порядке возрастания неметаллических свойств:

а) селен, теллур, полоний, сера, кислород

б) алюминий, сера, кремний, фосфор, аргон

РАЗБОР ЗАДАНИЙ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

1. Число электронов в ионе железа Fe2+ равно

1) 54 2) 28 3) 58 4) 24

Решение. Железо имеет порядковый номер 26 в Периодической системе, следовательно, заряд ядра железа = +26. Заряд ядра атома равен числу отрицательно заряженных электронов, т.е. в атоме железа 26 электронов. Ион железа с зарядом 2+ содержит на два электрона меньше, т.е. 24 электрона.

//Ответ: 4

2. Формула высшего оксида азота:

1) N2O 2) NO2 3) N2O5 4) NO3

Решение. Азот находится в VA группе, поэтому высшая степень окисления азота +5. Высший оксид – это оксид, в котором элемент проявляет свою высшую степень окисления. Так как у кислорода в оксидах степень окисления -2, легко находим, что высший оксид - N2O5.

//Ответ: 3

3. Химический элемент образует высший оксид RO3. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атома этого элемента в невозбужденном состоянии:

1) ns2np2 2) ns2np4 3) ns2np6 4) ns2np5

Решение: Определим степень окисления элемента в оксиде RO3 – она равна +6, и поскольку для элементов главных подгрупп максимальная степень окисления равна номеру группы и совпадает с количеством электронов на внешнем уровне, следовательно, этот элемент находится в 6 группе и на внешнем уровне находится 6 электронов.

//Ответ: 2

4. Пять завершенных подуровней имеют атомы и ионы элементов:

1) Ne, Na+, F 2) K, Ar, Cl- 3) O2-, Mg, Al3+ 4) Al, Mg2+, Ne

Решение: На s-подуровне максимально располагаются 2 электрона, на р- подуровне 6 электронов, на d- подуровне 10 электронов Для определения количества завершенных подуровней приведем электронные формулы для каждого варианта:

  1. Ne 1s22s22p6; 3 завершенных подуровня

Na+ 1s22s22p63s1 3 завершенных подуровня,

F 1s22s22p5 2 подуровня;

2) K 1s22s22p63s23p6 4s1; 5 завершенных подуровней;

Ar 1s22s22p63s23p6; 5 завершенных подуровней;

Cl- 1s22s22p63s23p6 5 завершенных подуровней;

3) O2- 1s22s22p6, 3 завершенных подуровня;

Al3+ 1s22s22p6 3 завершенных подуровня;

Mg 1s22s22p63s2 4 завершенных подуровня;

4) Al 1s22s22p1 2 завершенных подуровня;

Mg2+ 1s22s22p6, 3 завершенных подуровня;

Ne 1s22s22p6 3 завершенных уровня.

// Ответ: 2

5. Среди элементов VIА группы максимальный радиус атома имеет:

1) кислород 2) сера 3) теллур 4) полоний

Решение. В главной подгруппе сверху вниз возрастает число электронных слоев, а значит, увеличивается радиус. В VIА группе радиус возрастает в ряду кислород – сера – селен – теллур – полоний. Самый большой радиус имеет полоний.

//Ответ: 4

6. В каком ряду химические элементы расположены в порядке усиления металлических свойств

1) Na, Mg, Al 2) Al, Mg, Na 3) Cа, Mg, Be 4) Mg, Be, Cа

Решение. В Периодической системе в периоде слева направо ослабевают металлические свойства, а в группах сверху вниз металлические свойства усиливаются. Таким образом, чем ниже и левее в Периодической системе находится металл, те он активнее (это относится только к металлам главных подгрупп).

Проще всего сравнивать металлические свойства элементов, расположенных в одном периоде или в одной группе. В первом варианте в одном периоде расположены магний и алюминий, причем от магния к алюминию металлические свойства убывают, так что этот вариант сразу можно отбросить. Во втором варианте, от алюминия к магнию металлические свойства возрастают (т.к. в периоде справа налево металлические свойства возрастают). От магния к натрию металлические свойства также возрастают, т.к. натрий находится левее и ниже магния. Таким образом, правильный ответ – 2. В третьем варианте от кальция к бериллию радиус уменьшается, металлические свойства убывают. Этот вариант не подходит. В четвертом варианте от магния к бериллию радиус уменьшается, металлические свойства убывают, а от бериллия к кальцию радиус увеличивается, металлические свойства возрастают. Этот ответ тоже неправильный.

//Ответ: 2

7. Высшая степень окисления +5 характерна для всех элементов с порядковыми номерами:

1) 35, 51 и 23 2) 7, 15 и 23 3) 15, 23 и 53 4) 7, 23 и 25

Решение: используя Периодическую систему, определяем группу, в которой находится элемент:

1) 35 – это бром Br - 7 группа; 51- сурьма Sb - 5 группа; 23- ванадий V - 5 группа

2) 7 - это азот N – 5 группа, 15- это фосфор P - 5 группа; 23- ванадий V - 5 группа

3) 15 - это фосфор Р - 5 группа; 23- ванадий V - 5 группа , 53 – это йод I – 7 группа

4) 7 – азот N – 5 группа, 23- ванадий V – 5 группа, 25 – марганец Mn – 7 группа

// Ответ: 2

8. Кислород в соединениях всегда двухвалентен, а максимальная валентность серы равна шести, так как:

1) Электроотрицательность атома кислорода больше, чем атома серы

2) На внешнем энергетическом уровне атома кислорода в отличие от атома серы отсутствуют свободные орбитали

3) Атом серы содержит больше электронов, чем кислород

4) Окислительная активность атома серы меньше, чем кислорода

//Ответ: 2

ТРЕНИРОВОЧНЫЕ ЗАДАНИЯ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

Инструкция для учащихся: Выберите один правильный ответ, из предложенных, и обведите его номер кружком. За каждый верный ответ вы получите 1 балл.

A1. Номер группы указывает на:

  1. количество энергетических уровней 2) номер периода

3) количество электронов 4) высшую степень окисления

А2. Из каких частиц состоит атомное ядро?

  1. из протонов и электронов 2) только из протонов -

3) нейтронов и протонов 4) только из нейтронов

А3. Заряд ядра атома калия равен

1) 19 2) 20 3) 39 4) 58

А4. Число электронов и число нейтронов равно в ядре атома

1) натрия 2) углерода 3) калия 4) бора

А5. Число электронов в ионе S2- равно

1) 14 2) 16 3) 18 4) 32

А6. Электронная конфигурация 1s22s22p6 соответствует частице

1) Li+ 2) K+ 3) Cs+ 4) Na+

А7. На третьем энергетическом уровне имеется по 8 элек­тронов у каждой из частиц:

1) Na+ и Ar 2) S2- и Ar 3) F- и Ne 4) Mg2+ и S

А8. Число неспаренных электронов в атоме алюминия в ос­новном состоянии равно

1) 1 2) 2 3) 3 4) 0

А9. Для какого химического элемента максимальная степень окисления не равна номеру группы, в которой этот элемент находится:

1) С 2) F 3) Na 4) P

А10. Фтор в соединениях проявляет степени окисления:

1) – 1, 0, +1, 2) – 1, 0

3) – 1, +1, +3, +5 4) +1, +3, +5, +7

А11. Какие из приведенных утверждений верны?

А. Номер периода указывает на количество валентных электронов.

Б. Высшая степень окисления для элементов главных подгрупп можно определить по номеру группы.

1) верно только А 2) верны оба утверждения

3) верно только Б 4) оба утверждения неверны

А12. У атомов стронция Sr и олова Sn одинаковы

1) радиусы

2) количества электронных слоев

3) высшие степени окисления

4) восстановительные свойства

А13. В периодической системе уменьшается (-ются) в периоде

1) высшая положительная степень окисления элементов

2) кислотные свойства гидроксидов

3) электроотрицательность атомов

4) металлические свойства простых веществ

А14. В каком ряду химические элементы расположены в порядке возрастания их атомного радиуса?

1) Na, Mg, Al, Si 2) Cs, Rb, K, Na 3) P, S, Cl, Ar 4) F, O, N, C

А15. Наименьшей электроотрицательностью обладает элемент

1) бериллий 2) бор 3) углерод 4) азот

А16. В каком ряду простые вещества расположены в порядке усиления металлических свойств?

1) Se, Te, Po 2) Na, Mg, Al 3) Mg, Ca, Be 4) Bi, Sb, As

А17. B ряду: Na  Mg  Al Si

1) увеличивается число энергетических уровней в атомах

2) усиливаются металлические свойства элементов

3) уменьшается высшая степень окисления элементов

4) ослабевают металлические свойства элементов

А18. У элементов подгруппы азота с увеличением атомно­го номера уменьшается:

1) уменьшаются металлические свойства

2) заряд ядра атома

3) число валентных электронов в атомах

4) электроотрицательность

А19. Атом элемента, максимальная степень окисления кото­рого +4, в основном состоянии имеет электронную конфигу­рацию внешнего энергетического уровня

1) 3s24 2) 2s22 3) 2s24 4) 2s26

А20. Химический элемент расположен в четвертом периоде, в IA группе. Распределению электронов в атоме этого элемен­та соответствует ряд чисел:

1) 2,8,8,2 2) 2,8,8,1 3) 2,8,18,1 4) 2,8,18,2

А21. Распределению электронов по энергетическим уровням в атоме элемента соответствует ряд чисел: 2, 8,18, 6. В Перио­дической системе этот элемент расположен в группе^

1)VA 2) VIA 3)VB 4)VIB

А22. Химический элемент, формула высшего оксида которо­го R2O, имеет электронную конфигурацию атома

1) 1s2 2s263s1 2) 1s22s263s25 3) 1s2 2s263s23 4) 1s2 2s2

А23. Формула высшего оксида хлора

1) Cl2O 2) ClO2 3) Cl2O5 4) Cl2O7

А24. В ряду оксидов SiO2 — P2O5 — SO3 — Cl2O7 кислотные свойства

1) возрастают

2) убывают

3) не изменяются

4) сначала уменьшаются, потом увеличиваются

А25. Водородное соединение состава Н2Э образует

1) углерод 2) селен 3) бор 4) азот

Часть В

Инструкция для учащихся: В заданиях В1-65 на установление соответствия запишите в таблицу цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

B1.Установите соответствие между строением атомных ядер и строением внешних электронных оболочек атомов. (p- протон, n – нейтрон)

СТРОЕНИЕ АТОМНОГО ЯДРА СТРОЕНИЕ ВНЕШНИХ ЭЛЕКТРОННЫХ

ОБОЛОЧЕК

A) 16р+ +16n° 1) 3s1 4) 3s23p4

Б) 5р+ + 6п° 2) 2s22p1 5)2s22p1

В) 11р+ +12n° 3) 2s22p2 6) 2s22p5

Г) 9р+ + 10n°

А

Б

В

Г

B2. Установите соответствие между частицей и числом электронов с, содержащихся в ней.

ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ ЧАСТИЦА

А) 18 1) Al+3

Б) 10 2) Mg0

В) 19 3) P-3

Г) 12 4) K0

5) Al0

А

Б

В

Г

3

B3. Установите соответствие между названием химического элемента и возможными значениями его степеней окисления

НАЗВАНИЕ ЭЛЕМЕНТА ЗНАЧЕНИЯ СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ

А) хлор 1) -2; -1; 0; +2

Б) фтор 2) -2; 0; +2; + 4; +6

В) фосфор 3) -3; 0; +3; +5

Г) сера 4) -1; 0

5) -1; 0;+1; +3; +5; +7

6) -4; -2; 0; +2; +4

А

Б

В

Г

В4.Установите соответствие между частицей и ее электронной конфигурацией.

ЧАСТИЦА ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ

А) S+4 1) 1s22s2624

Б) S-2 2) 1s22s263s26

В) S° 3) 1s22s26Зs2

Г) S+6 4) 1s22s26

А

Б

В

Г

В5. Установите соответствие между сокращенной электронной формулой элемента и формулой его водородного соединения.

СОКРАЩЕННАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ВОДОРОДНОГО

ФОРМУЛА СОЕДИНЕНИЯ

А) 4s23 1) ЭН

Б) 3s25 2) ЭН2

B) 4s24p2 3) ЭН3

Г) 2s22p4 4) ЭН4

А

Б

В

Г

В6. Установите соответствие между сокращенной электронной формулой элемента и формулой его высшего оксида

СОКРАШЕННАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА ВЫСШЕГО ОКСИДА ФОРМУЛА

А) 4s2 1) Э2О5 5) Э2О7

Б) 3s24p5 2) ЭО2 6) Э2О3

B) 2s22p3 3) ЭО3

Г) 4s24p1 4) ЭО

А

Б

В

Г

В заданиях В7-В9 выпишите цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

В7. Какие из атомов в основном (невозбужденном) состоянии содержат два неспаренных электрона на внешнем уровне?

1) Кислород 2) Гелий 3) Углерод

4) Магний 5) Хром 6) Теллур

Ответ: ___________________

В8. Для элементов 6 группы главной подгруппы характерно:

1) валентными являются электроны внешнего энергетического уровня

2) тип высших оксидов - основной

3) могут проявлять следующие степени окисления: -2; 0, +4,+6

4) формула летучего водородного соединения ЭН3

5) все элементы этой группы находятся в шестом периоде

6) формула высшего гидроксида ЭОН

Ответ: ___________________________

В9. В ряду химических элементов NPAs

1) увеличивается радиус атома

2) уменьшается число электронов во внешнем электронном слое атомов

3) усиливаются неметаллические свойства

4) уменьшается электроотрицательность

5) характер высших оксидов - амфотерный

Ответ: ___________________________

ЧАСТЬ С Дополните:

Элемент с порядковым номером _____ имеет на 4р-подуровне 4

электрона. Его сокращенная электронная формула имеет вид:

___________________Этот элемент находится в ____периоде, в

_______подгруппе, _______группе и относится к семейству

______ - элементов. Графическая формула внешнего уровня

имеет вид:

Высшую валентность элемента в соединениях можно определить

по__________________________________________. В

невозбужденном состояние для этого элемента возможны

следующие степени окисления__________________, с учетом

возбуждения: _________________Формула его высшего оксида

__________, он относится к ________________типу.

Соответствующий ему гидроксид __________ (формула)

проявляет _______________________________(кислотные,

основные, амфотерные) свойства.

ГЛАВА 3 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ

ХИМИИ

3.1 ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

Химия изучает строение, свойства и взаимопревращения веществ. Вещество и поле - две формы существования материи.

ВЕЩЕСТВО это любая совокупности атомов и молекул, находящаяся в определенном агрегатном состоянии.

АТОМ - мельчайшая частица элемента, сохраняющая его свойства.

АТОМ - это электронейтральная частица элемента, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

По структуре атом - сложная частица, но при химических превращениях он не делится на части, не укрупняется, не исчезает, а атом одного вида не превращается в атом другого вида.

Имеющиеся методы исследования позволяют установить, на какие именно атомы распадается вещество. Так, с помощью прибора масс-спектрофотометра смесь атомов разделяют по массам. Явление рассеяния (дифракции) рентгеновских лучей на атомах используется для определения расположения атомов в твердом веществе. В природе существует 80 различных видов атомов и еще около 20 видов получено в физических лабораториях.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Каждый химический элемент имеет название и сокращенное обозначение – символ. Символ представляет собой первую букву или две начальные буквы его латинского названия.

Поэтому в ряде случаев символ не имеет никакой связи с русским названием элемента.

Значения масс атомов, выраженных в стандартных единицах массы (mА) очень малы. Например, масса атома углерода равна 1,991*10-26 кг, поэтому для удобства пользуются относительными атомными массами.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА (Аr) химического элемента - величина, равная отношению средней массы атома к 1/12 массы атома изотопа углерода 12 С.

m атома_____

Аr = 1/12 m 12С

1/12 массы атома углерода 12С принята за единицу атомной массы (а.е.м.)

а.е.м. =1/12 m 12С=1,66057 *10-27кг

Относительные атомные массы элементов приводятся в Периодической Системе (ПС) Д.И. Менделеева. При решении задач их округляют до целых.

Средняя абсолютная масса атома равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.:

m (Cl) = 35,5* 1,66057 *10-27 = 5,89 10-23 г

МОЛЕКУЛАэто наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Молекулы изображают формулами, которые состоят из символов химических элементов и индексов, обозначающих число атомов каждого элемента.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА Мr вещества - это величина, равная отношению средней массы молекулы к 1/12 массы атома изотопа углерода – 12 (С12)


mмолекулы

Мr = 1/12 m 12С

Относительную молекулярную массу можно рассчитать, сложив относительные массы всех атомов, входящих в состав молекулы.

Задача 3.1.1

Рассчитайте относительную молекулярную массу сульфата алюминия.

Решение. Используя периодическую систему Менделеева, находим значение относительной атомной массы алюминия, серы кислорода:

Аr (Al) = 27, Ar (S) = 32, Ar (O) = 16.

Относительная молекулярная масса сульфата алюминия будет равна:

Mr (Al2 (SO4)3 ) = 2Ar (Al) + 3 Ar(S) + 12Ar (O).

Mr (Al2(SO4)3 ) = 2*27 + 3*32 + 12*16 = 369

Число атомов и молекул в образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

МОЛЬ – это такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12С.

Рассчитаем число атомов углерода в 12 г углерода, учитывая, что 1,991*10-26 кг – масса атома углерода.

NА =12/ 1,991*10-26 = 6,02*1023 1/моль показывает число структурных единиц в одном моль любого вещества и называется постоянной Авогадро.

Если известно число структурных единиц вещества n, то количество этого вещества v (читается “ню”) определяется по формуле:

= n\NA (1)

МОЛЯРНАЯ МАССА (М) – это масса одного моль. Ее можно рассчитать, зная массы вещества m и его количество :

M = m\ (2)

Единица измерения молярной массы вещества – г/моль.

Например, молярная масса воды равна 18 г/моль.

Задача 3.1.2

Рассчитайте абсолютную молекулярную массу (массу одной молекулы) для серной кислоты.

Дано: Решение:

H2SO4 Учитывая, что молярная масса серной кислоты

________ равна 98 г/моль, определяем массу

Найти: по формуле m = M / NA (3)

mмолекулы (H2SO4) - ? m (H2SO4) = 98 / 6,02*1023 = 16*10-23 г

Задача 3.1.3

Гормон инсулина имеет относительную молекулярную массу 5734. Вычислите массу (г) одной молекулы.

Дано: Решение:

Mr = 5734 1. Относительная атомная масса

_____________ по определению Mr=m/1/12 m 12C,

где 1/12 m 12С = 1,661*10 –27 кг

Найти mмолекулы ? 2. Масса молекулы равна:

m = 1,661*10 –27* 5734* 103 = 9,5210-21г

Задача 3.1.4

Рассчитайте число молекул Br2 в броме массой 6,4 г.

