Типичная реакция оснований и солей. Типичные реакции кислот, оснований, оксидов, солей (условия их проведения). Термическое разложение кислых солей

Билет 1.

1. Основные химические понятия (на примере любой химической формулы).

1. Сложное вещество – состоит из разных химических элементов.

2. 5 (коэффициент) молекул сложного вещества.

3. Качественный состав сложного вещества – состоит из водорода и кислорода.

4. Количественный состав 1 молекулы: 2 атома Н и один атом О; 5 молекул: 10 атомов Н и 5 атомов О.

5. Молярная масса М (Н 2 О) = 1*2 + 16 = 18 г/моль

6. Масса 5 молекул m (Н 2 О) = 5 * 18 = 90 г

7. Массовая доля водорода в молекуле: w = = = 0, 3333 (33,33%)

2.

Элементы подгруппы кислорода - кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полонии Ро - имеют общее назва­ние «халькогены», что означает «рождающие руды».

Строение и свойства атомов.

Атомы серы, как и атомы кисло­рода и всех остальных элементов главной подгруппы VI группы Пе­риодической системы Д. И. Менделеева, содержат на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, из которых 2 электрона неспаренные.

Простые вещества.Аллотропия кислорода – это простые вещества кислород О 2 и озон О 3 .

Для серы, как и для кисло­рода, характерна аллотропия. Это ромбическая и пласти­ческая сера.

Химические свойства.Сера может быть и окислителем и восстановителем.

1. По отношению к восстановителям - водороду, металлам сера проявляет окислительные свойства и приобретает сте­пень окисления -2. При обычных условиях сера реагирует со всеми щелоч­ными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром, например:

Н 2 + S = H 2 S.

2. Од­нако по сравнению с кислородом и фтором сера является восстановителем, образуя соединения со степе­нью окисления +4, +6.

Сера горит синеватым пламенем, образуя оксид серы (IV):

S + О 2 = SО 2 .

Это соединение широко известно под названием сер­нистый газ.

3.

Са + N 2 ®Ca 3 N 2

Сu + Н 2 SO 4(конц) ® CuSO 4 + SO 2 ­+ H 2 O

Билет 2.

1. Открытие Д.И. Менделеевым Периодического закона. Периодическая система химических элементов.

Д. И. Менделеев расположил все известные ко вре­мени открытия Периодического закона химические эле­менты в ряд,по возрастанию их атомных масс и отметил в нем отрезки - периоды, в которых свойства элементов и образованных ими веществ изменялись сходным образом, а именно (в современных терминах):

1) металлические свойства ослабевали;

2) неметаллические свойства усиливались;

3) степень окисления элемента в высших оксидах увеличива­лась с +1 до +7;

4) оксиды от основных через амфотерные сменялись кислотными;

5) гидроксиды от щелочей через амфотерные гидроксиды сменялись все более сильными кислотами.

На основании этих наблюдений Д. И. Менделеев в 1869 г. сделал вывод - сформулировал Периодический закон:

свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их атомных весов. В современной формулировкеатомные массы элементов заменены назаряд ядра.

2. Подгруппа углерода: строение и свойства атомов углерода, простых веществ, образованных углеродом, химические свойства углерода.

Подгруппа углерода (4 группа А) – углерод, кремний, германий, олово, свинец.

Углерод С - первый элемент глав­ной подгруппы IV группы Периодической системы Д. И. Менделее­ва. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 4 электрона, поэтому они могут принимать четыре электрона, приобретая при этом степень окисления -4, т. е. проявлять окислитель­ные свойства и отдавать свои электроны более электроот­рицательным элементам, т. е. проявлять восстанови­тельные свойства, приобретая при этом степень окисле­ния +4.

Углерод - простое вещество. Уг­лерод образует аллотропные модификации - алмаз и графит. Сходное с графитом строение имеют сажа и древес­ный уголь. Уголь благодаря своей пористой поверхности обладает способностью по­глощать газы и растворенные вещества. Такое свойство некоторых веществ называется адсорбцией.

Химические свойства углерода.

Алмаз и графит соединяются с кислородом при очень высокой температуре. Сажа и уголь взаимодействуют с кислородом гораздо легче, сгорая в нем. Но в любом слу­чае результат такого взаимодействия один - образуется углекислый газ:

С + O 2 = СO 2

С металлами углерод при нагревании образует карби­ды, например:

4Аl + 3С = Аl 4 С 3

3. Докажите с помощью характерной реакции наличие иона карбоната в карбонате натрия.

CO 3 2- + H + (любая кислота) ® CO 2 ­ +H 2 O

Выделяется тяжелый бесцветный газ, который гасит горящую спичку.