Дано: Решение:

m (Br2) = 6,4 г 1. Учитывая, что молярная масса брома равна

160 г/моль (2Ar(Br)) вычисляем количество

___________ вещества по формуле (2):

Найти:  (Br2) = m (Br2) / M (Br2)

n (Br2) - ?  (Br2) = 6,4 / 160 = 0, 04 моль

2. Используя формулу (1) подставляем значение n =  * NA , n = 0,04 * 6,02 * 1023 = 2,4*1022

3.2 ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ

(М.В. Ломоносов, 1748 – 1756 г, А. Лавуазье, 1777 г.)

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы является следствием закона сохранения энергии. Он дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него можно производить расчеты по химическим уравнениям.

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА

(Ж.Л. Пруст 1801 г.)

Состав соединений молекулярной структуры является постоянным и не зависит от способа получения.

Например, оксид углерода (IV) состоит из углерода и кислорода (качественный состав). Массовая доля углерода в СО2 72,72%, массовая доля кислорода 27,27% (количественный состав). Получить углекислый газ можно разными способами, но во всех случаях он будет иметь тот же состав, независимо от способа получения.

Состав соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ:

Газообразное состояние изучено наиболее полно по сравнению с другими состояниями веществ.

Большинство законов газообразного состояния установлено для так называемых идеальных газов – некоторой модели газа, которая предполагает, что взаимодействие между частицами газа отсутствует или оно незначительно.

ЗАКОН ОБЪЕМНЫХ ОТНОШЕНИЙ

Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов как небольшие целые числа.

1 литр водорода реагирует с 1 литром хлора. В результате образуется 2 литра хлороводорода.

H2+Cl22HCl

ЗАКОН АВОГАДРО

(А. Авогадро, 1811 г.)

В одинаковых объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число частиц.

Из этого закона вытекают два следствия:

Следствие 1: 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л/моль. Этот объем называется молярным и обозначается Vm

 = V/Vm (4)

Если условия нормальные (н.у.), то есть температура равна 00С (или 273,15 К – читается Кельвина), а давление 101,3 кПа, то молярный объем равен 22,4 л/моль.

Задача 3.2.1

Вычислите объем, который займет при нормальных условиях (н. у.) хлороводород массой 48.6 г

Дано: Решение:

m (HCl) = 48,6 г 1. Находим количество вещества

хлороводорода по формуле (2)

_____________  = m (HCI) \ M(HCl)

Найти:V (HCl) - ?  = 48,6 \ 36,5 = 1.33 моль

2. Рассчитываем объем, который займет

хлороводород при н.у., используя формулу V =  *Vm

V(HCl) = 1,33* 22,4 = 27,79 л

Задача 3.2.2

Определите число частиц, которое содержится в 2,8 л оксида

серы (IV).

Дано: Решение:

V (SO2) = 2,8 л 1. Определяем количество вещества:

__________  = V \Vm , V = 2,8 \ 22,4 = 0,125 моль

Найти: n (SO2)-? 2. Рассчитываем число молекул SO2

по формуле: n = *NA ,

n = 0,125 * 6,02 * 1023 = 7,5*1022

Следствие 2: Плотность одного газа (D) относительно другого равна отношению молярных масс этих газов:

D=M (неизвестного газа) / M (известного газа) (5)

Наиболее часто пользуются значениями относительных плотностей газов по водороду и по воздуху:

D H2 = M / M (H2) = M /2

D воздуху = M / M (воздуха) = M / 29.

Задача 3.2.3

Определите плотность углекислого газа по воздуху и кислороду.

Дано: Решение:

М (СО2) = 44 г/моль 1. D воздуху (СO2) = 44/29 = 1, 52

D H2 (СО2) = 44/32=1,375

М (О2) = 32 г/моль

___________________

Найти: Dвоздуху (СO2) -?

D H2 (СО2)

Для идеального газа применимо уравнение Менделеева - Клапейрона, которое является математическим выражением объединенного газового закона и позволяет перейти от нормальных условий к условиям эксперимента:

PV= vRT (6)

Где, Р – давление, Па, V - объем, м3,

R -газовая постоянная = 8,31 кДж/моль,

v -количество вещества, моль

T-температура, К (читается кельвин)

Задача 3.2.4

Какой объем занимает при температуре 200С и давлении 250 кПа аммиак массой 51 г.

Дано: Решение:

t =200 С 1. Температура T(K)=273+ 20 =293К

P=250 КПа. 2. Находим количество вещества аммиака

m (NH3) = 51г  = m (NH3) \ M(NH3)

___________  (NH3) = 51/17 = 3 моль

V- ? 3. Используя уравнение Менделеева-Клапейрона

рассчитываем объем:

V = RT/P

V = 3*8,31*296/250 = 0,03 м3

ГЛАВА 4 ОСНОВНЫЕ ТИПЫ РАССЧЕТНЫХ

ЗАДАЧ

4.1 РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКОЙ ФОРМУЛЕ

Формула химического вещества показывает его стехиометрический состав. Например, формула воды Н2О показывает, что один моль этого вещества образован из 2 моль атомного водорода и 1 моль атомного кислорода. Это позволяет проводить различные расчеты, используя формулы химических соединений.

Задача 4.1.1

Определите металл, если молярная масса иодида трехвалентного металла в 3,972 раза больше молярной массы фторида этого же металла.

Дано: Решение

M (MeJ3)M (MeF3) 1. Пусть М - молярную массу неизвестного

в 3,972 раза металла. Тогда, молярная масса иодида

______________ М+(127*3) = М+381 г/моль

Найти: М (Ме)- ? Молярная масса фторида М+(18*3) =

= М +54 г/моль

2. М+381/М+54 = 3,972

Решая уравнение, получаем М = 52,

это хром.

Задача 4.1.2

В смеси карбида кальция СаС2 и карбоната кальция содержится по 1,81 *1024 атомов кальция и кислорода. Вычислите массу этой смеси.

Дано: Решение:

СаС2, СаСО3 1. Пусть х - количество моль СаС2 ,

n(Ca)=n(O)=1,81*1024 у - количество моль СаСО3

______________

2. Количество вещества кальция в смеси - х +у,

Найти: количество моль кислорода в смеси - 3у

m-?

3. Найдем количества вещества, используя

формулу: n=*NA

Cа =о = 1,81*1024/6,02*1023 = 3 моль

  1. Составляем систему уравнений: количество моль кальция в смеси х+у=3, количество моль кислорода 3у = 3

х+у = 3

{3у = 3 Решая систему, получаем х. = 2, у = 1.

  1. Массу карбида кальция и карбоната кальция рассчитываем по

формуле: m = *M

m (CaC2) = 2*64 = 128г m (CaCO3) =1*100 = 100 г

Масса смеси (128 +100)=228 г

МАССОВАЯ ДОЛЯ ЭЛЕМЕНТА в сложном веществе W – это отношение массы данного элемента m эл-та к массе всего вещества mв-ва.

Массовая доля – безразмерная величина. Ее выражают в долях, от нуля до единицы или в %.

ω=mэл-та / m в-ва (7)

Задача 4.1.3

Вычислите массовую долю алюминия в карбиде алюминия.

Дано: Решение:

Al4C3 1. Пусть количество вещества карбида

_______ алюминия равно 1, тогда масса карбида

будет равна: m=1*M = М

Найти: M(Al4C3) = ((27х4) + (12х3) = 144г /моль

ω (Al) - ? m (Al4C3) = 144 г

2. Из формулы карбида Al4C3 следует, что количество моль

алюминия в карбиде равно 4, тогда масса атомного алюминия, который содержится в карбиде:

m (Al) =  (Al) * M (Al), m (Al) = 4 * 27 = 108 г.

3. Массовую долю алюминия в карбиде можно найти, используя

формулу (7): ω (Al) = m (Al) / m (Al4C3),

ω (Al) = 108 / 144 x 100% = 75 %

Задача 4.1.4

Вычислите массовую долю натрия в кристаллогидрате гидрофосфата натрия, в котором число атомов водорода в 1,364 раза больше числа атомов кислорода.

Дано: Решение:

Na2HPO4*хH2O 1. Кристаллогидраты - это соли, в состав

n (H)/n(O) =1,364 которых входит химически связанная вода.

Пусть х – это число молекул воды в

_______________ кристаллогидрате.

Найти: 2. Число атомов водорода в кристаллогидрате

ω (Na) - ? 1+2х, а число атомов кислорода – 4+х

3. По условию задачи nH/no=1,364, составляем уравнение 1,364 = 1+2х/ 4+х

Решая это уравнение, находим х. = 7.

Значит формула кристаллогидрата Na2HPO4*7H2О

3. Пусть количество вещества кристаллогидрата - 1 моль, тогда масса

кристаллогидрата равна:

m (Na2HPO4*7H2О) = 1*M

M (Na2HPO4*7H2О) =1*268 = 268 г.

4. Из формулы Na2HPO4*7H2О следует, что количество моль натрия в кристаллогидрате равно 2, тогда масса атомного натрия равна:

m (Na) = * M (Na), m (Na) = 2* 23 = 48 г.

5. Массовую долю натрия в кристаллогидрате можно найти, используя формулу (7): ω (Na) = m (Na) / m (Na2HPO4*7H2О)

ω (Na) = m (Na) / m (Na2HPO4*7H2О)

ω (Na) = 46 / 268* 100% = 17,2 % (или 0,172 - в долях).

Задача 4.1.5

В смеси оксида меди (I) и оксида меди (II) на 4 атома меди приходится 3 атома кислорода. Вычислите массовые доли веществ в такой смеси

Дано: Решение:

Cu2O 1. Пусть х – это количество моль Cu2O

СuO y- количество моль СuO

N /n (Cu) = 4/3 Количество моль меди в смеси 2х+у,

__________ а количество моль кислорода х+у

ω (CuO)- ?

ω (Сu2O)-? 2. По условию задачи: 4/3=2х+4/х+у.

Преобразуя это выражение, получаем у = 2х

3. Масса оксида меди (1) равна 144 х (m=*M), масса оксида меди (2) равна 80у. Масса смеси оксидов составляет 144х + 80у

4. Массовая доля меди в смеси равна:

w (Сu) = m (Сu)/m (Сu2О + СuО),

w (Сu) = 144x /144x+80у

Подставляя выражение у = 2х, получаем уравнение с одной переменной:

144х/144х+80*2х = 0,4737 (или 47,37%).

Массовая доля оксида меди (II) =100% - 47,37% = 52,63%

Ответ: ω(Сu2O) = 47,37 % , ω(CuO) = 52,63 %

Задача 4.1.6

В каком соотношении (моль) смешаны гидрофосфат кальция СаНРО4 и дигидрофосфат кальция Са(НРО4)2, если массовая доля кальция в смеси составляет 20%.

Дано: Решение:

СаНРО4 1 Пусть х - количество моль СаНРО4,

Са(НРО4)2 у - количество моль Са(НРО4)2 ,

ω (Са) = 20 % тогда массы гидрофосфата и

__________________ дигидрофосфата кальция рассчитываем

Найти: по формуле m =  *M

СаНРО4 /Са(НРО4)2 m (СаНРО4) = 136х

m (Са(НРО4)2 = 234у

2.Суммарное количество (моль) кальция в солях х+у, масса m (Са) = *M , m (Ca) = (х+у)*40

3. Массовая доля кальция в смеси будет равна

ω(Сa)= m(Сa)/ m СaHPO4 + m Сa(HPO4)2

ω (Сa) = 40(х+у) / 136х + 234у = 0,2

Преобразуя это выражение, получаем у/х =1,87, то есть

СаНРО4 /Са(НРО4)2 = 1:1,87

4.2 ВЫВОД ФОРМУЛ СОЕДИНЕНИЙ

Химические формулы отражают количественный и качественный состав соединения.

В качестве примера рассмотрим сульфит натрия Na2SO3. Качественный состав показывает, какие элементы образуют соединение: в состав сульфита натрия входят: кислород, сера и натрий. Количественный состав: в этом соединении 2 моль натрия, 1 моль серы и 3 моль кислорода.

Задача 4.2.1

В состав соединения входят натрий, фосфор и кислород. Массовые доли элементов составляют: натрия – 34,6 % (в долях – 0,346), фосфора – 23,3 % (в долях – 0,233), кислорода – 42,1 % (в долях 0,421). Определите формулу соединения.

Дано: Решение:

ω (Na) = 34,6 % 1 . Пусть масса вещества равна 100 г. Тогда по

ω (P) = 23,3 % формуле (3) масса натрия, фосфора и

ω (O) = 42,1 % кислорода составляют:

m(Na)=100*W(Na), m(Na) =100*0,346 =34,6 г

_____________ m(P) = 100*W (P) , m(P) = 100*0,233 = 23,3 г.

Найти: m(O) = 100*W(O), m(O) = 100* 0,421= 42,1 г.

формулу

2. Определяем количество вещества атомных

натрия, фосфора и кислорода:

 (Na) =m(Na)/M,  (Na) = 34,6/23 = 1,50 моль.

 (P) = m(P)/M(P), (P) = 23,3/31 = 0,75 моль.

 (O) = m (O)/M(O), (O) = 42,1/16 = 2,63 моль.

CОКРАЩАЕМ ДО СОТЫХ.

3. Количество вещества натрия относится к количеству вещества фосфора и относится к количеству вещества кислорода как:

 (Na) :  (P) :  (O) = 1,50 : 0,75 : 2,63

ДЕЛИМ НА МЕНЬШЕЕ ЧИСЛО.

В данном примере: разделим на 0,75

 (Na) :  (O) :  (P) = 1,50/0,75 : 0,75/0,75: 2,63/0,75 = 2 : 1: 3,5

Так как в формулах соединений обычно используют целочисленные коэффициенты, то необходимо умножить это отношение на множитель, так, чтобы получилось целое число. В данном случае, умножаем на 2.

 (Na) :  (P) :  (O) = 4 : 2 : 7.

Следовательно, формула соединения, Na4P2O7.

Задача 4.2.2

Молярная масса соединения азота с водородом равна 32 г/моль. Определите формулу этого соединения, если массовая доля азота в нем составляет 87,5 %.

Дано: Решение:

M (NХHУ) = 32 г/моль 1. Обозначим х – количество моль азота

у - количество моль водорода.

ω (N) = 87,5 % 2. Т.к. соединение содержит два элемента,

______________ то массовая доля водорода составляет 12,5%

Найти: NхHу (все соединение 100 %, а азота в нем

87,5 %, значит массовая доля водорода

равна (100 – 87,5 = 12,5%)

3. Пусть масса вещества равна 100 г. Тогда по формуле (3) масса

азота и водорода составляют:

m (N) = m * ω (N), m (N) = 100 *0,875 = 87,5 г

m (H) = m * ω (H), m (Н) = 100 * 0,125 = 12,5 г

4. Определяем количество вещества атомных азота и водорода (используем формулу 2):

(N) = m (N) / M (N),  (N) = 87,5 / 14 = 7,29 моль.

 (H) = m (H) / M (H),  (H) = 12,5 / 1 = 12,5 моль.

5. Находим отношение количеств веществ:

 (N) :  (H) = 7,29 : 12,5

ДЕЛИМ НА МЕНЬШЕЕ ЧИСЛО.

В данном случае разделим на 7,29.

Получаем:  (N) :  (H) = 7,29 / 7,29 : 12,5 / 7,29 ,

 (N) :  (H) = 1 / 2.

Следовательно, простейшая формула соединения NH2.

  1. Проверим, соответствует ли молярная масса NH2 молярной

массе, предложенной в условии задачи.

Молярная масса (NH2) = (14+2)=16. Для того, чтобы получить истинную формулу соединения, необходимо все умножить на два. Значит, формула единения – N2H4.

Задача 4. 2.3

В состав соли входят: железо, азот, кислород и химически связанная вода. Определите формулу соли, если массовая доля железа составляет 13,86 %, массовая доля азота –10,4%, кислорода – 35,64%, воды – 40,1%.

Дано: Решение:

ω (Fe) = 13,86 % 1. Пусть масса соли равна 100 г

ω (N) = 10,4 % Подставляя это значение в формулу 4

ω (O) = 35,64% ω (Fe) = m(Fe) /100 *100% = 13,86%

ω (H2O) = 40,1% получаем массу железа - m(Fe) = 13,68г,

_______________ Аналогично определяем массу азота

Найти: формулу кислорода и воды:

m (N) = 10,4 г

m (O) = 35,64 г

m (H2O) = 40,1г

3.Определим количества вещества железа, азота, кислорода и воды соответственно, используя формулу (2):

 (Fe) : (N) : (O) :  (H2O)

13,86 /56 : 10,4 /14 : 35,64/16 : 40,1/18

4. Получим соотношение:

 (Fe): (N): (O): (H2O)

0,25 : 0,74: 2,23 : 2,23.

Разделим на наименьшее значение, получаем

 (Fe) :  (N) :  (O) : (H2O)

1 : 2,96 : 8,92 : 8,92

округляем: 1 : 3 : 9 : 9

Формула соли – Fe N3О9(H2O)9 . Преобразуя, получаем:

Fe(NО3)3 *9H2O

Задача 4.2.4

Выведите формулу кристаллогидрата сульфата натрия, если известно, что массовая доля кристаллизационной воды в нем равна 55,9 %.

Дано: Решение

ω (*х H2O)=55,9 % 1. Массовая доля воды в кристаллогидрате

равна:

ω(ХН2O)=m ((х Н2O)/m (Na2SO4*хH2O)=0,559

_______________ 2. Возьмем 1 моль кристаллогидрата, тогда

Найти: m = 1*М (Na2SO4 *хН2О) = (142+ 18х) г

Na2 SO4 *х H2 O ? m =М (х H2O)=(18* х) г

Подставляем в формулу (7) значения и получаем уравнение:

0,559=18х/142+18х, решая его, получаем х=10

Na2SO4*10H2O- это глауберова соль.

Задача 4.2.5

Массовая доля кислорода в кристаллогидрате нитрата железа (III) равна 0,713.Установите формулу кристаллогидрата.

Дано: Решение:

Fe (NO3)3*x H2O 1. Пусть количество моль Fe(NO3)3*xH2О = 1,

ω(O)в кристал.=0,713 тогда масса кристаллогидрата по формуле:

__________________ m =  *M

Найти формулу m (Fe(NO3)3*x H2O) = 242+ 18х

кристаллогидрата - ?

2. Количество моль кислорода в кристаллогидрате: 9+х, тогда массу кислорода рассчитываем по формуле: m (О) =  *M

m (О) = (9+х)*16 г

3. Массовая доля кислорода в кристаллогидрате:

w (О) = m (О) / m Fe(NO3)3 *H2O

w (О) = (9+х)*16/242+ 18х

Решая это уравнение, находим х = 9.