Билет 3.

1. Теория строения атома: планетарная модель строения атома, распределение электронов по энергетическим уровням на примере элемента главной и побочной подгруппы.

Планетарная модель атома (модель Резерфорда)

Ядро: протоны (р +) и нейтроны (n 0).

Понятие об электронной оболочке атома (электронных слоях, энергетических уровнях)

В электронной оболочке различают слои, на которых будут располагаться электроны с различным запасом энергии, поэтому их называют также энергетическими уровнями.

Число этих уровней в атоме химического элемента = соответствующему ему номеру периода в таблице Д. И. Менделеева:

у атома Аl, элемента 3 периода, - три уровня. Каждый уровень может вместить в себя определенное максимальное число электронов: 1-й - 2е - , 2-й - 8е - , и, хотя максимальное число электронов, способных поместиться на 3- уровне, равно 18, атомы элементов этого периода могут разместить на нем, подобно атомам элементов 2 периода, только 8е - .

Энергетические уровни, содержащие максимальное числ электронов, называются завершенными. Если они содержат меньшее число электронов, то эти уровни незавершенные.

У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне всегда 2 электрона (исключение Cr и Cu, у них 1 электрон). В последнюю очередь заполняется предвнешний уровень:

2. Подгруппа галогенов: строение и свойства атомов.

Элементы главной подгруппы VII группы Периодической системы Д. И. Менделеева, объединенные под общим названием галогены, фтор F, хлор Сl, бром Вr, йод I, ас­тат At (редко встречающийся в природе) - типичные неметал­лы. Это и понятно, ведь их атомы содержат на внешнем энергетиче­ском уровне семь электронов, и им недостает лишь одного элек­трона, чтобы завершить его. Ато­мы галогенов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом образуются соли. Отсюда и происходит общее название подгруппы «галогены», т. е. «рождающие соли».

Галогены - очень сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окис­лительные свойства, и для него характерна только степень окис­ления -1 в соединениях. Осталь­ные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электро­отрицательными элементами - фтором, кислородом, азотом. При этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5,

7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с увеличением радиусов их атомов: атомы хлора примерно в полтора раза меньше, чем у иода.

Галогены - простые вещества.Все галогены сущест­вуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул F 2 , Cl 2 , Вr 2 , I 2. Фтор и хлор - газы, бром - жидкость, йод - твердое вещест­во. От F 2 к I 2 усиливается интенсивность окраски гало­генов. У кристаллов йода появляется металлический блеск.

3. Докажите с помощью характерной реакции наличие иона сульфата в сульфате натрия.

SO 4 2- + Ba 2+ (растворимая соль бария) ® BaSO 4 ¯

Белый мелкокристаллический осадок

Билет 4.

1. Правила определения степеней окисления.

Элементы, которые имеют постоянную степень окисления:

1. I группа А: Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + .

2. II группа А: Be +2 , Mg +2 , Ca +2 , Zn +2 , Sr +2 , Cd +2 , Ba +2 .

3. IIIгруппа А: Al +3

6. H +1 (МеН -1)

7. У простых веществ с.о. = 0.

У остальных элементов с.о. считают

H 2 +1 S х O 4 -2 : так у серы нет постоянной с.о., поэтому принимаем ее за х .

+1 *2 + х + (-2 ) * 4 = 0

Высшая с.о. = № группы (исключение О, F)

Низшая с.о. = № группы – 8 (у Ме нет низшей с.о.)

2. Химические свойства галогенов – простых веществ.

Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к йоду ослабевает.

Каждый галоген является самым сильным окислите­лем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо при их взаимодействии с метал­лами. При этом образуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании - и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

0 0 +2 -1
Zn + F 2 = ZnF 2 .

Остальные галогены реаги­руют с металлами в основном при нагревании.

Об уменьшении окислительных и увеличении восста­новительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из рас­творов солей.

Так, хлор вытесняет бром и йод из растворов их солей, например:

Сl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2 .

3. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами: нитратом свинца (II) и сульфатом калия, хлоридом железа (III) и нитратом серебра.

Билет 5.

1. Классификация химических реакций по числу исходных веществ и продуктов реакции.

2. Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты и их соли.

Н 2 + Г 2 = 2НГ

(Г - условное химическое обозначение галогенов).

Все галогеноводороды (общую формулу их можно запи­сать как НГ) - бесцветные газы, с резким запахом, ток­сичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе, так как притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя при этом туманное облако.

Растворы галогеноводородов в воде являются кисло­тами, это HF - фтороводородная, или плавиковая, ки­слота, HC1 - хлороводородная, или соляная, кислота, НВr - бромоводородная кислота, HI - йодоводородная кислота. Самая сильная из галогеноводородных кислот - йодоводородная, а самая слабая - фтороводородная.

Соли галогеноводородных кислот.Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, броми­ды и йодиды. Хлориды, бромиды и йодиды многих ме­таллов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и йодид- ионов и их различения используют реакцию с нитратом серебра.

3. Вычислить массовую долю кислорода в сульфате натрия.

Дано: Na 2 SO 4	Решение: W O = = = W O = 0,451 =45,1%
W O - ? %

Ответ: массовая доля кислорода 45,1%.

Билет 6.

1. Электролиты и неэлектролиты.

По проводимости электрического тока все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся кислоты, основания, соли. Эти вещества проводят ток, т.к. могут диссоциировать на катион и анион:

Кислоты: HAn H + + An -

Основания: МОН М + + ОН -

Соли: МAn→ М + + An -

Индекс после простого иона или скобки становится коэффициентом

Ca 3 (PO 4) 2 → 3Ca 2+ + 2 (PO 4) 3-

К неэлектролитам относятся все остальные – простые вещества, оксиды, почти все органические вещества.

2.

Физические свойства металлов определяются их строением: наличием в кристаллической решетки свободных электронов. Благодаря свободным электронам у всех металлов есть электропроводность, теплопроводность и металлический блеск.

Электро- и теплопроводность. Хаотически движущиеся в металле электроны под воздействием приложен­ного электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток. Наибольшую электропроводность имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, железо; наименьшую - марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего в той же последовательности, как и электро­проводность, изменяется и теплопроводность металлов. Она обусловлена большой подвижностью свободных элект­ронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Поэтому проис­ходит быстрое выравнивание температуры по всему куску металла.

Металлический блеск. Электроны, заполняющие межатом­ное пространство, отражают световые лучи, а не пропускают, как стекло, поэтому все металлы в кристаллическом состоя­нии имеют металлический блеск.

Остальные свойства – твердость, плотность, плавкость, пластичность – разные.

3. Дать характеристику одного из элементов - металлов (натрия, кальция, алюминия или железа) (все по выбору).

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА-МЕТАЛЛА НА ПРИМЕРЕ алюминия

1. Положение в Периодической системе. Алюминий (порядко­вый номер13 ) - это элемент 3 периода, главной под­группы 3

2. Число протонов в атоме алюминия равно 13 , число электронов - 13 , число нейтронов в изотопе 27 13 Аl - 27-13 =14 , заряд ядра +13 , распределение электронов по уровням 2, 8, 3 .

3. Простое вещество. Алюминий - это амфотерный металл . Атомы алюминия про­являют восстановительные свойства.

4. Высший оксид, его характер . Алюминий образует высший ок­сид, формула которого Al 2 O 3 . По свойствам это амфотерный оксид .

4. Высший гидроксид, его характер . Алюминий образует выс­ший гидроксид, формула которого Al(OH) 3 . По свойствам амфотерное основание .

Билет 7.

1. Понятие о сильных и слабых элекролитах.

К электролитам относятся соли, кислоты, основания.

Соли все сильные электролиты, т.е. хорошо проводят электрический ток. Поэтому в уравнении диссоциации ставят только одну стрелку в сторону распада на ионы

МAn→ М + + An -

Сильные основания – это щёлочи, т.е. растворимые в воде основания.

Са(ОН) 2 → Са 2+ +2(ОН) -

Нерастворимые и малорастворимые – слабые, поэтому при написании уравнения диссоциации ставят знак обратимости (помимо ионов, присутствуют молекулы)

МОН М + + ОН -

К сильным кислотам относятся HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , HClO 3 .

2. Сплавы.

Это материалы с характерными свойствами, состоящие из двух или более ком­понентов, из которых, по крайней мере, один - металл.

В металлургии железо и все его сплавы выделяют в одну группу под названием черные металлы; осталь­ные металлы и их сплавы имеют техническое название цветные металлы.

Подавляющее большинство железных (или черных) сплавов содержит углерод. Их разделяют на чугуны и стали.

Чугун - сплав на основе железа, содержащий более 2 % углерода, а также марганец, кремний, фосфор и се­ру. Чугун значительно тверже железа, обычно он очень хрупкий, не куется, а при ударе разбивается. Этот сплав применяют для изготовления различных массивных де­талей методом литья, так называемый литейный чу­гун, и для переработки в сталь - передельный чугун.

В зависимости от состояния углерода в сплаве разли­чают серый и белый чугун.