Значит, формула кристаллогидрата - Fe(NO3)3*9 H2O

4.3. РАСТВОРЫ

Растворами называют однородные системы переменного состава, состоящие из двух или более, компонентов. Состав растворов обычно выражают в массовых долях растворенного вещества.

МАССОВАЯ ДОЛЯ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА ω – это отношение массы данного компонента m (х) к массе раствора m p-pa

ω(Х) = m (х)/m p-pa (8)

Массу раствора можно найти, если известна плотность (г/мл) и объем раствора (мл): m p-pa = (V*р) р-ра , тогда формула (8) примет вид:

ω(х) = m(х)/(V*р) р-ра (9)

Задача 4.3.1

В воде массой 800 г растворили оксид серы (IV) объемом 7.84 л (н.у.) Вычислите массовую долю SO2 в растворе.

Дано: Решение:

M (H2O) = 800 г 1. Находим по формуле количество вещества

V (SO2) = 7,84 л  (SO2)=V/Vm ,

_____________  (SO2) = 7,84 / 22,4 = 0,35 моль

Найти: 2. Масса оксида серы по формуле (2) равна:

ω(SO2) в р-ре-? m (SO2) = 64 * 0, 35 = 22,4 г

3. Масса полученного раствора равна:

m (p-pa) = m (SO2) + m (H2O) ,

m (p-pa) = 22,4 + 800 = 822,4 г

4. Массовую долю растворенного оксида серы (IV) можно рассчитать по формуле (6):

ω (SO2) в р-ре = 22,4 / 822,4 *100 % = 2,72 %

ω (SO2)=2,72%

Задача 4.3.2

Определите массу соли и массу воды, которые потребуются для

приготовления раствора объемом 120 мл (плотностью 1,1 г/ мл) с массовой долей 0,15 (15 %).

Дано: Решение:

V p-pa=120 мл 1. Массу раствора можно определить,

р р-ра = 1,1 г/мл используя формулу: m p-pa = V* p

ω = 15 % m p-pa = 120*1,1 = 132 г

2. Используя формулу (6), рассчитываем массу

___________ соли m (соли) = ω * m (p-pa) ,

Найти: mсоли -? m (соли) = 0,15*132 = 19,8 г

Задача 4.3.3

Какой объем раствора серной кислоты плотностью 1,8 г/мл c массовой долей 88 % H2SO4 надо взять для приготовления 300 мл и плотностью 1,3 г/мл с массовой долей кислоты H2SO4 40%.

Дано: Решение:

V2 p-pa (H2SO4)=300 мл 1. Определяем массу H2SO4 , необходимую

ω2 = 40 % для приготовления второго раствора

р2 = 1,3 г/м m в-ва = V*p*ω

р1 = 1,8 г/мл m (H2SO4) = 300*1,3*0,4 = 156 г

ω 1 = 88%

_______________ 2. Подставляем это значение для расчета

Найти объема первого раствора:

V p-pa H2SO4 -? 156 = 88 %* 1,8* V (p-pa) ,

V (p-pa) = 156/0,88*1,8 = 98,48 мл

Задача 4.3.4

Определите массу воды, которую надо добавить к 20 г 70%-ного раствора уксусной кислоты для получения 3%-ного раствора уксуса.

Дано: Решение

m р-ра(СН3СООН) = 20 г 1. Найдем массу уксусной кислоты,

ω1 = 70 % содержащаяся в 70%-ном растворе:

ω2 = 3 % m(CH3COOH) = m(раствора 1)∙ω1

_________________ m(CH3COOH = 20∙0,7 = 14 г.

Найти:

m (Н2О) -? 2. Масса 3%-ного раствора уксуса

m (раствора 2) складывается из массы 70%-ного раствора и массы воды (x), которую надо добавить к этому раствору:

m(раствора 2) = m(раствора 1) + x = 20 + x.

ω2 = ; 0,03 = , откуда x = 447 г

МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (молярность) С – показывает количество моль растворенного вещества, содержащееся в 1л раствора.

C = /V (10)

Где, С - молярная концентрация, моль/л

V - объем раствора, л

Задача 4.3.5

Определите молярную концентрацию раствора, полученного при растворении сульфита натрия массой 42,6 г в воде массой 300 г, если плотность полученного раствора равна 1,12 г/мл.

Дано: Решение

m (Na2SO3) = 42,6 г 1. Найдем массу раствора

m (Н2О) = 300г m (p-p) = m (Na2SO3)+m (H2O):

р = 1,12 г/мл m (p-p) = 42,6+300 = 342,6 г

_____________

Найти 2. Рассчитаем объем раствора:

С-? V p-p (Na2SO3) = mр-р /pр-р

Vр-ра = 342,6/1,12 = 305,89 мл

3. Найдем количество моль сульфита натрия

 = m /М (Na2SO3)

 (Na2SO3) = 42,6/126 = 0,34 моль

4 . Молярная концентрация соли в растворе:

С (Na2CO3) = /V

C = 0,34/305,89*10-3 =1,11 моль/л

УПРАЖНЕНИЯ

1. Масса молекулы хлорофилла равна 1,485*10-18 мг. Вычислите

молярную массу хлорофилла

2. Молярная масса оксида двухвалентного металла в 3,928 раз

меньше молярной массы фосфата этого же металла. Определите металл.

3. Плотность по воздуху хлорида и бромида одного и того же элемента равна соответственно 5,31 и 11,45. Какой элемент образует указанные галогениды ?

4. Рассчитайте массовую долю элементов в K4[Fe(CN)6]

5. Органическое соединение содержит углерод (массовая доля

84,21 %) и водород. Определите формулу этого соединения, если плотность паров этого соединения по воздуху равна 3,93

6. Массовые доли элементов, входящих в состав некоторого химическуого соединения, составляют железа – 23,1%, азота – 17,4 %, кислорода – 59,5% . Определите химическую формулу этого соединения.

7. Выведите формулу кристаллогидрата нитрата кальция, если известно, что массовая доля воды в нем равна 30,5 %

8. В смеси хлоридов железа (II) и (III) на 5 атомов железа приходится 13 атомов хлора. Вычислите массовые доли веществ в такой смеси

9. В смеси карборунда (SiC) и кварца (SiO2) содержится по 3,01*1024 атомов кремния и кислорода. Вычислите массу смеси.

10. В каком соотношении (моль) были смешаны гидросульфит и гидросульфид натрия, если массовая доля серы в смеси составила 45% .

ЗАДАЧИ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

1. Какая масса осадка образуется при взаимодействии избытка раствора хлорида кальция с 65,6 г раствора фосфата натрия с массовой долей растворенного вещества 10%.

2. Массовые доли кислорода, фосфора и водорода в кислоте составляют соответственно 62,92%, 34,83% и 2,25%. Определите формулу кислоты.

3. Найти массу сульфида железа (II), вступающего в реакцию с 8,4 л (н.у.) кислорода.

4. К 200 г 10%-ного раствора хлорида калия добавили 50 г воды. Чему равна массовая доля KCl в получившемся растворе?

5. Найти массу соли, которая водится в организм при вливании 353 г физиологического раствора, содержащего 0,85% NaCl.

6. Определите массу карбоната натрия, которую надо добавить к 120 г 12%-ного раствора карбоната натрия для получения 20%-ного раствора.

7. Смешали 120 г раствора серной кислоты с массовой долей 20 % и 40 г 50% раствора того же вещества. Определить массовую долю кислоты в полученном растворе.

8. Определите массу серной кислоты, содержащейся в 196 мл 10 % раствора серной кислоты ( плотностью 1,07 г.мл)

9. Найти массу 30%-ного раствора серной кислоты, которую необходимо прибавить к 300 г воды, чтобы получить 10%-ный раствор серной кислоты.

10. Какой объем раствора с массовой долей серной кислоты 9,3%

(плотность 1,05 г/мл) потребуется для приготовления раствора с молярной концентрацией 0,35 моль/л серной кислоты объемом 40 мл

ГЛАВА 5 РАСЧЕТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ

ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

5.1 РАСЧЕТЫ, СВЯЗАННЫЕ С ВЫХОДОМ ПРОДУКТА ОТ ТЕОРЕТИЧЕСКИ ВОЗМОЖНОГО

Расчеты по химическим уравнениям основаны на законе сохранения массы. Однако в реальных условиях из-за неполного протекания реакций и различных потерь веществ, масса образующихся продуктов часто бывает меньше той, которая должна образоваться в соответствии с законом сохранения.

ВЫХОД ПРОДУКТА реакции от теоретически возможного (n) – это отношение массы (объема), реально полученного продукта, (m практич.) к массе (объему), которая должна образоваться в соответствии с теоретическим расчетом

( mтеорет.):

n = mпрактич. / m теорет. * 100 % (11)

n =Vпрактич. / V теорет. * 100 %

Рассмотрим несколько примеров:

Задача 5.1.1

При пропускании сероводорода объемом 2,8 л при нормальных условиях через избыток раствора нитрата меди (II) образовался осадок массой 11,4 г. Определите выход (%) продукта реакции.

Дано: Решение:

V(H2S) = 2,8 л H2S + Сu(NO3)2  CuS + 2HNO3

m↓. = 11,4 г 1. Находим количество вещества сероводорода

по формуле:  = V/Vm

____________  (H2S) = 2,8/ 22,4 = 0,125 моль

Найти: n-? 2. Так как из 1 моль сероводорода

образовалось 1 моль сульфида меди, то

 (CuS) = 0,125 моль, тогда масса осадка

m = * M , m CuS = 0,125* 96 = 12 г

3. Выход продукта рассчитываем по формуле n = mпракт./m

11,4 /12 * 100 % = 95 %

Задача 5.1.2

При нагревании спирта СnH2n+1OH массой 60 г в присутствии серной кислоты образовалась вода и газообразное органическое соединение вида СnH2n, объемом 16,8 л. Определите формулу органического соединения, если выход реакции составил 75%.

Дано: Решение:

V(СnH2n) практич = 16,8 л СnH2n+1OH  СnH2n + H2О

m(СnH2n+1OHспирта) = 60 г 1. Находим количество вещества спирта

__________ формуле: m =  * M

Найти формулу  (спирта) = 60/12n+1+16+1= 60/12n+18

2. Используя формулу n =Vпрактич./VТтеоретич. найдем теоретический

объем:

75% = 16,8/Vтеоретич.

Vтеоретич16,8/0,75 = 22,4л

3. Количество вещества спирта рассчитываем по формуле:  = V/Vm

 (спирта) = 22,4/22,4 =1 моль

4. Так как из 1 моль спирта образовалось 1 моль органического

cоединения СnH2n, можно составить уравнение:

60/12 n + 18 =1

12 n +18 = 60

n = 3

Формула органического соединения С3Н6, формула спирта С3Н7ОН.

ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССЫ ПРОДУКТА РЕАКЦИИ, ЕСЛИ ИЗВЕСТНЫ МАССЫ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ, ОДНО ИЗ КОТОРЫХ ВЗЯТО В ИЗБЫТКЕ

Задача 5.2.1

Какая масса хлорида аммония образуется при взаимодействии 4,48 л хлороводорода и 5,1 г аммиака.

Дано: Решение:

V(HCl) = 4,48 л HCl + NH3  NH4Cl

M(NH3.) =5,1г 1. Находим количество вещества

_____________ хлороводорода по формуле:  = V/Vm

Найти: m- ? (HCl) = 4,48/ 22,4 = 0,2 моль

2. Находим количество вещества аммиака по формуле:  = m / M

 (NH3) =5,1 / 17 = 0,3 моль

3. По уравнению реакции 1 моль аммиака реагирует с 1 моль хлороводорода, следовательно, 0,2 моль HCl прореагирует с 0,2 моль NH3. А фактически аммиака прореагировало 0,3 моль, следовательно, аммиак взят в избытке. Считаем по недостатку, т.е.  (NH4Cl) = 0,2 моль

4. Находим массу хлорида аммония m (NH4Cl) = M* 

m (NH4Cl) = 53,5 *0,2 =10,7 г

Задача 5.2.2

Железо сплавили с серой массой 6,4 г. К полученному продукту добавили избыток соляной кислоты. Выделяющийся газ пропустили через раствор массой 200 г с массовой долей хлорида меди (II) 15%. Определите, какая масса осадка образовалась.

В данной задаче используются понятия массовая доля растворенного вещества и избыток одного из исходных веществ

Дано: Решение:

m (S) = 6,4 г 1. При сплавлении серы и железа образуется

m (CuCl2 p-p) = 200 г сульфид Fe (II)

W(CuCl 2 ) = 15% S + Fe FeS (1)

______________ при взаимодействии сульфида железа (II )

с соляной кислотой образуется

Найти - m↓- ? сероводород:

2HCl+FeS H2S + FeCl2 (2)

Сероводород вступает в реакцию с раствором хлорида меди (II)

по реакции: H2S + CuCl2  CuS + 2HCl (3)

2. Определим массу хлорида меди, используя формулу:

W(СuCl2 ) в р-ре = m СuCl.2 / m CuCl2 р-ра. * 100 %

m (СuCl.2) = 200 * 0,15 = 30 г

3. Находим количество вещества хлорида меди (II)

 (CuCl2) = 30/ 135 = 0,22 моль

4. Находим количество вещества серы, вступившей в первую реакцию

 (S) = 6,4/ 32 = 0,2 моль.

5. По уравнению (1) 1 моль S реагирует с железом с образованием 1

моль FeS. 1 моль FeS реагирует с соляной кислотой (по уравнению 2) с образованием 1 моль Н2S. Значит, в реакцию с CuCl2 вступит 1 моль Н2S.

 (S) =  (FeS)реакция 1=  (FeS)реакция 2 =  (Н2S)реакция 2 = (Н2S)реакция3=

= 0,2 моль

6. В третьей реакции отношение между Н2S и хлоридом меди (II) 1:1, значит, если 0,2 моль Н2S должен прореагировать с 0,2 моль хлорида меди (II), а фактически прореагировало 0,22 моль, следовательно, хлорид меди взят в избытке.

7. Отношение между сероводородом и сульфидом меди (2) тоже 1:1 , поэтому количество вещества сульфида меди равно 0,2 моль.

m (CuS) = *M

m (CuS) = 0,2*96 = 18,2 г

5.3 МАССОВАЯ ДОЛЯ ВЕЩЕСТВА В СМЕСИ

При решении задач этого типа используют формулу для вычисления массовой доли вещества в смеси:

ω (в-ва в смеси)= m чистого в-ва./m смеси*100% (12)

Для газообразных продуктов используют понятие объемной доли φ , которая рассчитывается по формуле 13:

(газа в смеси)= V газа/V смеси*100% (13)

Задача 5.3.1

11,9 г смеси алюминиевых и медных опилок обработали избытком соляной кислоты. При этом выделилось 8,96 л газа. Определите массовую долю медных стружек в смеси.

Дано: Решение:

mсмеси = 11,9 г 1. С соляной кислотой будет реагировать

Vгаза = 8,96 л только алюминий, (медь не реагирует)

___________ 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2

Найти: ωCu - ? Cu + HCl ≠

2.Находим количество вещества водорода по формуле:  = V/Vm

 (Н2) = 8,96/22,4 = 0,4 моль

3. По уравнению реакции из 2 моль алюминия образуется 3 моль водорода, следовательно, для образования 0.4 моль водорода нужно 0,27 моль алюминия

2 моль Al - 3 моль H2 х = 2*0,4/3 = 0,27

х моль Al - 0,4 моль H2

4. Находим массу алюминия по формуле: = m / M

m (Al) = 0,27 *27 = 7,29 г

5.Массовую долю меди в смеси находим по формуле 11:

ω (Cu в смеси) = 11,9-7.29 / 11,9* 100 % = 38,64 %

Задача 5.3.2

Хлороводород, полученный из образца технического хлорида натрия массой 12 г, использовали для получения концентрированной соляной кислоты. Вся полученная кислота вступила в реакцию с оксидом марганца (IV). При этом образовался газ объемом 1,12 л. Определите массовую долю NaCl в исходном образце.

Дано: Решение:

mNaCтех = 12 г 1. Хлороводород получают действием

концентрированной серной кислоты на

Vгаза = 1,12 л твердый хлорид натрия:

___________ NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4 (1)

Найти: ]

ω (NaCl)тех. образце -? 2. При взаимодействии соляной кислоты с

оксидом марганца (IV) образуется газообразный хлор (один из лабораторных способов получения хлора):

4HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + 2H2O (2)

3. Находим количество вещества хлора по формуле:  = V/Vm ,

 (Сl2) = 1,12/22,4 = 0,05 моль

4. Так как коэффициенты между хлором и соляной кислотой 1: 4, то

то (Сl2) = 0,2 моль

4 моль HCl - 1 моль Cl2 х = 4*0,05 = 0,2

х моль HCl - 0,05 моль Cl2

5. Для получения хлора использовали весь хлороводород, полученный в первой реакции, значит, (Cl2) = (HCl)реакция 1 =

= 0,2 моль = (HCl)реакция 1

6. Количество вещества хлорида натрия равно 0,2 моль, так как в соответствии с уравнением реакции (1) из 1 моль хлорида натрия образуется 1 моль хлороводорода.

(NaCl) = (HCl)1 реакции = 0,2 моль

7. Находим массу хлорида натрия по формуле: (NaCl)== m / M

m (NaCl) = 0,2 *58,5 = 11,7 г

8. Массовая доля NaCl в техническом образце:

ω (NaCl) в тех. образце = mNaCl /mтех. образца * 100 % ,

ω (NaCl) в тех. образце = 11,7 / 12* 100 % = 97,5 %

Задача 5.3.3

При сгорании смеси силана SiH4 и метана CH4 выделяется углекислый газ, а масса твердых продуктов реакции составляет 6 г. После пропускания углекислого газа через избыток гидроксида натрия образовалось соединение массой 31,8 г. Определите массовые доли силана и метана в смеси.

Дано: Решение:

m (SiO2 ) = 6 г 1. При горении силана и метана образуются

m.(Na2CO3) = 31,8 г оксиды и вода:

_________________ SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O (1)

Найти: φ (SiH4)-? φ (CH4)-? CH4 + 2O2 CO2+ 2H2O (2)

Твердым остатком может быть только оксид кремния, значит его масса 6 г.

2. Так как оксид углерода (4) пропускают через избыток щелочи, то образуется средняя соль - карбонат натрия:

2 + 2NaOH Na2CO3 + 2H2O (3)

3. Найдем количество вещества Na2CO3 по формуле:  = m/M

 (Na2CO3) = 31,8/106 = 0,3 моль

4. Так как коэффициенты перед СО2 и Na2CO3 (реакция 3) и коэффициенты перед СН4 и СО2 (реакция 2) одинаковы, то

 (Na2CO3) = (СО2)реакция 3 = (СО2)реакция 2 = (СН4)реакция 2 = 0,3 моль

5. Находим объем метана, используя формулу:  = V/Vm

 (CH4) = 0,3*22,4 = 6,72 л

6. Определяем количество моль оксида кремния: (SiO2) = m/M,

(SiO2) = 6/60 = 0,1моль = (SiH4)

(так как коэффициенты перед SiH4 и SiO2 равны 1).