Сталь - сплав на основе железа, содержащий менее 2% углерода. По химическому составу стали разделяют на два основных вида: углеродистая и легированная.

Примерами цветных сплавов могут быть: нихром, припой «третник» , победит, дюралюминий.

Дюралюминий - сплав алюминия (95%), магния, меди и марганца. Очень легкий и прочный сплав. По прочности он ра­вен стали, но в три раза легче ее. Применяют в самолетострое­нии.

3. Дать характеристику одного из элементов - неметаллов (хлора, серы, фосфора, азота, углерода, кремния) (все по выбору).

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА-НЕМЕТАЛЛА НА ПРИМЕРЕ серы

1. Положение в Периодической системе Сера (порядко­вый номер16 ) - это элемент 3 периода, главной под­группы 6 группы Периодической системы.

2. Строение атома, его свойства. Число протонов в атоме серы равно 16 , число электронов - 16 , число нейтронов в изотопе 32 16 S - 32-16 =16 , заряд ядра +16 , распределение электронов по уровням 2, 8, 6.

3. Простое вещество. Сера - это неметалл . Атомы серы про­являют окислительные свойства.

3.Высший оксид, его характер . Сера образует высший ок­сид, формула которого SO 3 . По свойствам это кислотный оксид.

4.Высший гидроксид, его характер . Сера образует выс­ший гидроксид, формула которого H 2 SO 4 . По свойствам кислота .

Билет 8.

1. Оксиды: их состав, классификация и названия.

Оксиды – это бинарные соединения, на втором месте у которых стоит кислород со степенью окисления -2.

В зависимости от того, какой элемент стоит на первом месте оксиды делятся на три группы:

1) Основные. Это оксиды, у которых на первом месте стоит металл: СаО, Na 2 O.

2) Кислотные. Это оксиды, у которых на первом месте стоит неметалл: P 2 O 5.

3) Амфотерные. Это оксиды, у которых на первом мете стоит амфотерный элемент (переходный металл): Аl 2 O 3, Fe 2 O 3

Основным оксидам соответствуют основания. Например, Na 2 О - NaOH. Кислотным оксидам соответствуют кислоты: P 2 О 5 - H 3 PО 4 .

Названия складываются из названия кислорода (по латыни) – оксид, и названия первого элемента с указанием степени окисления (если переменная)

P 2 +5 О 5 оксид фосфора (V), Fe 2 +3 O 3 оксид железа(III)

2. Подгруппа кислорода: строение и свойства атомов, простых веществ, химические свойства серы.

Ответ см. в билете 1, вопрос 2.

3. Докажите с помощью характерной реакции наличие иона хлорида в хлориде калия.

Cl - + Ag + (растворимая соль серебра) ® Ag Cl ¯

Белый творожистый осадок

Билет 9.

1. Кислоты. Названия и формулы кислот.

Кислоты – это сложные неорганические вещества, состоящие из катиона водорода и аниона кислотного остатка.

НСl – соляная

HNO 3 – азотная

H 2 SO 4 – серная

H 2 CO 3 – угольная

H 3 PO 4 – фосфорная

2. Сплавы.

Ответ см. в билете 7, вопрос 2.

3. Дать характеристику одного из элементов - металлов (лития, магния, калия или алюминия) (все по выбору).

Образец ответа см. в билете 6, вопрос 3.

Билет 10.

1. Положение металлов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, строение их атомов и кристаллов.

Ме – это простые вещества, которые легко отдают электроны. Для главных подгрупп:

К Ме относятся все элементы побочных подгрупп. Такое положение Ме в периодической системе связано с их строением: малое количество электронов на внешнем уровне (1-3), которое у главных подгрупп определяется по № группы, а у побочных – постоянно 2 электрона. Вторая характеристика для Ме – это большой радиус (растет в таблице сверху вниз).

В кристаллической решетке у Ме есть свободные электроны, которые отвечают за главные физические свойства Ме:

2. Основания в свете ТЭД; их классификация и хим. свойства.

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют катион металла и анион кислотного остатка.

Классификация:

1. Нерастворимые в воде основания.

2. Щёлочи – растворимые в воде.

Типичные реакции оснований

1 . Основание + кислота ® соль + вода.

(реакция обмена)

Нl + NaOH = NaCl + Н 2 O

Н + + ОН - = Н 2 O (реакция нейтрализации) .

2. Основание+ кислотный оксид ®соль + вода.

(реакция обмена)

2NaOH + N 2 O 5 = 2NaNO 3 + Н 2 O
2OН - + N 2 O 5 = 2NO 3 - + Н 2 O;

3 . Щелочь + соль ® новое основание + новаясоль.