7. Объем силана рассчитываем по формуле:  = V/Vm

V(SiO2) = 0,1*22,4 = 2,24 л

8. Объемная доля φ равна отношению объема газа к объему смеси

φ =V/V(смеси):

φ (SiH4) = 2,24/2,24+6,72 = 0,25

φ (CH4) = 6,72/2,24+6,72 = 0,75

5.4 ИСПОЛЬЗОВАНИЕ СИСТЕМЫ УРАВНЕНИЙ ПРИ РЕШЕНИИ ЗАДАЧ

Задача 5.4.1

После полного термического разложения 2,0 г смеси карбонатов кальция и стронция получили 1,23 г смеси оксидов этих металлов. Вычислите массу карбоната стронция в исходной смеси.

Дано: Решение:

m смеси карбонатов = 2 г 1. При разложении карбонатов кальция и

m смеси оксидов = 1,23 г стронция образуются оксиды и

_________________ углекислый газ

Найти: m (SrCO3) - ? CaCO3 CaO + CO2

_ SrCO3 SrO + CO2

2. Пусть х – масса карбоната кальция, а у – масса карбоната стронция тогда масса смеси х+у =2

3. Количество молей карбонатов определяем по формуле:

= m/M

 (CaCO3) = х/100, (SrCO3) = y/148

4. Так как из одного моль CaCO3 образуется 1 моль CaO, то:

(CaCO3) =  (CaO) = х/100 ,

Аналогично, из 1 моль карбоната стронция SrCO3 образуется 1 моль SrO оксида стронция, следовательно:

 (SrCO3) = (SrO) = y/148

5. Массы оксидов можно рассчитать по формуле: m = * M

m (CaO) = 56х /100,

m (SrO) = 104y/148.

Получаем второе уравнение: 56х /100 + 104y/148 = 1,23

6. Решаем систему: х +y = 2

56 х/100 + 104y/148 = 1,23,

Получаем: х = 1,21, y = 0,79

Масса карбоната кальция 1,21 г, масса карбоната стронция 0,79 г.

Задача 5.4.2

При действии соляной кислоты на смесь железа и алюминия массой 16,6 г выделился водород объемом 10,13 л. Объем измерен при температуре 0С и давлении 112 кПа. Определите массовую долю железа в смеси. Какой объем раствора соляной кислоты с массовой долей 20% и плотностью 1,1 г/мл использовали для реакции.

Дано: Решение:

m (Fe+Al) = 16,6 г Fe + 2HCl FeCl2+H2 (1)

V(H2) = 10,13 л 2Al + 6HCl AlCl3+3H2 (2)

P = 112 кПа

t = 00С 1. Так как условия отличаются от

ω (HCl p-p) = 20% нормальных, воспользуемся уравнением

р (HCl p-p) = 1,1г/мл Менделеева - Клапейрона для расчета

________________ количества выделившегося водорода

V(HCl p) -? P*V= *R*T,

ω (Fe)- ? где Р – давление,

Па, V- объем, м3

R- газовая постоянная, кДж/моль*К

T – температура, К(t+273)

2. Рассчитываем суммарное количество вещества водорода по формуле:  = P*V/R*T

 (Н2) = 112*103*10,13*10-3/8,31*273 = 0,5 моль

3. Пусть х – количество вещества железа

у – количества вещества алюминия, тогда масса железа и алюминия:

m (Fe) = М* m (Fe) = 56*x

m (Al) = М* m (Al) = 27*y

4. Масса смеси, состоящей из алюминия и железа равна 16,6 г

m (Fe) + m (Al) = 16,6

56х +27у =16,6 - масса смеси

5. Рассчитываем количество вещества водорода, образовавшегося по реакции 1 и 2:

Так как из 1 моль железа образуется 1 моль водорода, то из х моль железа образуется х моль водорода (реакция 1):

(Н2) реакция 1 = х моль

По уравнению реакции (2): из 2 моль алюминия образуется 3 моль водорода. Составим пропорцию:

2 моль Al - 3 моль Н2

у моль Al - ? моль Н2

? = 3у/2 = 1,5у

Значит, водорода во второй реакции образовалось 1,5*у. Суммарное количество водорода равно 0,5 моль:

(Н2)1+2 = х +1,5у = 0,5

6. Составляем систему уравнений:

56 х + 27у =16,6

х +1.5у = 0,5

Решая систему, получаем: х = 0,2 у = 0,2

7. Рассчитываем массы железа и алюминия:

m (Fe) = 0,2*56 = 11,2 г

m (Al) = 0,2*27 = 5,4 г

8. Массовые доли металлов в смеси:

ω (Fe) = 11,2/16,6 * 100 % = 67,47%,

ω (Al) = 5,4/16,6 * 100 % = 32,53%,

9. Рассчитываем суммарное количество вещества соляной кислоты:

По 1 уравнению реакции: один моль железа реагирует с 2 моль соляной кислоты (коэффициенты 1 : 2), значит, 0,2 моль железа прореагируют с 0,4 моль соляной кислоты

 = (HCl)1реакция=0,4 моль

Согласно 2 уравнению: 2 моль алюминия реагируют с 6 молями соляной кислоты (коэффициенты 2:6), значит 0,2 моль алюминия прореагирует с 0,6 моль соляной кислоты

 = (HCl)2реакция= 0,6 моль

Суммарное количество вещества соляной кислоты - (0,4+0,6) =1 моль

10. Масса соляной кислоты

m (HCl) = М*

m (HCl) = 36,5*1 = 36,5 г

11. Для расчета объема раствора соляной кислоты воспользуемся формулой:

ω (НСl) = m /V р

V = m / р* ω (НСl)

V (НСl) = 36,5 /1,1*0,2 = 166 мл

    1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОСТАВА СОЛИ

Задача 5.5.1

При сжигании метана 2,24 л СН4 весь углекислый газ пропустили через 19,1 мл 32% раствора гидроксида натрия (плотность раствора 1,35 г/мл). Определите состав соли и ее массовую долю в растворе.

Дано: Решение

Vp-pa (NaOH) =19,1мл 1. СH4+2O2CO2+2H2O (1)

V(CH4) = 2,24л

рр-ра NaOH = 1,35 г/мл 2. Найдем количество моль метана:

ω(NaOH) = 32 % (СН4) = V/Vm ,

_______________ (СН4) = 2,24/22,4 = 0,1 моль

Найти: 3. Так как из 1 моль метана образуется 1

ω -? моль газа, то (СН4) = (СО2) = 0,1 моль

m соли-?

4. При взаимодействии СО2 и NaOH возможно образование двух видов солей: средней (2) и кислой (3):

СO2+2NaOHNa2CO3+2H2O (2)

CO2+NaOHNaHCO3+2H2O (3)

Тип соли будет зависеть от количества вещества исходных веществ: при взаимодействии 1 моль СO2 с 2 моль NaOH, образуется средняя соль; если количества вещества NaOH равно количеству вещества СO2, то – образуется кислая соль.

 (СO2) :  (NaOH) как 1: 2 соль средняя

 (СO2) :  (NaOH) как 1: 1 соль кислая

5. Найдем массу и количество вещества щелочи: m в-ва = V*p*ω

m (NаОН)=19,1*1,35*0,32 = 8,25г

 = m (NаОH) \ M (NаОH)

m (в-ва) =8,25/40 = 0,21моль

6. Определим, какая соль образуется. Для получения средней соли по уравнению (2) 1 моль СO2 реагирует с 2 моль NаОH, значит, с 0,1 моль газа прореагирует 0,2 моль щелочи и еще 0,01 моль щелочи не прореагирует. То есть образуется средняя соль.

Так как щелочь взята в избытке, то количество моль соли будет равно количеству моль углекислого газа:

(CO2) реакция 1 = (CO2)реакция 2 = (Na2CO3) = 0,1 моль

7. Находим ее массу: М = m (Na2CO3) =0,1*106 = 10,6 г

8. Массовая доля соли в растворе: ω (Х) = m (х) / m p-pa

Масса раствора = масса щелочи + масса углекислого газа

m p-pa= p*Vp-p(NaOH) + *М (CO2)

m p-pa= 19,1*1,35 + 0,1*44 = 30,19 г

ω (Na2CO3)в р-ре = 10,6 / 30,19*100% = 35%

Задача 5.5.2

При взаимодействии водного раствора гидроксида натрия, содержащего 40 г NaOН, с оксидом фосфора (V), получившимся при сгорании 15,5 г красного фосфора образовалась соль. Определите тип соли и ее массу.

Дано: Решение

m (NaOH) = 40 г 1.Фосфор сгорает с образованием оксида

m (P)=15,5 г фосфора (V)

4P +5O22P2O5 (1)

___________

Найти m-? 2. При взаимодействии оксида фосфора (V)

m-? и щелочи возможно образование трех видов

солей: средней (фосфата натрия) и двух

кислых (гидрофосфат и дигидрофосфат натрия)

P2O5+ 6NaOH2Na3PO4+3H2O (2)

фосфат

P2O5 + 4NaOH 2Na2HPO4+H2O (3)

гидрофосфат

P2O5 +2NaOH+2H2O 2NaH2PO4 (4)

дигидрофосфат

Тип соли зависит от количества исходных веществ:

- средняя соль (фосфат натрия) образуется, если 1 моль оксида прореагирует с 6 моль щелочи;

- кислая соль (гидрофосфат натрия) образуется, если 1 моль оксида прореагирует с 4 моль щелочи;

- при взаимодействии 1 моль оксида и 2 моль щелочи образуется дигидрофосфат натрия (кислая соль).

3. Найдем количество фосфора:  (Р) = m / М

 (Р) = 15,5 /31 = 0,5 моль

4. По уравнению реакции (1) из 4 моль фосфора образуется 2 моль оксида, значит из 0,5 моль фосфора образуется 0,25 моль оксида

4 моль Fe – 2 моль P2O5

0,5 моль - ?

(Р2О5) = 0,25 моль

5. Для определения типа соли, находим количество вещества щелочи:  (NaOH) = m / М

 (NaOH) = 40/40 =1 моль,

Получаем, что, 0,25 моль щелочи реагирует с 1 моль оксида фосфора, следовательно, образуется кислая соль - гидрофосфат натрия.

0,25 1,5

P2O5 + 6 NaOH 2 Na3PO4+3H2O (2)

0,25 1

P2O5 + 4 NaOH 2 Na2HPО4 +H2O (3)

0,25 0,5

P2O5 + 2 NaOH + 2H2O2 NaH24 (4)

6. Находим массу соли

m (NaH24) = М*

Количество вещества соли в 2 раза больше, чем количество вещества оксида (коэффициенты 1 : 2) и равно 0,5 моль

m (NaH24) = 142*0,5 = 71 г

УПРАЖНЕНИЯ

  1. При взаимодействии алюминия с серной кислотой получено 5,38 л водорода, что составило 80% от теоретически возможного. Рассчитайте массу алюминия и объем 10 % раствора серной кислоты (плотностью 1,07 г/мл), потребовавшегося для взаимодействия с алюминием. .

  2. Смешали 59 г раствора гидроксида натрия с массовой долей 10% и 100 г гидрокарбоната натрия с массовой долей 5%. Рассчитайте массовую долю соли в новом растворе

3. Смешали 50 мл раствора хлорида кальция с концентрацией 2 моль/л и 80 мл раствора фосфата калия с концентрацией 1 моль/л. Определите массу осадка.

4.Песок массой 2 кг сплавили с гидроксидом калия. Определите выход продукта, если массовая доля оксида кремния (IV) в песке составляет 90%.

  1. 40 г карбоната кальция прореагировали с избытком соляной кислоты. Полученный газ поглотили раствором гадроксида натрия (массовая доля 20%, плотностью 1,22 г/мл). Определите объем раствора щелочи, который потребовался для поглощения всего газа.

6. Какая масса вольфрама может быть получена при восстановлении водородом концентрата руды массой 145 г, содержащего оксид вольфрама (VI) и невосстанавливающиеся примеси, массовая доля которых, равна 20 %. Какой объем водорода (н.у.) потребуется для осуществления процесса.

7. Образец сплава цинка, алюминия и меди массой 20 г обработали избытком щелочи. При этом выделился газ объемом 7,1 л (н.у.). Масса нерастворимого остатка составила 2 г. Определите массовые доли металлов в сплаве.

8. Объем смеси азота и углекислого газ равен 14 л (при нормальных условиях). Масса этой смеси составляет 25,5 г. Найти объемную долю углекислого газа в смеси.

9. В токе хлора сожгли 1,76 г смеси медных и железных опилок, в результате получилось 4,6 г смеси хлоридов этих металлов. Определите массовые исходных веществ.

10. При взаимодействии водного раствора гидроксида натрия, содержащего 35,6 г NaOН, с оксидом серы (IV), получившимся при обжиге пирита (FeS2) массой 53,5 г образовалась соль. Определите ее массу и тип.

ЗАДАЧИ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

1. Аммиак объемом 4,48 л (н.у.) пропустили через 200 г 4,9%-го раствора ортофосфорной кислоты. Определите массу соли, образующуюся в результате реакции.

2 .Рассчитайте массовую долю соли в растворе при растворении 1,3 г цинка в 36,5 г 10% раствора соляной кислоты.

3. Найти объем воздуха, необходимый для полного сгорания 32 л (н.у.) угарного газа СО.

4. Сероводород объемом 5,6 л (н.у.) прореагировал без остатка с 59,02 мл 20%-ного раствора КOH (плотность 1,186 г/мл). Определите массу соли, полученной в результате этой химической реакции

5. В результате пропускания углекислого газа через 70,83 мл 20 %- раствора гидроксида калия (плотность 1,186 г/мл) было получено 97,2 г раствора соли. Определите массу соли, полученной в результате этой химической реакции.

6. Газ, выделившийся при обработке 26,1 г сульфида марганца (II) соляной кислотой, пропустили через 120 г 10%-ного раствора гидроксида натрия. Определите массовую долю соли, образовавшейся при этой химической реакции.

7. Технический сульфид железа (II) массой 33,5 г, содержащий 8% нерастворимых примесей, обработали горячим раствором соляной кислоты, масса которого 219 г и массовая доля HCl 15% . Вычислите массовую долю соли в полученном растворе. Растворением сероводорода в воде пренебречь.

8. Гидрид кальция обработали соляной кислотой массой 200 г с массовой долей HCl 15%; при этом выделилось 11,2 л газа (н.у.). Рассчитайте массовую долю хлороводорода в получившемся растворе.

9. Через 100 мл раствора гидроксида натрия с плотностью 1,1г/мл пропустили 4,928 л углекислого газа (н.у.), в результате чего образовалось 22,88 г смеси двух солей. Определите массы веществ в полученном растворе.

10. В закрытом сосуде сожгли 2,31 л (н.у.) сероводорода, содержащего 3% негорючих примесей в 5,6 л (н.у.) кислорода. Образовавшийся SO2 газ охладили до комнатной температуры и поглотили 157,6 мл воды. Определите массовую долю вещества, образовавшегося при этом в растворе.

.

ГЛАВА 6 ОСНОВЫ ТЕОРИИ

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две группы:

а) вещества - растворы или расплавы, которых проводят электрический ток (ЭЛЕКТРОЛИТЫ)

б) вещества - растворы или расплавы, которых не проводят электрический ток (НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ).

К электролитам относятся большинство неорганических кислот, солей, оснований. К неэлектролитам – многие органические соединения (например, углеводы).

ВЕЩЕСТВА

_______________/________________________

 

электролиты неэлектролиты-

вещества с ионной и сильно вещества с неполярной

полярной ковалентной связью ковалентной связью:

например: основания -NaOH, например: Н2, О2 , С; и кислоты - H2SO4 , соли -KCl слабополярной связью

основания (С-С, С-Н) например в

органических

веществах, таких как

спирт, сахар

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ – это процесс распада вещества на ионы при растворении в воде или расплавлении.

Явление электролитической диссоциации объясняется тем, что взаимодействие полярных молекул воды с молекулами растворенного вещества с ковалентной полярной связью, например, хлоридом водорода, приводит к ослаблению связи между атомами, и их распаду на ионы (см. рис.1).

Ионная кристаллическая решетка разрушается полярными молекулами воды за счет электростатического взаимодействия с ионами, из которых построены твердые соли, т.е. растворение ионного кристалла всегда сопровождается электролитической диссоциацией.

Рис. 1 Схема диссоциации полярной молекулы на ионы в растворе:

Для объяснения особенностей растворов электролитов шведским ученым Аррениусом в 1887г была предложена теория электролитической диссоциации.

Основные положения теории:

  1. При растворении в воде молекулы электролита распадаются (диссоциируют) на "+" заряженные ионы (катионы) и "-" заряженные ионы (анионы).

Ионы металлов имеют положительный заряд, ионы кислотных остатков - отрицательный. Величины зарядов соответствуют (по модулю) валентности.

Например: K+, Cl-, SO42-, PO43-

  1. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы двигаются к катоду ("-" заряженному электроду), а анионы двигаются к аноду ("+" заряженному электроду).

  1. Диссоциация обратимый процесс: параллельно протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

В водных растворах ионы химически связаны с молекулами воды, т.е. они гидратированы. Так как число молекул воды, которое присоединяет ион, в большинстве случаев неизвестно, то уравнения процессов электролитической диссоциации изображают упрощенно,

например:

NaCl Na- + Cl+

6.1 СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Количественно процесс электролитической диссоциации характеризуется степенью диссоциации.

-(СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ) - величина, показывающая отношение числа распавшихся на ионы молекул (n), к числу растворенных молекул (N):

= n/N

Cтепень диссоциации является безразмерной величиной и выражается в долях или в процентах. Если  = 100%, то вещество полностью распадается на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации, то есть при разбавлении его водой и повышении температуры,  увеличивается.

По степени диссоциации электролиты делятся на три группы: сильные, средней силы и слабые.

Если α > 30%, то такие электролиты называют сильными. К ним

относятся: растворимые соли (например: NaCl, КCl), основания щелочных и щелочноземельных металлов (например: LiOH, NaOH, KOH, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2), многие неорганические кислоты (например: HNO3, HCl, HBr, HJ, HСlO4, H2SO4,,)

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

________________________________________________________

  

сильные средние слабые

α > 30% 3% <α < 30% α < 3 %

полностью частично распадаются на ионы

распадаются на ионы

У средних электролитов 3% <α < 30%. Примером такого электролита может служить ортофосфорная кислота - Н3РО4 (α = 26%)

К слабым электролитам относятся соединения, имеющие степень диссоциации меньше 30%. Слабыми электролитами являются органические кислоты, например: CH3COOH – уксусная кислота, HCN - синильная кислота, а также неорганические вещества: нерастворимые соединения, например: Сu(OH)2↓, Al(OH)3, некоторые неорганические кислоты: Н2CO3, H2SiO3, H2S, а также некоторые соли, такие как: хлорид ртути (II) - HgCl2, роданид ртути - Hg(SCN)2, роданид железа (III) - Fe(SCN)3. Слабыми электролитами также является гидроксид аммония NH4OH и вода.