(реакция обмена)

2КOН + CuSO 4 = = Cu(OH) 2 ¯+ K 2 SO 4

Cu 2+ + 2OH - = = Cu(OH) 2 ¯

4. Нерастворимые в воде основания разлагаются при на­гревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:

Сu(ОН) 2 ¯ = СuО + Н 2 O

3. Расставьте коэффициенты в схемах реакций методом элек­тронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель, про­цессы окисления и восстановления.

Аl + O 2 ® Аl 2 O 3

HNO 3 + P® H 3 PO 4 + NO 2 + Н 2 O

При подготовке к экзамену решение см. в лабораторном журнале - практическая работа № 2.

Билет 11.

1. Метод электронного баланса.

Аl 0 + O 2 0 ®Аl 2 +3 O 3 -2

Выписываем элементы, которые изменили с.о.

Al 0 – 3e - → Al +3 4 Al 0 – восстановитель, процесс окисления

O 2 0 +2*2e - →2O -2 3 О 2 0 – окислитель, процесс восстановления

Примечание. Если у простого вещества есть индекс (2), то его переносят в электронный баланс.

Уравниваем реакцию с помощью коэффициентов из электронного баланса (4, 3):

4Аl +3O 2 ®2 Аl 2 O 3

2. Общие химические свойства металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов и взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.

Металлы – восстановители. Восстановительные свойства проявляют в реакциях с простыми и сложными веществами.

I. С простыми – неметаллами

2Na + S = Na 2 S сульфид натрия

II. Со сложными: водой, кислотами, растворами солей (реакции замещения). При написании всех этих реакций необходимо учитывать ряд активности (электрохимический ряд) металлов.

К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au.

1. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водоро­да, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее, как правило, не вытесняют водород из растворов кислот:

Zn + 2НСl = ZnCl 2 + Н 2 .

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей дру­гие металлы, находящиеся правее него в ряду напряже­ний, и сам может быть вытеснен металлами, располо­женными левее, например:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

Сu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2 .

3. Определите массу оксида углерода(IV) количеством вещества 2ммоль.

Ответ: 88 мг оксида углерода(IV).

Билет 12.

1. Гидролиз солей по катиону.

МAn + HOH = MOH + HАn

Соль основание кислота

Соль подвергается гидролизу, если образована, хотя бы одним слабым ионом. Если слабый катион (от слабого основания), то гидролиз называется по катиону.

Слабые основания – нерастворимые в воде.

Например, FeCl 3 cоль образованная сильной кислотой (HCl) и слабым основанием (Fe(OH) 3)

FeCl 3 Û Fe 3+ +3Cl -

слабый катион

Fe 3+ + Н + ОН - Û Fe ОН 2+ +Н +

4. Определить среду раствора кислая

Это случай гидролиза по катиону .

2. Общие физические свойства металлов.

Ответ см. в билете 6 , вопрос 2.

3. Проделайте реакции, подтверждающие, что в состав серной кислоты входят катионы водорода и сульфат анионы.

H 2 SO 4 Û 2H + + SO 4 2-

H + - метиловый оранжевый (станет красный), или лакмус (станет красный)

SO 4 2- + Ва 2+ ® Ва SO 4 ¯(белый мелкокристаллический осадок)

Билет 13.

1. Гидролиз солей по аниону.

Гидролиз солей – это взаимодействие растворимой соли с водой.

МAn + HOH = MOH + HАn

Соль основание кислота

Соль подвергается гидролизу, если образована, хотя бы одним слабым ионом. Если слабый анион (от слабой кислоты), то гидролиз называется по аниону.

Сильные кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HCl, HBr, HI

Остальные – слабые.

Например, Na 2 CО 3 - соль образована слабой кислотой и сильным основанием

1. Записать уравнение диссоциации соли. Na 2 CО 3 Û 2Na + + CО 3 2-

слабый анион

2. Выбрать слабый ион: катион или анион.

3. Записать его взаимодействие с водой. CО 3 2- + Н + ОН - Û НСО 3 - +ОН -

4. Определить среду раствора: ОН - - щелочная среда, Н + - кислая среда, отсутствие Н + и ОН - нейтральная.

Это случай гидролиза по аниону .

2. Общие химические свойства металлов.

Ответ см. билет 11, вопрос 2.

3. Сколько граммов йода и спирта нужно взять для приготовления 30г 5%-го раствора йодной настойки?

При подготовке к экзамену решение см. в лабораторном журнале - практическая работа № 1.

Билет 14.

1 . Составление формул химических веществ по степени окисления.