Опытным путем установлено, что в одном литре воды при t = 250С диссоциации подвергается лишь 10-7 моль воды и образуется 10-7 моль/л ионов Н+ и 10-7 моль/л ионов ОН-

Концентрацию ионов водорода в водных растворах принято выражать через ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ символом рН (читается пэ-аш).

С помощью рН характеризуют среду растворов:

рН = 7 - среда нейтральная

рН >7 - среда щелочная

рН< 7 - среда кислая

6.2 КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ, СОЛИ В СВЕТЕ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД).

КИСЛОТА с точки зрения ТЭД - электролит, который в растворе диссоциирует на катион водорода и анион кислотного остатка.

Например, при диссоциации бромоводородной кислоты образуется катион водорода (протон): HBr  H+ + Br

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

(постепенно). При диссоциации серной кислоты по первой ступени сначала происходит отрыв одного катиона водорода (протона) и образуется гидросульфат-анион, а затем по второй ступени от гидросульфат-аниона отрывается второй катион водорода и образуется сульфат – анион:

H2SO4 →Н+ + HSO4 HSO4 ↔ H+ + SO42

1 ступень 2 ступень

Преимущественно протекает диссоциация по 1 ступени.

При диссоциации фосфорной кислоты образуется три вида анионов:

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 дигидрофосфат-анион

H2PO4 - ↔ H++ НPO42 гидрофосфат-анион

НРО4 2- ↔ Н+ + РО33 фосфат-анион

Преимущественно протекает диссоциация по 1 ступени и частично по второй.

ОСНОВАНИЯ с точки зрения ТЭД - электролиты, которые диссоциируют на катион металла и анион гидроксильной группы.

Например: при диссоциации KOH образуется гидроксид-анион: KOH  K+ + OH-

Основания, содержащие несколько гидроксильных групп, диссоциируют ступенчато.

При диссоциации Ba(OH)2 по первой ступени сначала отрывается одна гидроксильная группа, а затем по второй ступени вторая гидроксильная группа:

Ba(OH)2  OH- + BaOH + BaOH+ ↔ Ba2+ + OH-

1 ступень 2 ступень

СРЕДНИЕ СОЛИ с точки зрения ТЭД - это сложные вещества, которые при диссоциации распадаются на катион металла и анион кислотного остатка.

Например: при диссоциации NaNO3 образуется нитрат-анион и катион натрия: NaNO3  Na+ + NO3 -

При диссоциации средних солей перед ионом ставят коэффициент, соответствующий индексу в формуле соли:

K2SO4  2K+ + SO4 2-

Ba(NO3)2 Ba 2++ 2NO3 -

Cr2(SO4)3 2Cr 3++ 3SO42-

Кислые соли и основные соли диссоциируют ступенчато.

При этом у кислой соли по первой ступени сначала отрывается катион металла, а по второй катион водорода. Например: по первой ступени у KHSO4 происходит отрыв катиона калия, а по второй отрыв катиона водорода:

KHSO4  K+ + HSO4- HSO4 - ↔ H+ + SO42-

1 ступень 2 ступень

При диссоциации (СuOH)2CO3 по первой ступени происходит отрыв карбонат-аниона, по второй ступени отрыв гидроксид-аниона:

(СuOH)2CO3  2CuOH+ + CO32- CuOH+ ↔ Cu2+ + OH-

1 ступень 2 ступень

6.3 ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ

При взаимодействии электролитов соединяются только противоположно заряженные ионы. Если при этом образуется новое вещество в виде осадка, газа или слабого электролита, то такие реакции считаются необратимыми, то есть идущими в одну сторону, практически до конца.

Реакции между двумя сложными веществами, в результате которых происходит обмен ионами, называются ИОНООБМЕННЫМИ.

Признаки необратимости реакций:

1. Если выделяется осадок или малорастворимое вещество:

ВaCl2 + K2SO4  ВaSO4  + 2KCl

2.Если образуется слабый электролит или малодиссоциирующее

вещество:

СН3СООК + НСlСН3СООН + КСl (Уксусная кислота – слабый электролит)

Вa(OH)2+2HNO3Вa(NO3)2+2H2O (Вода - это малодиссоциирующее вещество)

3. Если образуется газ:

Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + H2CO3

 

Н2О СО2

(Угольная кислота нестойкая, она распадается на углекислый газ СО2 и воду Н2О)

Рассмотрим несколько примеров:

Пример 1. Проведем реакцию между растворами гидроксида калия KOH и нитрата меди (II) - Cu(NO3)2. Используя таблицу растворимости можно предсказать образование осадка гидроксида меди (II). Действительно, при смешивании этих растворов образуется синий осадок гидроксида меди (II).

2KOH + Cu(NO3)2  Cu(OH)2  + 2KNO3

Если формулы растворимых сильных электролитов записать в виде тех ионов, на которые они диссоциируют в растворе, а формулы слабых электролитов, осадков, газов, оксидов в молекулярной форме, то уравнение примет вид:

+ + 2OH- + Cu2+ + 2NO3-  Cu(OH)2  + 2K+ + 2NO3-

это уравнение называется уравнением в полной ионной форме.

Поскольку справа и слева есть одинаковые ионы, то их можно исключить (с точки зрения ТЭД в реакции участвуют лишь катионы меди и гидроксид - анионы).

Тогда мы получим уравнение в сокращенной ионной форме:

Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)2

Признаком реакции является образование осадка Cu(OH)2↓-голубого цвета, следовательно, реакция прошла до конца.

Пример 2. В результате взаимодействия растворов соляной кислоты HCl и сульфита натрия Na2SO3 образуется хлорид натрия и нестойкая сернистая кислота, которая распадается на сернистый газ SO2 и воду:

2HCl + Na2SO32NaCl+ SO2 + H2O молекулярное

2H++2Cl- +2Na++ SO32-SO2+ H2O + 2Na++2Cl- полное ионное

+ + SO32-  SO2 + H2O сокращенное ионное

Пример 3. В результате взаимодействия растворов сульфата алюминия Al2(SO4)3 и гидроксида натрия NaOH образуется гидроксид алюминия в виде осадка и сульфат натрия:

Al2(SO4)3 + 6NaOH2Al(OH)3 + 3Na2SO4 молекулярное

Al3++3SO42-+6Na++6OH-2Al(OH)3+6Na++3SO42- полное

2Al3+ + 6OH-  2Al(OH)3  сокращенное ионное

Сокращаем коэффициенты на два, получим:

Al3+ + OH-  Al(OH)3

Пример 4. При реакции взаимодействия растворов гидроксида калия KOH и серной кислоты H2SO4 образуется малодиссоциирующее вещество – вода:

2KOH +H2SO4K2SO4 + 2H2O молекулярное

2K+ + 2OH- +2H+ + SO42- 2K+ + SO42- + 2H2O полное

2OH- + 2H+  2H2O сокращенное ионное

Сокращаем коэффициенты на два, получим:

OH- + H+  H2O

Пример 5. При взаимодействии раствора азотной кислоты и оксида цинка образуется нитрат цинка и вода:

ZnO+2HNO3Zn(NO3)2+H2O молекулярное

ZnO+ 2H+ +2NO3-Zn2+ +2(NO3)-+ H2O полное ионное

ZnO+ 2H+ Zn2+ + H2O сокращенное ионное

Пример 6. Взаимодействие растворов хлорида натрия и нитрата бария:

2NaCl+Ba(NO3)2↔NaNO3+BaCl2 молекулярное

2Na++2Cl-+Ba2++2NO3-↔2Na++2NO3- +Ba2++2Cl- полное ионное

Если продукты реакции хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции, то такая реакция является обратимой и с точки зрения теории электролитической диссоциации, не протекает.

Иногда, используя сокращенные уравнения, требуется составить молекулярные уравнения. В этом случае нужно взять в качестве исходных веществ, такие растворимые соединения, которые содержат ионы, представленные в левой части краткого ионного уравнения. Если левая часть уравнения содержит катион водорода, то следует в качестве исходного вещества взять одну из кислот - сильных электролитов. Если в левой части даны катионы металлов или анионы кислотных остатков, рациональнее в качестве исходных веществ, взять их растворимые соли. Рассмотрим такие случаи.

Приведите молекулярное уравнение, используя сокращенное ионное:

Пример 1:

Pb2+ + 2J-  PbJ2

По таблице растворимости выбираем любую растворимую соль, (сильный электролит), содержащую катион свинца и любое растворимое вещество (сильный электролит), содержащее анион иода. Например: нитрат свинца и иодоводородную кислоту.

Pb(NO3)2 + 2HJ  PbJ2 + 2HNO3 молекулярное уравнение

Пример 2:

NH4+ + OH-  NH3 + H2O

По таблице растворимости находим растворимую соль (сильный электролит), содержащие катион аммония NH4+ и щелочь: например, хлорид аммония и сильный электролит - гидроксид калия:

NH4Cl + KOH  NH4OH + KCl

↓ ↓

NH3 + H2O

(гидроксид аммония NH4OH распадается на аммиак NH3 и воду)

Пример 3:

Сu(OH)2 +2H+ Cu2+ + 3H2O

Гидроксид меди (II) является нерастворимым основанием, поэтому в сокращенном ионном уравнении он записывается в молекулярном виде. Катион водорода содержит любая растворимая кислота, (сильный электролит) например, соляная:

Сu(OH)2 +2HCl СuCl2 +2H2O

Следует помнить, что

- образующиеся в правой части гидроксид аммония NH4OH,

угольная Н2CO3 и сернистая Н2SO3 кислоты - нестойкие соединения и записываются в виде:

NH4OH H2SO3 H2CO3

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

NH3 + H2O H2O + SO2 H2O + CO2

- в молекулярном виде записываются формулы оксидов, газов, осадков и слабых электролитов и малодиссоциирующих веществ, например воды.

6.4 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

ГИДРОЛИЗ – это процесс взаимодействия ионов соли, приводящий к образованию слабого электролита.

Любую соль можно представить как продукт

взаимодействия кислоты и основания. Рассмотрим возможные

способы образования солей.

Случай 1. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то среда раствора - щелочная (рН >7).

К таким солям относятся соли щелочных и щелочноземельных металлов (IA- IIА группы) и анионом слабых кислот, таких как уксусная, сероводородная, угольная. Фосфорную кислоту хотя и относят к кислотам средней силы, но это касается только ее диссоциации по первой ступени. Остальные ее кислые ионы, такие как HPO42- и H2PO4- , являются слабыми электролитами.

Рассмотрим примеры:

Гидролиз раствора соли - ацетата натрия. Как сильный электролит, ацетат натрия при растворении в воде диссоциирует на катион натрия и ацетат - анион.

CH3COONa  Na+ + CH3COO-

Последний взаимодействует с водой, так как, только ацетат-анион с протоном водорода образует слабый электролит. Катионы натрия не могут связать гидроксид-ионы в молекулы, так как гидроксид натрия является сильным электролитом, и существует в растворе только в виде ионов. В результате образования слабого электролита – уксусной кислоты - смещается равновесие - создается избыток гидроксид-ионов и поэтому раствор приобретает щелочную реакцию.

Запишем уравнения в молекулярной и ионной формах.

Сначала записываем уравнение диссоциации, затем уравнение в сокращенной форме (только те ионы, которые ведут к образованию слабого электролита). Затем справа и слева добавляем противоионы – те ионы, которые не образуют слабый электролит - ионы натрия. И, наконец, молекулярное уравнение.

СН3COONa  CH3COO- + Na+ уравнение диссоциации

H+OH-

CH3COO-+HOH↔CH3COOH+OH- (рН >7 - среда щелочная)

сокращенное ионное уравнение

Na++CH3COO-+ HOH↔CH3COOH+OH-+Na+ полное ионное

гидролиз

CH3COONa+HOH↔CH3COOH+NaOH молекулярное

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями протекает ступенчато.

Рассмотрим гидролиз раствора карбоната натрия.

При диссоциации этой соли образуются катионы натрия и карбонат-анионы. Последний, при взаимодействии с водой, дает угольную кислоту, которая является слабым электролитом.

В результате образуется избыток гидроксид-ионов (рН >7 - среда щелочная):

Na2CO3  2Na+ + CO32-

H+OH-

CO32-+HOHHCO3-+OH- (cреда щелочная, рН >7) сокращенное

2Na+ + CO32- + HOH HCO3-+ OH- + 2Na+ полное ионное

По первой ступени гидролиза образуется кислая соль – гидрокарбонат натрия:

Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH

По второй ступени незначительно, но идет гидролиз кислой соли. При диссоциации образуется катион натрия и гидрокарбонат-анион, последний при взаимодействии с водой образует слабую угольную кислоту

NaHCO3  Na+ + HCO3-

H+OH-

HCO3- + H+OH-  H2CO3 + OH- (среда щелочная, рН >7)

NaHCO3 + HOH  H2CO3 + NaOH

Практически идет только первая ступень гидролиза, так как ионы НСО3- диссоциируют труднее, чем молекулы Н2СО3.

Случай 2. Если соль, образована сильной кислотой и слабым основанием, то среда раствора кислая среда (рН <7).

Примеры таких солей хлориды, сульфаты, нитраты аммония, алюминия, бериллия, цинка, железа и других многозарядных катионов.

В качестве примера рассмотрим хлорид аммония, который образован сильной кислотой и слабым основанием. При растворении в воде соль, как сильный электролит, диссоциирует на катион аммония и анион хлора. Ионы аммония взаимодействуют с гидроксид-ионами, так как образуют слабый электролит - гидроксид аммония. А хлорид-ионы не могут связать ион водорода, так как HCl – сильный электролит и существует в растворе только в виде ионов.

В результате образования слабого электролита - гидроксида аммония – смещается равновесие и создается избыток протонов водорода, что способствует образованию кислой среды раствора:

NH4Cl  NH4+ + Cl-

H+OH-

NH4+ + HOH NH4OH + H+ (рН < 7 - среда кислая) сокращенное

Cl- + NH4+ + HOH NH4OH + H+ + Cl- полное ионное

NH4Cl+HOHNH4OH+ HCl молекулярное

Гидролиз солей, образованных слабым многокислотным (то есть имеющим несколько гидроксильных групп) основанием протекает ступенчато.

В качестве примера рассмотрим гидролиз раствора хлорида алюминия. При диссоциации образуются катион алюминия и анион - хлора. При взаимодействии катиона алюминия с водой образуется слабый электролит:

AlCl3  Al3+ + 3Cl-

H+OH-

1 ступень Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ (рН< 7 - среда кислая)

гидролиза 3Cl- + Al3+ + HOH AlOH2+ + H+ + 3Cl-

AlCl3 + HOH AlOHCl2 +HCl

AlOHCl2  AlOH2+ + 2Cl-

H+OH-

2 ступень AlOH2+ + HOH Al(OH)2+ + H+

(рН< 7 - среда кислая)

гидролиза 2Cl- + AlOH2+ + HOH Al(OH)2++ H+ + 2Cl-

идет частично AlOHCl2 + HOH Al(OH)2Cl + HCl

Al(OH)2Cl  Al(OH)2+ + Cl-

H+OH-

3 ступень Al(OH)2+ + HOH → Al(OH)3 + H+

(рН< 7 - среда кислая)

практически Al(OH)2 + Cl- + HOH → Al(OH)3 + H+ + Cl-

не идет

Случай 3. Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то такие соли не подвергаются гидролизу, а среда раствора будет нейтральная (рН = 7)

К таким солям относят соли щелочных и щелочноземельных металлов и сильных кислот, например соляной, серной, азотной. Поскольку кислоты и основания, образующие такие соли, являются сильными электролитами, ионы водорода и гидроксила не будут связываться катионами и анионами соли с образованием слабых электролитов, т.е. концентрация ионов Н+ и ОН- останутся неизменными и равными между собой. Растворы таких солей будут нейтральными, и рН их будет равняться 7.

Случай 4. Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, то среда раствора зависит от степени диссоциации продуктов гидролиза - кислоты или основания

К солям этого типа относятся карбонаты, ацетаты, сульфиды, фосфаты аммония, цинка, алюминия, железа и бериллия и т. п.

Если степень диссоциации основания больше степени диссоциации кислоты, то среда будет щелочной. Если соотношение обратное, то – кислой. В случае соизмеримых значений, среда будет близка к нейтральной. Примерами могут служить растворы сульфида аммония (среда щелочная), ацетата аммония (среда нейтральная).

В качестве примера рассмотрим гидролиз раствора ацетата аммония:

СН3COONH4  CH3COO- + NH4+

H+OH-

СН3COO- + NH4+ + HOH CH3COOH + NH4OH

 (CH3COOH) = 1,3% (NH4OH) = 1,3% (рН = 7 - среда нейтральная)

CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH

Некоторые соли полностью разлагаются водой, то есть их гидролиз является необратимым процессом. В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» есть примечание: «в водной среде разлагается» - это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например: сульфид алюминия Al2S3. Появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н+ связываются образующимися при гидролизу по аниону ОН-. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

Al2S3+ 6HOH2Al(OH)3 + 3H2S

УПРАЖНЕНИЯ

1. Раствор проводит электрический ток, фенолфталеин в этом растворе меняет цвет на малиновый, но данное вещество не вступает в реакции нейтрализации. Определите класс данного соединения

2. Определите соединение, при диссоциации 1 моль которого образуется максимальное количество ионов: фосфат калия, сульфат алюминия, сульфат натрия, гидроксид бария

3. Среди перечисленных, выберите пары, которые будут взаимодействовать между собой в растворе: нитрат меди (II), бромид аммония, ацетат свинца, йодид кальция, нитрат серебра. Ответ поясните, приведя молекулярные и ионные уравнения.

4. Для следующих ионных уравнений составьте молекулярные уравнения

а) Me2+ + SO32-MeSO3

б) Me2+ + S2-MeS

в) 2H++ MeCO3  Me2+ + CO2 + H2O

г) Me2+ + 2OH-  Me(OH)2

д) NH4 + + OH-  NH3 + H2O

е) CH3COO- + H+  CH3COOH

ж) Me(OH) 3+ 3H+ Me3+ + 3H2O

5. Приведите примеры средних солей, водные растворы которых окрашивают лакмус а) в синий б) красный цвет. Подтвердите свой ответ уравнениями гидролиза.