1. Проставить степени окисления:

Для первого элемента постоянную –высшую(по номеру группы) , или переменную (указана в названии вещества)

Для второго – низшую (-(8-№гр.)), или по таблице растворимости (для группы элементов);

2. Снести крест-накрест степени окисления – получим индексы (если нужно – сократить).

Например.

1) составить оксид алюминия: Al 2 +3 O 3 -2

2) составить сульфид свинца(IV) : Pb 2 +4 S 4 -2 → PbS 2

3) составить сульфат кальция: Ca +2 SO 4 -2

2. Подгруппа галогенов.

При подготовке к экзамену ответ см. в билете3, вопрос 2.

3. Проделайте реакции, подтверждающие качественный состав хлорида бария.

ВаСl 2 Û Ва 2+ + 2Сl -

Ва 2+ + SO 4 2- ® Ва SO 4 ¯(белый мелкокристаллический осадок)

Сl - + Ag + ® Ag Сl ¯(белый творожистый осадок)

Билет 15.

1. Реакции ионного обмена.

Для того, чтобы записать реакцию ионного обмена надо придерживаться следующего алгоритма.

1. Составить молекулярное уравнение реакции

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaNO 3

2. Проверить возможность протекания реакции (продукты реакции: осадок, газ или вода)

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3

3. Записать ионное уравнение реакции, при этом не забывать:

· Оставляем в виде молекулы – слабый электролит (Н 2 О) и неэлектролит, осадок или газ;

· Коэффициент перед формулой вещества относится к обоим ионам!!!

· Формулы многоатомных (сложных) ионов не разрывают: OH - , CO3 2- , PO4 3- и т.д.

· Индекс после простого иона или скобки переходит в ионном уравнении в коэффициент перед ним

Fe 3+ + 3(NO 3) - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + NO 3 -

4. «Сократить» подобные

Fe 3+ + 3NO 3 - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + NO 3 -

5. Переписываем сокращенное ионное уравнение

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

2. Общая характеристика щелочных металлов: строение атомов и физические свойства простых веществ.

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH) x .

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

• в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
• исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

• 1) PbS + KOH
• 2) FeCl 3 + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HF, HNO 2 , H 2 SiO 3 и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H 2 S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

• исходные соли растворимы;
• в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH 4 + и анионы NO 2 — , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония:

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N 2 или оксид азота (I):

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 о С. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.
Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы — и 2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат.

НЕКОТОРЫЕ СПРАВОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ПО ХИМИИ

Основные характеристики элементарных частиц

Частица и ее обозначение	Масса	Заряд	Примечание
Протон - р+			Число протонов равно порядковому номеру элемента
Нейтрон - п 0			Число нейтронов находят по формуле: N=A-Z
Электрон - е	1:1837		Число электонов равно порядковому номеру элемента.

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня.

Простые вещества

Металлы	Неметаллы
1.Твердые вещества (кроме ртути - Hg)	1. Твердые (сера - S, фосфор красный и фосфор белый - P4, иод - I2, алмаз и графит - С), газообразные вещества (Кислород - О2, озон - О3, азот - N2, водород - Н2, хлор - Сl2, фтор - F2, благородные газы) и жидкость (бром - Br2)
2. Имеют металлический блеск.	2. Не имеют металлического блеска (исключение составляют иод- I2, графит-С).
3. Электро- и теплопроводны	3. Большинство не проводят электрический ток (проводниками являются, например, кремний, графит)
4. Ковкие, пластичные, тягучие	4. В твердом состоянии - хрупкие

Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды

Наименование индикатора	Окраска индикатора
	в нейтральной среде	в щелочной среде	в кислой среде
Лакмус	Фиолетовая	Синяя	Красная
Метиловый оранжевый	Оранжевая	Желтая	Красно-розовая
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая	Бесцветная

При растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей в воду и перемешивать.

Номенклатура солей

Название кислоты (формула)	Название солей
Азотистая (HNO2)	Нитриты
Азотная (HNO3)	Нитраты
Хлороводородная (соляная) HCl	Хлориды
Сернистая (H2SO3)	Сульфиты
Серная (H2SO4)	Сульфаты
Сероводородная (H2S)	Сульфиды
Фосфорная (H3PO4)	Фосфаты
Угольная (H2CO3)	Карбонаты
Кремниевая (H2SiO3)	Силикаты

Карбонат кальция CaCO3- нерастворимая в воде соль, из которой морские животные (моллюски, раки, простейшие) строят покровы своего тела- раковины; фосфат кальция Ca3(PO4)2 - нерастворимая в воде соль, основа минералов фосфоритов и апатитов.

Вещества с атомной кристаллической решеткой : кристаллический вор, кремний и германий, а также сложные вещества, например такие, в состав которых входит оксид кремния (IV) - SiO2: кремнезем, кварц, песок, горный хрусталь.

Молекулярная кристаллическая решетка : HCl, H2O -полярные связи; N2, O3 - неполярные связи; твердая вода-лед, твердый оксид углерода (IV) - «сухой лед», твердые хлороводород и сероводород, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (H2,O2, Cl2,I2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьмиатомными (S8) молекулами.

Химический анализ - определение состава смесей.

Особо чистые вещества - вещества, в которых содержание примесей, влияющих на их специфические свойства, не превышает одной стотысячной и даже одной миллионной процента.

Соотношение некоторых физико-химических величин и их единиц

Единица измерения	Масса (m)	Количество вещества (n)	Молярная масса (M)	Объем (V)	Молярный объем (V)	Число частиц (N)
Наиболее часто применяемая при изучении химии		моль	г/моль		л/моль	Число Авогадро N= 6х10 23
В 1000 раз большая	кг	кмоль	кг/кмоль	м 3	м 3 /кмоль	6х10 26
В 1000 раз меньшая	мг	ммоль	мг/ммоль	мл	мл/ммоль	6х10 20

Классификация кислот

Признаки классификации	Группы кислот
Наличие кислорода в кислотном остатке	А)кислородные: фосфорная, азотная Б)бескислородные: сероводородная, хлорная, бромоводородная
Основность	А)одноосновные: хлорная, азотная Б)двухосновные: серная, угольная,сероводородная В) трехосновные: фосфорная
Растворимость в воде	А) растворимые: серная, азотная,сероводородная Б) нерастворимые: кремниевая
Летучесть	А) летучие: хлорная, азотная, сероводородная Б) нелетучие: серная, кремниевая, фосфорная
Степень электролитической диссоциации	А) сильные: серная, хлорная, азотная Б) слабые: сероводородная, сернистая, угольная
Стабильность	А) стабильные: серная, фосфорная, хлорная Б) нестабильные: сернистая, угольная, кремниевая

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислота + оксид металла = соль + вода (реакция обмена)

3. Кислота + металл = соль + водород (реакция замещения)

4. Кислота + соль = новая кислота + новая соль (реакция обмена)

Классификация оснований

Признаки классификации	Группы оснований
Растворимость в воде	А) растворимые (щелочи): гидроксид натрия, гидроксид калия, гидроксид кальция, гидроксид бария Б) нерастворимые основания: гидроксид меди (II), гидроксид железа(II), гидроксид железа(III)
Кислотность (число гидроксогрупп)	А) однокислотные: гидроксид натрия (едкий натр), гидрокид калия (едкое кали) Б) двухкислотные: гидроксид железа(II), гидроксид меди (II)

Типичные реакции оснований

1. Основание + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основание + оксид неметалла = соль + вода (реакция обмена)

3. Щелочь + соль = новое основание + новая соль (реакция обмена)

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например: Fe(OH)2 = FeO + вода

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль (реакция соединения)

3. Основный оксид + вода = щелочь (реакция соединения). Эта реакция протекает, если образуется растворимое основание - щелочь. Например, CuO + вода - реакция не протекает, т.к. гидроксид меди (II)- нерастворимое основание.

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислотный оксид + основный оксид = соль (реакция соединения)

3. Кислотный оксид + вода = кислота (реакция соединения). Эта реакция возможна, если кислотный оксид растворим в воде. Например: оксид кремния (IV) практически не взаимодействует с водой.

Типичные реакции солей

1. Соль + кислота = другая соль + другая кислота (реакция обмена)

2. Соль + щелочь = другая соль + другое основание (реакция обмена)

3. Соль1 + соль2 = соль3 + соль 4 (реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (реакция замещения), нужно см. положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Правила ряда напряжений металлов

1.С растворами кислот взаимодействуют металлы, которые расположены левее водорода. Это распространяется на способность металлов вытеснять из растворов солей другие металлы. Например, медь из растворов ее солей можно вытеснять такими металлами, как магний, алюминий, цинк и др. металлами. А вот ртутью, серебром, золотом медь не вытесняется, т.к. эти металлы в ряду напряжений расположены правее, чем медь. Зато медь вытесняет их из растворов солей.

Первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации: эти кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до оксида серы (IV), NO и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода.

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении условий:

Обе соли (до и после реакции - реагирующая и образующаяся) должны быть растворимыми;

Металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с кальция) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Окислительно-восстановительные реакции

Восстановитель - атомы, ионы, молекулы, отдающие электроны.