6. Имеются водные растворы сульфата аммония, хлорида натрия, нитрата алюминия, ацетата калия, йодида бария, ацетата аммония. Какую соль можно обнаружить с помощью только лакмуса. Поясните свой ответ.

7. Водный раствор соли А окрашивает фенолфталеин в малиновый цвет, а раствор соли В не изменяет окраску фенолфталеина При смешивании растворов этих солей образуется осадок. Приведите пример соли А и В и уравнения реакции между ними.

РАЗБОР ЗАДАНИЙ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

1. Неэлектролитами являются все вещества, указанные в ряду:

1) этиловый спирт, хлорид калия, сульфат бария

2) растительное масло, гидроксид калия, ацетат натрия

3) сахар, эфир, спирт

4) сульфат натрия, глюкоза, уксусная кислота

Решение. Электролиты – это вещества, которые в водном растворе или расплаве распадаются на ионы. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Оксиды, а также малополярные органические вещества молекулярного строения не являются электролитами.

В первом варианте ответа неэлектролитом является этиловый спирт. Это спирт, органическое вещество молекулярного строения, в водном растворе не распадается на ионы. Хлорид калия и сульфат бария – соли, являются электролитами. Таким образом, первый вариант не подходит.

Во втором варианте гидроксид калия (щелочь) и ацетата натрия (соль) – электролиты, растительное масло – органическое вещество молекулярного соединения – неэлектролит. Второй вариант также не подходит.

В третьем варианте все вещества – органические, молекулярного строения, не являются электролитами. Этот ответ подходит.

В четвертом варианте неэлектролитом является глюкоза – органическое вещество, не диссоциирующий в водном растворе. Этот вариант неверный.

//Ответ: 3

2. Слабый электролит образуется в реакциях ионного обмена между водными растворами каждой пары веществ:

1) гидроксида аммония и хлорида бария; гидроксида бария и хлорида аммония;

2) нитрата аммония и гидроксида калия; ацетата натрия и серной кислотой;

3) нитрата кальция и бромида натрия; карбоната натрия и гидроксида кальция;

4) хлорида аммония и нитрата серебра; сульфат натрия и соляной кислотой

Решение. Приведем уравнения реакции

  1. 2NH4OH + BaCl2 ↔ 2NH4Cl + Ba(OH)2

И NН4Cl, и Ba(OH)2 – растворимые вещества, сильные электролиты. следовательно, эта реакция не идет в растворе до конца.

2NH4Cl + Ba(OH)2 2NH4OH + BaCl2

NH4OH – слабый электролит

следовательно, этот вариант ответа не подходит.

2) NH4 NO3 + KOH KNO3 + NH4OH

NH4OH – слабый электролит

2CH3COONa + H2SO4 =2CH3COOH + Na2SO4.

CH3COOH – слабый электролит

следовательно, этот ответ правильный.

  1. Ca(NO3)2 + 2NaBr = CaBr2 + 2NaNO3.

И CaBr2, и NaNO3 – соли, растворимые в воде, сильные электролиты, следовательно, эта реакция не идет в растворе до конца

Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + NaOH

CaCO3↓- слабый электролит

  1. NH4Cl + AgNO3NH4NO3+ AgCl↓

Слабый электролит- AgCl↓

Na24+HClNa Cl +H24

Продукты реакции -растворимые вещества, сильные электролиты. следовательно, эта реакция не идет в растворе до конца.

//Ответ: 2

3. С выпадением осадка протекает реакция ионного обмена между растворами

1) гидроксида натрия и хлорида бария

2) сульфата хрома (III) и гидроксида калия

3) нитрата кальция и бромида натрия

4) хлорида аммония и нитрата алюминия

Решение. Для ответа на этот вопрос надо составить уравнения реакций ионного обмена и посмотреть по таблице растворимости, в каком случае выпадает осадок.

  1. 2NaOH + BaCl2 = 2NaCl + Ba(OH)2

И NaCl, и Ba(OH)2 – растворимые вещества, следовательно, этот вариант ответа не подходит.

2) Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4.

Cr(OH)3 – осадок, следовательно, этот ответ правильный.

  1. Ca(NO3)2 + 2NaBr = CaBr2 + 2NaNO3.

И CaBr2, и 2NaNO3 – соли, растворимые в воде, сильные электролиты, следовательно, эта реакция не идет в растворе до конца.

4) 3NH4Cl + Al(NO3)3 = 3NH4NO3 + AlCl3.

И NH4NO3, и AlCl3 - соли, растворимые в воде, сильные электролиты, следовательно, эта реакция не идет в растворе до конца.

//Ответ: 2

4. Щелочную реакцию среды имеет раствор каждой из двух солей:

1) КCl и Na2S 2) К2SiO3 и Na2CO3

3) FeCl2 и NН4Cl 4) CuSO4 и Na2SO4

Решение. Щелочная реакция среды обусловлена присутствием в растворах гидроксид-ионов (OH). Раствор соли имеет щелочную среду, если соль в водном растворе гидролизуется по аниону. Это происходит в том случае, если соль образована сильным основанием и слабой кислотой.

В первом варианте ответа соль КCl образована сильным основанием гидроксидом калия (KOH) и сильной соляной кислотой (HCl). Эта соль не гидролизуется, ее раствор имеет нейтральную среду. Данный ответ не подходит.

Во втором варианте соль силикат калия образована сильным основанием – гидроксидом калия (KOH) и слабой кремниевой кислотой (H2SiO3). Карбонат натрия также является солью, образованной сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и cлабой угольной кислотой (H2CO3). Поэтому в водном растворе обе эти соли гидролизуются по аниону с образованием ионов OH:

SiO32− + H2O HSiO3 + OH

CO32− + H2O HCO3 + OH

Среда щелочная, что удовлетворяет условию задания.

В третьем варианте хлорид железа (II) – соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Эта соль гидролизуется по катиону с образованием ионов водорода. Среда кислая, вариант 3 не подходит.

В четвертом варианте сульфат меди – соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Эта соль гидролизуется по катиону с образованием ионов водорода. Среда кислая, вариант 4 не подходит.

//Ответ: 2

5.Установите соответствие между названием соли и её способностью к гидролизу.

название соли

название соли

А

карбонат натрия

1

гидролиз по катиону

Б

хлорид аммония

2

гидролиз по аниону

В

сульфат калия

3

гидролиз по катиону и аниону

Г

сульфид алюминия

4

гидролизу не подвергается

Решение. Гидролиз – это обратимое взаимодействие соли и воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению кислотности среды. Соли гидролизуются в следующих случаях.

1) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуется по катиону:

Mez+ + H2O MeOH(z-1)+ + H+.

В этом случае реакция среды раствора соли – кислая.

2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону:

Xz + H2O HX(z-1)− + OH.

В этом случае реакция среды раствора соли – щелочная.

3) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуется и по катиону, и по аниону. В данном случае реакция среды может быть и кислой, и щелочной, и нейтральной. Это зависит от того, какой из двух слабых электролитов (кислота или основание) сильнее.

Карбонат натрия (Na2CO3) – соль, образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3). В данном случае соль гидролизуется по аниону: CO32− + H2O HCO3 + OH. Среда щелочная.

Хлорид аммония (NH4Cl) – соль, образованная слабым основанием (NH4OH) и сильной кислотой (HCl), гидролизуется по катиону:

NH4+ + H2O NH4OH + H+.

В этом случае реакция среды раствора соли – кислая.

Cульфат калия (K2SO4) – соль, образованная сильным основанием (KOH) и сильной кислотой (H2SO4), гидролизу не подвергается. Среда раствора – нейтральная.

Cульфид алюминия (Al2S3) – соль, образованная слабой кислотой (H2S) и слабым основанием (Al(OH)3). Гидролизуется и по катиону, и по аниону:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.

//Ответ: 2143

ТРЕНИРОВОЧНЫЕ ЗАДАНИЯ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

Инструкция для учащихся: Выберите один правильный ответ, из предложенных, и обведите его номер кружком. За каждый верный ответ вы получите 1 балл.

А1. Электрический ток проводит:

1) спиртовый раствор щелочи 2) расплав парафина

3) расплав ацетата натрия 4) водный раствор глюкозы

А2 Электролитом является каждое вещество в ряду:

1) Ba(OH)2, C6H6, CuSО4 2) Mg(OH)2, NаNO3, CH3COONa

3) P4, H3PO4, K3PO4 4) CH3OH, NaCl, H24

А3. Неэлектролитами являются все вещества, указанные в ряду:

1) спирт, хлорид калия, сульфат бария

2) растительное масло, гидроксид калия, ацетат натрия

3) сахароза, глицерин, сера

4) сульфат натрия, глюкоза, уксусная кислота

А4. Сильными электролитами являются все вещества, указанные в ряду:

1) сахар, хлорид калия, сероводородная кислота

2) гидроксид калия, ацетат натрия, угольная кислота

3) уксусная кислота, глицерин, серная кислота

4) сульфат натрия, азотная кислота, гидроксид бария

А5. Слабый электролит образуется в реакциях ионного обмена между водными растворами каждой пары веществ:

1) гидроксида аммония и хлорида бария; гидроксида бария и хлорида аммония;

2) нитрата аммония и гидроксида калия; ацетата натрия и серной кислотой;

3) нитрата кальция и бромида натрия; карбоната натрия и гидроксида кальция;

4) хлорида аммония и нитрата серебра; сульфида натрия и соляной кислотой

А6. Наибольшее количество хлорид- ионов образуется при диссоциации 1 моль:

1) NaClO3 2) AlCl3 3) KClO 4) AgCl

А7. Диссоциация по трем ступеням возможна в растворе:

1) хлорида алюминия 2) нитрата алюминия

3) ортофосфата калия 4) фосфорной кислоты

А8. Какие из утверждний о диссоциации оснований в одном растворе верны?

А- Основания в воде диссоциируют на катионы металла ( или подобный им катион аммония- NH4+) и гидроксид анионы OH-

Б - Никаких других анионов, кроме OH-, основания не образуют:

1.Верно тольно А 2.Верно только Б

3. Верны оба утверждения 4. Оба утверждения неверны

А9. В качестве катионов только ионы Н+ образуются при диссоциации

1) NaOH 2) NaH2PO4 3) H2SO4 4) NaHSO4

А10. Вещество, при диссоциации которого образуются катионы Na+ и H+, а также анионы SO42-является:

1) кислотой 2) щелочью 3) средней солью 4) кислой солью

А11. В качестве анионов только ионы ОН- образуются при диссоциации:

1) этиловый спирт 2) ZnOHBr 3) NaOH 4) CH3COOH

А12. Одновременно в водном растворе не могут находится:

1) K+ ; H+; NO3_; SO42_; 2) Ba2+ ;Ag+ ;OH_; F_ ;

3) Mg2+; H+ ;Br_; Cl_ ; 4) Ca2+; H+; NO3 _; Cl_

А13. Нерастворимое основание и соль образуются в реакции обмена между:

1) гидроксидом натрия и фосфорной кислоты

2) хлоридом железа (III) и гидроксидом калия

3) оксидом цинка и серной кислотой

4) карбонатом калия и гидроксидом бария

А14. С выделением газа протекает реакция между азотной кислотой и

1) Ba(OH)2 2) Na2SO4 3) CaCO3 4) MgO

A15. В растворе могут совместно существовать

1) азотная кислота и карбонат калия

2) соляная кислота и нитрат калия

3) хлорид бария и нитрат серебра

4) ацетат натрия и соляная кислота

А16. Осадок образуется при сливании растворов:

1) сульфата калия и азотной кислоты

2) хлороводородной кислоты и гидроксида калия

3) серной кислоты и сульфита калия

4) хлорида цинка и гидроксида бария

А17. Какое молекулярное уравнение соответствует сокращенному ионному уравнению: H++ OH-H2O

1) CuCl2 + 2NaOH Cu(OH)2 +2NaCl

2) NaOH + HNO3 NaNO3 +H2O

3) Al2(SO4)3 + 6NaOH Na2SO4+ 2Al(OH)3

4) H2SO4+ Cu(OH)2 CuSO4+ 2H2O

А18. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия растворов гидроксида калия и сульфата хрома (III) равна

1) 12 2) 10 3) 8 4) 5

А19. Пара веществ, способных необратимо реагировать между собой в водном растворе, это:

1) СuSO4 и KNO3 2) Na2SO3 и H2SO4

3) FeS и KOH 4) K2CO3 и NaOH

А20. Гидролизу не подвергается соль:

1) AlCl3 2) NaCl 3) Na2CO3 4) CuCl2

А21. Полному и необратимому гидролизу подвергается соль

1) сульфат натрия 2) сульфит калия

3) сульфид алюминия 4) хлорид меди (II)

А22. Кислая среда раствора характерна для:

1) FeSO4 2) KNO3 3) NaCl 4) Na2CO3

А23. Нейтральную среду имеет раствор

1) хлорида алюминия 2) сульфата железа

3) сульфата натрия 4) нитрита натрия

А24. Щелочную реакцию среды имеет раствор каждой из двух солей:

1) КCl и Na2S 2) К2SiO3 и Na2CO3

3) FeCl2 и NН4Cl 4) CuSO4 и Na2SO4

А25. Красный цвет лакмус приобретает в растворе только второй соли в наборе:

1) хлорид меди (II), хлорид алюминия;

2) хлорид аммония, сульфат калия;

3) хлорид цезия, хлорид железа (III);

4) хлорид цинка, сульфат алюминия;

ЧАСТЬ В

Инструкция для учащихся: В заданиях В1-В3 на установление соответствия запишите в таблицу цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

В1. Установите соответствие между исходными веществами и сокращенными ионными уравнениями:

СОКРАЩЕННОЕ УРАВНЕНИЕ ИСХОДНЫЕ ВЕЩЕСТВА

А) CH3COO- + H+  CH3COOH 1) Al2 (SO4)3 + KOH

Б) CH3COOH +CO32-CH3COO- + CO2+H2O 2) Al(OH)3 +H2SO4

В) 2Al 3+ + 6OH-  2 Al (OH)3 3) CH3COOH +Na2CO3

Г) Al(ОН)3 + 3H+  Al3+ +3Н2О 4) CH3COOK+HCl

А

Б

В

Г

В2. Установите соответствие между названиями реагентов и сокращенными ионными уравнениями:

названия реагентов

СОКРАЩЕННЫЕ уравнения

A

хлорид цинка и сероводород

1

Zn2+ + S2- = ZnS

Б

карбонат кальция и соляная кислота

2

Al3+ + 3OH- = Al(OH)3

В

хлорид лития и нитрат серебра

3

CO32- + 2H+ = H2O + CO2

Г

сульфат алюминия и гидроксид калия

4

Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+

5

Cl- + Ag+ = AgCl

6

СaCO3+2H+=H2O+CO2 + Ca2+

А

Б

В

Г

В3. Установите соответствие между формулой соли и сокращенным ионным уравнением гидролиза

ФОРМУЛА ССОЛИ УРАВНЕНИЕ ГИДРОЛИЗА

А) CuSO4 1) CH3COO- + H2O ↔CH3COOH+ OH-

Б) K2CO3 2) NH4+ + H2O ↔NH3 *H2O+ H+

В) CH3COONа 3) Cu2+ + H2O ↔CuOH+-+ H+

Г) (NH4)2SO4 4) CO3 2- + H2O ↔HCO3 -+ OH-

5) Cu2+ + 2H2O ↔Cu(OH)2+ H+

А

Б

В

Г

В4. Установите соответствие между названием название процесса: сокращенное ионное уравнение:

ПРОЦЕСС УРАВНЕНИЯ

А) реакция нейтрализации 1) OH- + H+ ↔H2O

Б) гидролиз соли слабого 2) CO3 2- + 2H+ ↔H2O+ CO2

основания и сильной кислоты 3) Cu2+ + H2O ↔CuOH+-+ H+

В) гидролиз кислой соли 4) HCO3- + H2O ↔H2CO3 -+ OH-

Г) реакция окисления-восстановления 5) Zn + 2H+ →Zn2++ H2

6) CO3 2- + H2O ↔HCO3-+ ОН-

А

Б

В

Г

В5. Установите соответствие между формулой соли и средой его водного раствора

ФОРМУЛА СОЛИ СРЕДА РАСТВОРА

А) (CH3COO)2Cа 1) нейтральная

Б) NaCl 2) кислая

В) K2S 3) щелочная

Г) BeSO4

А

Б

В

Г

В6. Установите соответствие между названием соли и типом гидролиза

НАЗВАНИЕ СОЛИ ТИП ГИДРОЛИЗА

А) сульфид хрома (III) 1) гидролизу не подвергается

Б) нитрат железа (II) 2) гидролиз по аниону

В) сульфид калия 3) гидролиз по катиону и по аниону

Г) нитрат кальция 4) гидролиз по катиону

Б

В

Г

В7. Установите соответствие между названием соли и значением рН его раствора

НАЗВАНИЕ ЗНАЧЕНИЕ рН

А) сульфит натрия 1) < 7

Б) нитрат натрия 2) > 7

В) сульфид натрия 3) = 7

4) хлорид алюминия

А

Б

В

Г

В задании В8 выпишите цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

В8. Фенолфталеин становится малиновым в растворе следующих солей:

1) сульфат калия 2) карбонат лития 3) хлорида марганца (II)

4) сульфида алюминия 5) ацетата натрия 6) нитрата рубидия

Ответ: __________________________

ЧАСТЬ С

Инструкция для учащихся. Запишите полное решение на отдельном листе. Ответы записывайте четко и разборчиво. За задание части С1-10 баллов , С2- 5 баллов

С1. Приведите уравнения реакций в молекулярной форме, позволяющих осуществить цепочку превращений:

Zn0 [Zn(OH)4 ]2-  Zn2+  Zn(OH)2Zn2+ Zn0

С2. Водный раствор соли А окрашивает лакмус в синий цвет, а раствор соли К в красный. При смешении растворов этих солей образуется осадок. Приведите возможные формулы солей и уравнение реакции между ними.

ГЛАВА 7 ОКИСЛИТЕЛЬНО –

ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ, называются реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ это тот условный заряд, вычисленный исходя из предположения, что все связи в веществе ионные.

Степени окисления некоторых элементов имеют постоянное значения:

ТАБЛИЦА 2 ПОСТОЯННЫЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

значение

примеры

- 2

кислород в соединениях: (кроме OF2 , H2O2)

-2 -2

ВаО, КОН

-1

- галогены в соединениях

с водородом и металлами

-водород в гидридах:

-перекиси

-1 -1 -1

КF, НCl, AlBr3 ,

NaH-1 , CaH2-1

H2O2 перекись водорода

Na2O2 пероксид натрия

0

простые вещества

0 0 0 0 0

O2, Cl2, S, P, N2

+1

-щелочные металлы

(1A группы) в соединениях

-водород в соединениях

с неметаллами

+1 +1

LiCl, KCl

+1 +1 +1

H2O, H2S, NH3

+2

- кислород в соединениях со фтором

- металлы щелочно-земельные (2А группа) в соединениях

+2

OF2

+2 +2 +2

CaСl2, MgO, Ba(OH)2,

+ 3

- элементы 3А группы в соединениях

3

AlCl3

Рассмотрим реакцию между серой и кислородом:

S + O2  SO2

Изменяют степень окисления сера и кислород, покажем переход электронов:

S0 - 4e  S+4

О20 + 4e2O-2

Процесс отдачи электронов называется ОКИСЛЕНИЕМ. Процесс принятия электронов – называется ВОССТАНОВЛЕНИЕМ.