Важнейшие восстановители : металлы; водород; уголь; оксид углерода (II) CO; сероводород; аммиак; соляная кислота и т.д.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами - окисление.

Окислитель - атомы, ионы, молекулы, принимающие электроны.

Важнейшие окислители : галогены; азотная и серная кислоты; перманганат калия и др.

Процесс присоединения электронов атомами, ионами и молекулами - восстановление.

«Определение солей аммония» - Получение аммония. Свойства солей аммония. Соли аммония. Отношение к нагреванию. Способность разлагаться. Аммоний. Химические свойства солей аммония. Физические свойства солей аммония. Применение солей аммония. Применение солей аммония в сельском хозяйстве. Получение солей аммония.

«Химические свойства солей» - Соль слабого основания и сильной кислоты. Неметалл. Na2CO3 + 2HCl. Соль сильного основания и сильной кислоты. Электролиты. Определение солей. Ряд металла. Генетическая связь между классами неорганических соединений. Химические свойства солей. Универсальный индикатор. Сложные вещества. Классификация солей.

«Соли» - Соли. Кальцит. Химическая формула - CaCO3. Карбонат кальция (углекислый кальций) -соль угольной кислоты и кальция. формула азотной кислоты HNO3 кислотный остаток NO3- - нитрат Составим формулы солей: NaNO3 - По таблице растворимости определим заряды ионов. - NaCI. Карбонат кальция CaCO3. Мрамор. Поэтому бертолетова соль используется в пиротехнике при производстве фейерверков, бенгальских свечей, спичек.

«Соль азотной кислоты» - Химические свойства нитратов. К каким выводам пришел юный химик? Занимательная история. Укажите окислитель, восстановитель. Знать и уметь. Какие вещества называют солями? Раствор азотной кислоты реагирует с каждым из веществ. Даны пары веществ, составьте возможные уравнения реакций. Разложение нитрата меди (II).

«Соли, кислоты и основания» - 8. Щелочь+соль. Получение солей. CuO+H2SO4 ?CuSO4+H2O. Fe?FeO?FeSO4?Fe(OH)2? Fe(OH)Cl?FeCl2 2Fe+O2?2FeO; 2) FeO+H2SO4?FeSO4+H2O; Получение основных солей. 3) Нерастворимые. 2. Средняя соль1+щелочь?основная соль+средняя соль2. CaCO3+CO2+H2O ?Ca(HCO3)2 Na2SO4+H2SO4 ?2NaHSO4. 2NaOH+Mg(NO3)2 ? 2NaNO3+Mg(OH)2?.

«Вещество соль» - План составления гидролиза: Например: NaHS- гидросульфид натрия. Первый тип гидролиза. Простые. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс - ид. Г) ni. Гидратные. Рассмотрим пример ионной кристаллической решетки: Неорганические. Физические свойства солей. Четвертый тип гидролиза.

Всего в теме 22 презентации

Типичные реакции кислот, оснований, оксидов, солей (условия их проведения)

Типичные реакции кислот

1 . Кислота + основание → соль + вода

2 . Кислота + оксид металла → соль + вода

3 . Кислота + металл → соль + водород (условия: а) металл должен находиться в электрохимическом ряду напряжений левее водорода; б) должна получиться растворимая соль; в) нерастворимая кислота – кремниевая не реагирует с металлами; г) концентрированные серная и азотная кислоты реагируют иначе с металлами, водород не выделяется)

4 . Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (условие: реакция идёт в том случае, если образуется осадок или газ)

Типичные реакции оснований

1 . Основание + кислота → соль + вода

2 . Основание + оксид неметалла → соль + вода (условие: оксид неметалла – кислотный оксид)

3 . Щёлочь + соль → новое основание + новая соль (условие: образуется осадок или газ)

Типичные реакции основных оксидов

1 . Основный оксид + кислота → соль + вода

2 . Основный оксид + кислотный оксид → соль

3 . Основный оксид + вода → щёлочь (условие: образуется растворимое основание-щёлочь)

Типичные реакции кислотных оксидов

1 . Кислотный оксид + основание → соль + вода

2 . Кислотный оксид + основный оксид → соль

3 . Кислотный оксид + вода → кислота (условие: кислота должна быть растворимой)

Типичные реакции солей

1 . Соль + кислота → другая соль + другая кислота (условие: если образуется осадок или газ)

2 . Соль + щёлочь → другая соль + другое основание (условие: если образуется осадок или газ)

3 . Соль 1 + соль 2 → соль 3 + соль 4 (условие: образуется осадок)

4 . Соль + металл → другая соль + другой металл (условие: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений; при этом обе соли должны быть растворимыми)