Вещество, которое отдает электроны, называется ВОССТАНОВИТЕЛЕМ (Red).

Вещество, которое принимает электроны, называется ОКИСЛИТЕЛЕМ (Ox).

ПРИМЕРЫ НЕКОТОРЫХ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ

_________________________________________________

окислители восстановители ________________________________________________________

1. Простые вещества

неметаллы: неметаллы: H2, C ,

Cl2, Br2, J2, O2 ,O3, металлы - Zn, Na ,

2. Перекись водорода Н2О2

в зависимости от условий может проявлять и те и другие свойства

3. Оксиды

оксиды, в состав которых входят оксиды СО, NO,

металлы в высоких степенях

окисления: СrO3, Mn2O7,

4. Кислородсодержащие кислоты и их соли

HNO3 ,и ее соли, Н2SO4 конц. НNO2, и ее соли

Марганцовая кислота HМnO4 и

Ее соль перманганат калия KMnO4

Соли хрома К2CrO4 - хромат калия,

K2Cr2O7 - дихромат калия

Кислородные кислоты хлора и их соли

5. Бескислородные кислоты и их соли

H2S, HCl, HBr

6. NH3 аммиак

7.1 МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА (МЭБ)

Для расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях применяют метод электронного баланса (МЭБ). Он основан на сравнении степени окисления элементов в исходных и конечных продуктах, исходя из правила – число электронов, отданное восстановителем должно равняться числу электронов принятых окислителем.

Рассмотрим примеры:

+7 - 1 +2 0 - 1

KMnO4 + HCl  MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O

1. Находим элементы, которые изменяют в ходе реакции степень окисления. В данном случае - это марганец и хлор. Составляем уравнения полуреакций (электронные схемы) окисления и восстановления

+7 +2

Чтобы из Мn перейти к Мn нужно принять 5 электронов. Степень окисления марганца понижается – марганец (+7) - окислитель (Ох).

+7 +2

Mn + 5e  Mn

Хлор изменяет степень окисления с –1 до 0. (Записываем Cl2 0 , так как хлор – простое вещество). Чтобы уравнять левую часть уравнения, нужно поставить коэффициент 2 перед Cl-1. Тогда в левой части общий заряд -2, а в правой 0, следовательно, отдаем 2 электрона. Степень окисления хлора повышается – хлор (-1) – восстановитель (Red).

2Cl-1 - 2e  Cl2 0

2. Так как число электронов, отданное восстановителем, должно равняться числу электронов принятых окислителем, то каждое уравнение нужно умножить на коэффициент: первое на два, а второе на пять:

+7 - +2

Mn + 5e  Mn х 2 Теперь сложим левые и правые части

-1 0 части уравнений;

2Cl - 2e  Cl2 х 5

Получаем:

+2 -1 +2 0

2Mn +10e + 10Cl - 10e  2Mn + 5Cl2 (количество электронов сокращается).

Полученные множители ставим в правую часть уравнения

Правая часть уравнения: ставим коэффициент 5 перед хлором (0), коэффициент 2 перед марганцем (+2).

2KMnO4 + HCl  2MnCl2 +5Cl2 + KCl + H2O

Левая часть уравнения: перед марганцем (+7) нужно поставить коэффициент 2, но тогда калия в правой части тоже стало два, значит и в левой части должно быть столько же (ставим коэффициент 2 перед хлоридом калия).

2KMnO4 + HCl  2MnCl2 +5Cl2 + 2KCl + H2O

Общее количество хлора справа 16 =(4+10+2). Ставим перед соляной кислотой коэффициент 16, атомов водорода в правой части стало тоже 16, следовательно, перед водой нужно поставить коэффициент 8. В последнюю очередь проверяем кислород в левой и правой частях уравнения: (8 = 8)

2KMnO4 + 16HCl 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O

Пример 2

С помощью метода электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении:

S + KClO3 + H2O  Cl2 + H2SO4 + K2SO4

1. Сера и хлор изменяют степени окисления

0 +5 0 +6 +6

S + KClO3 + H2O  Cl2 + H2SO4 + K2SO4

0 - +6

. S – 6е  S х 10 х 5 Чтобы из S (0) перейти к S (+6)

нужно отдать 6 электронов

+5 - 0 Сера повышает степень окисления

2Cl + 10e  5Cl2 х 6 х 3 S 0 –восстановитель

Справа 2 атома хлора, значит, слева ставим коэффициент 2 перед

Cl (+5). Теперь в левой части суммарный заряд (+10), значит нужно принять 10 электронов, чтобы в правой части степень окисления оказалась равной нулю.

Хлор понижает свою степень окисления (принимает 10 электронов), хлор (+5) – окислитель (Оx).

2. Умножаем первое уравнение на 5, а второе на 3 (наименьший общий множитель равен 15) и суммируем правые части 1 и 2 уравнения и левые части 1 и 2 уравнения.

Получаем:

0 - +5 - +6 0

5S –30e + 6Cl +30e  5S + 3Cl2

  1. Расставляем коэффициенты, начиная с продуктов реакции:

Ставим коэффициент 3 перед Cl2, коэффициент 5 перед S+6 поставить пока не можем, поскольку и серная кислота и сульфат калия содержат S+6 . В левой части ставим коэффициент 5 перед S0 и перед КClO3 , так как в правой части хлора шесть атомов.

5S + 6KClO3 + H2O  3Cl2 + H2SO4 + 3K2SO4

В левой части калия шесть атомов, значит, в правой части, должно быть столько же – ставим коэффициент 3 перед сульфатом калия.

В левой части перед S0 коэффициент 5, значит в правой части коэффициент 2 перед серной кислотой (всего должно быть 5S+6 , из них 3 приходится на сульфат калия).

5. Проверяем баланс по кислороду: в правой части (18+2), в левой части (8+12)

5S + 6KClO3 +2H2O  3Cl2 + 2H2SO4 + 3K2SO4

Пример 3

+5 +2 –3 +5

Zn0 + HNO3  Zn(NO3)2 +NH4NO3+H2O

1. Расставляем степени окисления.

Zn0 - 2e  Zn+2 х 4 Zn0 отдавая 2 электрона, повышает

N+5 +8e N-3 степень окисления до + 2,

следовательно, является

восстановителем.

N+5 принимая 8 электронов, понижает степень окисления до -3,

является окислителем.

4Zn0 - 8e + N+5 +8e  4Zn+2+ N-3

Складываем первое уравнение (предварительно умножив на 4) со вторым.

3.Подставляем коэффициенты, начиная с продуктов

реакции: ставим коэффициент 4 перед Zn+2 , тогда в правой части 10 атомов азота (8+2), поэтому в левой части перед азотной кислотой ставим коэффициент – 10; ставим коэффициент 4 перед Zn0 .

+5 +2 –3 +5

4Zn0 +10HNO3  4Zn(NO3)2 +NH4NO3+H2O

Проверяем водород: всего 10 атомов в правой части, но в левой части уже есть 4 атома в нитрате аммония, значит, перед водой ставим коэффициент 3. Проверяем кислород: 30 атомов в левой части, в правой - (24+3+3).

4Zn0 + 10HNO34Zn(NO3)2 +NH4NO3+3H2O

Пример 4

Al + H2O + KOHK[Al(OH)4] + H2

  1. Расставляем степени окисления:

0 +1 +3 0

Al + H2O + KOHK[Al(OH)4] + H2

Al 0 - 3e  Al+3 х 2 Al 0 отдавая 3 электрона, повышает

2H+ +2e H2 0 x3 степень окисления - является

восстановителем, а H+ принимая

2 электрона, является окислителем.

Умножаем первое уравнение на два, второе на три, и складываем, левые и правые части:

2Al0 - 6e + 6H+ +6e  2Al+3+ 3H2 0

2. Подставляем коэффициенты, начиная с продуктов реакции: ставим коэффициент 2 перед Al 3+ и Al 0, тогда в правой части стало 2 калия, поэтому в левой части перед гидроксидом калия ставим тоже коэффициент 2.

0 +1 +3 0

2Al + H2O + 2KOH2K[Al(OH)4] + 3H2

Перед водородом (0) ставим коэффициент 3. В правой части его стало 14, но в левой части уже есть 2 в гидроксиде калия, значит, перед водой ставим 6. Проверяем кислород: 6+2=8 в левой части, в правой 8.

2Al + 6H2O + 2KOH2K[Al(OH)4] + 3H2

7.2 ЭЛЕКТРОЛИЗ

В растворах и расплавах электролитов имеются разноименные по знаку ионы (катионы и анионы), которые находятся в хаотическом движении. Если в такой раствор или расплав электролита (например, NaCl) погрузить инертные (угольные электроды) и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы натрия к катоду, анионы хлора к аноду (рис.1).

Р
ис.1 Схема электролиза хлорида натрия

Ионы Na+, приняв электроны, восстановятся, а Cl- хлорид ионы, отдав электроны аноду, окислятся.

(-) Na+ +1e  Na+

(+) 2Cl- -2e  Cl20

Na+ +1e  Na+ x 2 Сложим оба уравнения электродных

2Cl- -2e  Cl20 реакций, (предварительно умножив

на 2 первое уравнение), получим

суммарное уравнение электролиза.

В итоге на катоде выделится натрий, на аноде молекулярный хлор:

2NaCl электролиз2Na + Cl2

Эта реакция является окислительно-восстановительной: на аноде протекает окисление, на катоде - восстановление.

ЭЛЕКТРОЛИЗ – это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций – восстановления на катоде и окислении на аноде. В отличие от обычных ОВР, полуреакции разделены в пространстве.

В водном растворе на катоде могут протекать следующие процессы:

А) Если металл стоит в ряду напряжений металла правее водорода, то на катоде восстанавливается металл, например:

Cu2+ +2e-Cu0

Б) Если металл стоит в ряду напряжений левее алюминия (включительно), Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al то на катоде восстанавливается вода с выделением водорода:

2H2O + 2e H2+ 2OH-

В) Если металл стоит в ряду напряжений правее алюминия, но левее водорода, Мn, Cr, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, то на катоде происходят одновременно два процесса восстановление катионов металла и молекул воды:

2H2O + 2e H2 + 2OH- Ме0+ neMe+ne

Г) В растворе кислоты происходит восстановление ионов водорода с образованием молекулы Н2:

+ + 2е H2

Процессы, протекающие на аноде, определяются материалом анода. На инертном или нерастворимом аноде (графит, платина) возможны два процесса:

А) Если ионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то окисляются они сами: 2Cl- -2e-Cl20

Б) Если ионы кислотного остатка содержат кислород, то окисляется вода: 2H2O - 4e O2+ 4H+

В) В щелочах 4ОН- -4е О2 +2 Н2О

(Случаи с растворимыми анодами, при котором происходит окисление материала анода здесь не рассматриваются.)

Электролиз нашел широкое применение в промышленности и в первую очередь используется для получения металлов и газов.

Рассмотрим примеры: 1) CuCl2, 2) Hg(NO3)2. 3) KOH (расплав), 4) MgI2, 5) Na2SO4 6) H2SO4

Пример 1. Составьте схемы электролиза раствора хлорида меди (II) с инертными электродами

В растворе хлорид меди диссоциирует на ионы:

CuCl2Cu2+ + 2Cl-

При пропускании электрического тока к отрицательному электроду (катоду) будут перемещаться катионы меди Cu2+ и принимать электроны (восстанавливаться). К положительному электроду (аноду) будут подходить анионы хлора и отдавать электроны (окисляться). Таким образом, схема электролиза такова:

(-) Cu2+ + 2e Cu0 х 1

(+) 2Cl- - 2e Cl20 х 1

Складываем левые и правые части:

Cu2+ +2е+2Cl- +2еCu0+Cl2

электролиз

CuCl2Cu + Cl2

Пример 2. Составьте схемы электролиза раствора нитрата ртути (II) с инертными электродами

В растворе нитрат ртути диссоциирует на ионы:

Hg(NO3)2 Hg2+ + 2NO3-

При пропускании электрического тока на катоде восстанавливаются ионы ртути, а на аноде окисляется вода:

(-) Hg2+ + 2e Hg0 │4 │ х 2

(+) 2H2O - 4e O2 + 4H+ │2 │ х 1

так как количество электронов, отданное восстановителем должно равняться количеству электронов принятых окислителем, то первое уравнение нужно умножить на 2. Складываем левые и правые части двух уравнений:

Hg2+ + 2H2O O2+ 4H+ +Нg0 + NO3-

В растворе катионы водорода и нитрат-анионы соединятся, и образуется азотная кислота. Суммарное уравнение электролиза имеет вид:

электролиз

2Hg(NO3)2 + 2H2O Hg0 + 4HNO3 +O2

Пример 3. Составьте схемы электролиза расплава гидроксида калия с инертными электродами.

Уравнение диссоциации расплава гидроксида калия имеет вид:

КОНК+ + ОН-

При пропускании электрического тока к отрицательному электроду (катоду) будут перемещаться катионы калия К+ и принимать электроны (восстанавливаться). К положительному электроду (аноду) будут подходить гидроксид-анионы и отдавать электроны (окисляться). Таким образом, схема электролиза такова:

(-) К+ + e К0 х 4

(+) 4ОН- - 4e О20 +2Н2О

---------------------------------------------------

+ +4e + 4ОН- - 4e 4К0 + О20 +2Н2О

электролиз, расплав

4КОН 4К0 + О2 +2Н2О

Пример 4. Составьте схемы электролиза раствора йодида магния с инертными электродами.

В растворе йодид магния диссоциирует на ионы:

MgI2Mg2+ + 2I-

Ионы магния Mg2+ не могут восстанавливаться (восстанавливается вода), к положительному электроду (аноду) будут подходить анионы иода и отдавать электроны (окисляться). Схема электролиза такова:

(-) Mg2+

H2O + 2e H2+ 2OH-

(+) 2I- - 2e I2

-----------------------------------------------------

Mg2+ +2H2O + 2I- I20 + H2 + 2OH-

электролиз

MgI2 + 2H2O Mg(OH)2 + I2 +H2

Пример 5. Составьте схемы электролиза раствора сульфата натрия с инертными электродами .

При диссоциации водного раствора сульфата натрия образуются следующие ионы:

Na2SO4 Na+ + 2SO42-

Ионы натрия и сульфат-ионы не могут разряжаться на электродах, поэтому на катоде восстанавливается, а на аноде окисляется, вода:

(-) Na+ -

2H2O + 2e H2+ 2OH- х 2

(+) SO42-

2H2O - 4e O2+ 4H+

__________________________________

4H2O +2H2O O2+ 4H+ +2H2 + 4OH-

или, (учитывая, что при перемешивании протон водорода и гидроксид-ионы образуют воду, получаем: 4H+ + 4OH- 4H2O)

злектролиз

2H2O O2+ 2H2

Пример 6. Составьте схемы электролиза раствора серной кислоты (инертные электроды)

В водном растворе серная кислота практически полностью диссоциирует на ионы по двум ступеням:

H2SO4 ↔H++HSO4-

HSO4- H++SO42-

При пропускании через раствор постоянного электрического тока к катоду будут перемещаться ионы водорода, которые и восстанавливаются:

(-) 2H++2eH2

Вблизи анода скапливаются сульфат-ионы которые, однако, не окисляются в водных растворах, так как легче окисляется вода:

(+) 2H2O-4e4H++O2

(-) 2H++2eH2 х 2

(+) 2H2O-4e4H++O2

электролиз

4H++2H2O2H2+4H++O2

электролиз

2H2O2H2+O2

Количества веществ, выделившихся на электродах, определяют по уравнениям электродных реакций. Зависимость количества вещества, образовавшегося при электролизе, от времени и силы тока описывается законом Фарадея:

v = I τ / F , где I - сила тока (А) ,

τ - продолжительность электролиза (с)

F= 96500 Кл/моль – постоянная Фарадея.

УПРАЖНЕНИЯ

1. Определите степени окисления выделенных элементов в следующих соединениях:

Mn2O7, KMnO4, НNO2, Ba(HS)2, Al(ОН)3, N2O5, AlOHSO4, SiO2, KClO3, Be(ОН)2, CuOH , K2HPO4, BaCO3, Cl2O3, K2Cr2O7, H2Se, MnO, H2CrO4, Fe(OH)2, KAlO2, Na2[Zn(OH)4], KHTeO4, CO, NH4NO3, HF, CuO, K2MnO4,Ca(OCl)2, K2S, NaHSO3, Ba3(PO4)2, KClO4 , SO3, Fe2O3 , NaNO2, H3PO4, FePO4, HClO.

2. Закончите уравнения реакций. Укажите окислительно-восстановительные. Определите окислитель и восстановитель

а) ZnS + O2

б) NH3+ O2NO+

в) Al2(SO4)3 + 6NaOH

г) CuO + НNО3

д) FeCl3+ K2S

е) KClO3 KCl+ O2

3. Приведите уравнения реакции, соответствующие схеме:

S-2S-2S0S+4 S+4S+6+6

4. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель

а) K2MnO4 +CO2K2CO3+ MnO2+KMnO4

б) Cl2+ KOHKCl+KСlO3+ H2O

в) H2O2+ HJO3O2+ J2+H2O

г) K2Cr2O7+ KJ+H2SO4 J2+Cr2(SO4)3+K2SO4+ H2O

д) Na2SO3+ K2Cr2O7 + HNO3Cr(NO3)3+ KNO3+Na2SO4+ H2O

е) KMnO4 + NH3 + KOH KNO3+ K2MnO4+ H2O

ж) CuO + NH3 Cu+ N2+ H2

з) Zn+K2Cr2O7+H2SO4 ZnSO4+Cr2(SO4)3+K2SO4+ H2O

и) KMnO4 +K2S+ H2SO4S+ K2SO4+MnSO4 +H2O

к) Hg + HNO3Hg(NO3)2+ NO+ H2O

РАЗБОР ЗАДАНИЙ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

1.В какой реакции оксид серы (IV) является восстановителем?

1) SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O 2) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

3) SO2 + H2O H2SO3 4) 2SO2 + O2 2SO3

Решение. Восстановитель – это вещество, отдающее электроны. При протекании окислительно-восстановительной реакции степень окисления одного из элементов, входящего в состав вещества, повышается.

Для ответа на вопрос задания необходимо определить степень окисления серы до и после реакции. Степень окисления серы в SO2 равна +4. В первом варианте степень окисления серы в продукте реакции Na2SO3 также равна +4, т.е. реакция не является окислительно-восстановительной.

Во втором варианте степень окисления простого вещества серы равна нулю, т.е осуществляется процесс: S+4 + 4e → S0 . Это процесс восстановления, сера (+4) выполняет функцию окислителя. Следовательно, этот вариант не подходит.

В третьем случае степень окисления серы в сернистой кислоте равна +4, т.е. такая же, как была до реакции. Этот вариант также не подходит.

В четвертом варианте степень окисления серы в SO3 равна +6. В ходе реакции осуществляется процесс окисления серы: S+4 - 2e → S+6. Сера (+4) отдает электроны, а значит, SO2 является восстановителем. Это удовлетворяет условиям задания.

//Ответ: 4

2. Наибольшую степень окисления сера проявляет в соединении

1) CaS 2) Li2SO3 3) CaSO4 4) H2S

Решение. Степень окисления (с.о.) – это формальный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит из ионов. Некоторые атомы имеют постоянную степень окисления в соединениях. Это металлы I-IIA групп и алюминий, степень окисления которых в соединениях равна номеру группы, т.е. +1 для металлов IA группы, +2 для металлов IIA группы, +3 у алюминия. У кислорода степень окисления чаще всего равна -2. Это объясняется тем, что кислород находится в VIA группе и на внешней оболочке содержит 6 электронов, и до завершения электронной оболочки ему не хватает два электрона. Принимая два электрона, кислород приобретает устойчивую 8-электронную оболочку и заряд -2. Атом водорода чаще всего в соединениях проявляет степень окисления +1. Это объясняется тем, что водород находится в IA группе, на внешней оболочке у него всего один электрон, который водород легко отдает, переходя в степень окисления +1. Многие элементы имеют переменную степень окисления, например, сера. Она находится в VIA группе и может в соединениях проявлять степени окисления от -2 до +6. Наибольшая степень окисления серы равна номеру группы (+6).

Определить, какую степень окисления сера проявляет в конкретном соединении можно, исходя из степеней окисления других элементов. Сумма степеней окисления всех элементов в соединении с учетом стехиометрических индексов равна нулю, т.к. молекула нейтральна. Составив простое математическое уравнение, можно вычислить степень окисления данного элемента при условии, что степени окисления других элементов известны. Например, для CaS с.o. Ca = +2 (кальций находится во IIА группе, следовательно, на внешней оболочке у него два электрона, которые он, как металл, легко отдает, переходя в степень окисления +2). Обозначим степень окисления серы “x”, тогда: 2 + x = 0, откуда x = -2. Аналогично для Li2SO3: 2Ч1 + x + 3Ч(-2) = 0, откуда x = +4. Для CaSO4: 2 + x + 4Ч(-2) = 0, откуда x = +6. Это высшая степень окисления серы. Следовательно, третий ответ верный. Для H2S: 2Ч1 + x = 0, откуда x = -2. Так как правильный ответ всего один, то четвертый случай можно не рассматривать.

//Ответ: 3

  1. Установите соответствие между формулой вещества и

продуктом, который образуется на катоде в результате электролиза его водного раствора.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А

Cu(NO3)2

1

металл

Б

AgNO3

2

водород

В

СaCl2

3

кислород

Г

Na2SO4

4

хлор

5

оксид серы (IV)

А

Б

В

Г

Решение: При электролизе растворов солей на катоде происходят следующие процессы. Малоактивные металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, разряжаются:

Мez+ + ze = Me.

Активные металлы, стоящие в ряду напряжений левее алюминия (и сам алюминий) при электролизе водных растворов не разряжаются.

Решение. При электролизе растворов солей на катоде малоактивные металлы, в нашем случае медь и серебро, стоящие в ряду напряжений после водорода, разряжаются:

Cu2+ + ze = Cu0; Ag++ e = Ag0

Активные металлы, стоящие в ряду напряжений левее алюминия в нашем случае натрий и кальций при электролизе водных растворов не разряжаются. Вместо них разряжается вода с выделением молекулярного водорода:

2H2O + 2e = H2 + 2OH.

//Ответ: 1122

ЗАДАНИЯ ИЗ ТЕСТОВ ЕГЭ

А1. Степень окисления элемента равна +3 в ионе

1) NH4+ 2) [Al(OH)4]- 3) HS- 4) NO3

А2. Высшую степень окисления хром проявляет в соединении:

1) Cr(OH)3 2) Cr2(SO4)3 3) CrSO4 4) K2Cr2O7

А3. Степень окисления + 2 кислород проявляет в следующем соединении:

1) H2O 2) H2O2 3) F2O2 4) OF2

А4. Как положительную, так и отрицательную степень окисления в соединениях может проявлять элемент:

1) цинк 2) хлор 3) фтор 4) криптон

А5.Атомы азота в нитрате аммония, находящиеся в составе катиона и аниона, проявляют степени окисления соответственно

1) +3 и +5 2) -3 и +5 3) +1 и +3 4) +5 и +3

А6. В какой молекуле степень окисления элемента равна нулю, а валентность равна единице?

1) O2 2) СаО 3) Cl2 4) СО2

А7. Азот проявляет одинаковую степень окисления в каждом из двух соединений:

1) NH3 и N2О3 2) НNО2 и К3N

3) Mg3N2 и NH3 4) NH3 и НNО2

А8. При взаимодействии кальция и фосфора образуется соединение, в котором фосфор проявляет следующую степень окисления:

1) -3 2) 0 3) +3 4) +5

А9. Реакции, уравнение которой 4NH3 +5O2  4NO + 6H2O соответствует схема превращения азота

1) N+3  N+2 2) N+3  N-3 3) N-3  N-2 4) N-3  N+2

А10. Верны ли следующие суждения об окислительно-восстановительных реакциях:

А) Окисление- это процесс отдачи электронов

Б) Восстановитель всегда понижает степень окисления1. Верно только А 2.Верно только Б3. Верны оба утверждения 4. Оба утверждения неверны

А11.Формула вещества, в котором сера может проявлять только окислительные свойства, следующая:

1) SO3 2) К2S2О3 3) Н2S 4) Na23

А12. Окислительно-восстановительной не является реакция

1) Na + Cl2 = NaCl 2) NaCl+ H2SO4 = NaHSO4 + HCl↑

3) ZnS+O2SO2+ ZnO 4) NH3+ CuON2+ Cu +H2O

А13. Восстановительные свойства Fe+2 проявляет в реакции:

1) FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

2) Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O

3) 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

4) FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl

А14. В уравнении реакции KMnO4 + HCl = Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O

коэффициент перед формулой вещества, являющегося окислителем:

1) 2 2) 16 3) 10 4) 1

А15. Реакции, уравнение которой MnO2 + HCl = MnCl2 + Cl2 +H2O соответствует процесс восстановления:

1) Cl0 → Cl- 2) Cl- → Cl0

3) Mn+4 → Mn+2 4) O2 → 2O

А16. Верны утверждения:

А) При электролизе растворов соединений, содержащих металлы, стоящие в ряду напряжений левее алюминия, на катоде выделяется сам металл.

Б) На катоде протекают процессы окисления.

1.Верно только А 2.Верно только Б

3. Верны оба утверждения 4. Оба утверждения неверны

А17. При электролизе водного раствора какой соли на катоде и аноде будут выделяться газообразные вещества:

1) AgNO3 2) KNO3 3) СuCl2 4) SnCl2

А18. Выделение кислорода происходит при электролизе соли:

1) FeBr2 2) NaBr 3) MgCl2 4) CuSO4

А19. Водород выделяется при электролизе соли:

1) CaCl2 2) CuSO4 3) AgNO3 4) AgNO3

А20. Азотная кислота накапливается при пропускании электрического тока в электролизере раствора:

1) Са( NO3)2 2) AgNO3 3) Al(NO3)3 4) CsNO3

А21. При электролизе водного раствора соли нельзя получить

1) натрий и хлор 2) водород и кислород

3) серную кислоту и кислород 4) гидроксид калия и иод

А22. При электролизе раствора хлорида меди (II) на аноде преимущественно происходит

1) окисление ионов хлора 2) окисление воды

3) растворение меди 4) восстановление ионов меди

А23. Не выделяется на аноде кислород при электролизе раствора

1) сульфида калия 2) нитрата меди (II)

3) карбона натрия 4) сульфата алюминия

А24. Могут разряжаться на катоде и водород, и металл при электролизе:

1) сульфата алюминия 2) бромида меди (II)

3) хлорида цинка 4) нитрата серебра

ЧАСТЬ В

Инструкция для учащихся: В заданиях В1-В8 на установление соответствия запишите в таблицу цифры выбранных вами ответов. За правильный ответ вы получите 2 балла, за неполный правильный ответ -1 балл, за неправильный – 0 баллов.

В1. Установите соответствие между формулой соединения и значением степени окисления хлора в нем.

А) Ca(OCl)2 1) +1

Б) KClO3 2) +2

В) HClO2 3) +3

Г) FeCl3 4) +5

5) -1

А

Б

В

Г

В2. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления окислителя.

СХЕМА РЕАКЦИИ

ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

А

MnCO3+KClO3MnO2+KCl+CO2

1

Сl22Cl-

Б

I2+ Cl2+ H2O HCl+HJO3

2

Mn+6 Mn+4

В

K2MnO4+ H2O KMnO4+ MnO2+ KOH

3

Сl+5 Cl-

Г

Na2SO3+ KMnO4+ KOH Na2SO4+ K2MnO4+ H2O

4

Mn+7 Mn+6

5

Mn+2 Mn+4

6

S+4S+6

А

Б

В

Г

В3. Установите соответствие между формулой иона и его способностью проявлять окислительно-восстановительные свойства

ФОРМУЛА ИОНА

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА

А

S2-

1

только окислитель

Б

2-

2

только восстановитель

В

NO3-

3

и окислитель, и восстановитель

Г

Fe2+

4

ни окислитель, ни восстановитель

А

Б

В

Г

В4.Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и веществом, которое является в ней восстановителем.

СХЕМА РЕАКЦИИ

ОССТАНОВИТЕЛЬ

А

4NH3 + 6NO = 5 N2 + 6H2O

1

NH3

Б

NO2 + Mg  MgO + N2

2

В

SO2 + O2  SO3

3

Mg

Г

NO2 + SO2  SO3 + NO

4

NO2

5

SO2

6

O2

А

Б

В

Г

В5. Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора или расплава на инертных электродах.

формула Вещества

продукты ЭЛЕктролиза

А

BaBr2 (раствор)

1

H2, O2

Б

AgNO3 раствор)

2

Ba, Br2

В

Ba(NO3)2 (раствор)

3

Ba(OH)2, HBr

Г

BaBr2 (расплав)

4

Ag, O2, HNO3

5

Ag, NO2

6

Ba(OH)2, Br2, H2

А

Б

В

Г

В6. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется на аноде в результате электролиза его водного раствора.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А

Na2SO4

1

натрий

Б

KI

2

бром

В

NaBr

3

кислород

Г

KOH

4

водород

5

йод

6

калий

A

Б

В

Г

В7. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется на катоде в результате электролиза его водного раствора.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА

ПРОДУКТ ЭЛЕКТРОЛИЗА

А

AgNO3

1

алюминий

Б

AlBr3

2

бром

В

Na2SO4

3

натрий

Г

AuCl3

4

водород

5

серебро

6

золото

А

Б

В

Г

ЧАСТЬ С

Инструкция для учащихся. Запишите полное решение на отдельном листе. Ответы записывайте четко и разборчиво. За задание части С1- 3 балла, С2 максимально по 5 баллов, С3- 8 баллов

С1. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.

KMnO4 +NO+ H2SO4NO2+ K2SO4+MnSO4 +H2O

С2. При полном электролизе 7143 мл (плотность 1,12 г/мл) раствора сульфата двухвалентного металла, массовая доля соли в котором 5% было получено 160 г металла. На катоде газов не образовалось. Определите металл.

С3. После завершения электролиза хлорида неизвестного металла на катоде выделилось 1,3177 г металла. При растворении этой массы металла в концентрированной азотной кислоте образовалось 224 мл бурого газа (н.у.) Определите состав хлорида и его массу в растворе.

ЛИТЕРАТУРА

1. ГИА- 2011: Экзамен в новой форме: Химия: 9-й

Кл.: Тренировочные варианты экзаменационных работ для

проведения государственной итоговой аттестации в новой

форме ∕ авт. –сост. Д. Ю. Добротин, А. А. Каверина. –М.: АСТ:

Астрель, 2010- ФИПИ

2. Самое полное издание типовых вариантов реальных заданий

ЕГЭ 2011 \Химия\ авт.- сост. А. С. Корощенко, М. Г. Снатина

М.: АСТ: Астрель, 2009- ФИПИ

3. Оржековский П.А. ЕГЭ 2012. Химия: сборник заданий ∕

П. А. Оржековский, Н. Н. Богданова, Е. Ю. Васюкова и др.-М.:

Эксмо, 2011-

4. ЕГЭ 2010.Химия: сборник экзаменационных заданий ∕ авт. –

сост. А. А. Каверина, Ю. Н. Медведев, Д. Ю. Добротин –М.:

Эксмо, 2009- Федеральный банк экзаменационных материалов

4. ЕГЭ 2009. Химия. Методическое пособие для учителей химии ∕

авт.- сост. Гусева А. Ф., Черемичкина И. А., Балдина Л. И. -

Екатеринбург, изд-во Уральского госуниверситета, 2009

5. ЕГЭ 2009. Химия. Методическое пособие для учеников ∕ авт.-

сост. Гусева А. Ф., Черемичкина И. А., Балдина Л. И. –

Екатеринбург, изд-во Уральского госуниверситета, 2009

6. Кузменко Н. Е. , Еремин В. В. , Попков В. А.

Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы: в

2 томах.: Федеративная Книготорговая компания. 1997

7. Пузаков С.А. , Попков В. А.

Пособие по химии для поступающих в вузы. Программы.

Вопросы, упражнения, задачи. Образцы экзаменационных

билетов: Учеб. пособие. - М.: Высш. шк. 2001

8. Кузменко Н. Е. , Еремин В. В.

Сборник задач и упражнений по химии для школьников и

абитуриентов.- М.: Дрофа, 2001

9. Лилле В. П.

Химия: Решение задач – СПб.: Издательский дом «Литера»,

2004.

10. Хомченко Г. П, Хомченко И. Г.

Сборник задач по химии для поступающих в ВУЗы: М.:

Издательство Новая Волна, 2000

11. Хомченко Г. П.

Химия для поступающих в ВУЗы. -М.: Высшая школа, 1993

12. Рудзитис Г. Е.

Химия: неорган. Химия. Орган. Химия: учеб. Для 9 кл.

общеобразоват. Учреждений М.: Просвещение, 2008

13. Габриелян О. С. Лысова Г. Г.

Химия. 11 класс: учеб для общеобразоват. учереждений.-М:

Дрофа, 2005

СОДЕРЖАНИЕ

Введение

Глава 1. Свойства оксидов, гидроксидов, солей

1.1 Оксиды 5

1.2 Гидроксиды 8

1.3 Соли 15

Упражнения 17

Разбор заданий ЕГЭ 19

Тренировочный тест ЕГЭ 23

Глава 2. Строение атома. Периодическая система 28

Д. И. Менделеева

Упражнения 33

Разбор заданий ЕГЭ 34

Тренировочный тест ЕГЭ 37

Глава 3. Основные законы и понятия химии 44

Глава 4. Основные типы расчетных задач 50

Упражнения 60

Разбор заданий ЕГЭ 61

Глава 5. Расчеты с использованием химических реакций 62

Упражнения 73

Разбор заданий ЕГЭ 74

Глава 6. Основы теории электролитической диссоциации 76

3.1 Степень диссоциации. Сильные, слабые электролиты 77

3.2 Кислоты, основания, соли с точки зрения ТЭД 79

3.3 Ионообменные реакции 82

3.4 Гидролиз солей 85

Упражнения 89

Разбор заданий ЕГЭ 90

Тренировочный тест ЕГЭ 94

Глава 7. Окислительно-восстановительные реакции 101

7.1 Метод электронного баланса 71

7.2 Электролиз 106

Упражнения 111

Разбор заданий ЕГЭ 112

Тренировочный тест ЕГЭ 115

Литература 123

1

Смотреть полностью


Похожие документы:

  1. Учебное пособие для вузов в. А. Сластенин > И. Ф. Исаев > Е. Н. Шиянов общая

    Документ
    ... . Так, структура программы по химии для 9-го класса включает тему, межпредметные связи, демонстрации ... Федорович, Шиянов Евгений Николаевич ОБЩАЯ ПЕДАГОГИКА Учебное пособие для студентов высших учебных заведений ...
  2. Рабочая программа по химии для 9 класса Учитель

    Рабочая программа
    ... ПРОГРАММЫ ОСНОВНОГО ОБЩЕГО ОБРАЗОВАНИЯ ПО ХИМИИ, Программы курса химии для 9 классов общеобразовательных учреждений ... », 2005. Радецкий А.М., Дидактический материал по химии для 8-9 классов: пособие для учителя. – М.: Просвещение, 2007. Горбунцова ...
  3. Список учебников для 5 класса 5 класс История Уколова В. И, Маринович Л. П. Учебник. История Древнего мира: 5 класс / Под ред. А. О. Чубарьяна. М.: Просвещение, 2010

    Список учебников
    ... Криксунов Е.А., Пасечник В.В. Введение в общую биологию и экологию. 9 класс. – М.: Дрофа, 2009-2013г.г. ... Пособие для общеобразовательных учреждений. Задачник.10-11 классы. – М.: Дрофа, 2012г. Химия 1. Габриелян О.С., Маскаев Ф.Н., Пономарёв С.Ю. Химия ...
  4. Календарный план лабораторно-практических занятий по курсу общей химии для студентов факультета хт и Э. Осенний семестр учебного года

    Документ
    ... очистки веществ”. Лабораторная работа №2 “Важнейшие классы неорганических соединений“. Опыты 1- 5. СРС ... Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов. - 4-е изд., стереотип. – М.: Химия, 2000. – 592 с. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для ...
  5. Рабочая программа курса «Основы безопасности жизнедеятельности» для 5 класса на 2013-2014 учебный год

    Рабочая программа курса
    ... 2013/2014 учебный год Класс: 5 Общее количество часов по плану ... Правильно пользоваться препаратами бытовой химии. Контрольная работа, практические ... дорогах. Учебное пособие для 5 классов. М., Издательство, 2004 год 1. ОБЖ 5 классы Электронная библиотека ...

Другие похожие документы..