Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Билеты по химии 9 класс с ответами
Билет № 1
1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от их порядкового (атомного) номера.
Периодическая система стала одним из важнейших источников информации о химических элементах, образуемых ими простых веществах и соединениях.
Дмитрий Иванович Менделеев создал Периодическую систему в процессе работы над своим учебником «Основы химии», добиваясь максимальной логичности в изложении материала. Закономерность изменения свойств элементов, образующих систему, получила название Периодического закона.
Согласно периодическому закону, сформулированному Менделеевым в 1869 году, свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от их атомных масс. То есть с увеличением относительной атомной массы, свойства элементов периодически повторяются.*
Сравните: периодичность смены времен года с течением времени.
Данная закономерность иногда нарушается, например, аргон (инертный газ) превышает по массе следующий за ним калий (щелочной металл). Это противоречие было объяснено в 1914 году при изучении строения атома. Порядковый номер элемента в Периодической системе – это не просто очередность, он имеет физический смысл – равен заряду ядра атома. Поэтому
современная формулировка Периодического закона звучит так: ^Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.
Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом.
В периоде, с увеличением заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце фтор – галоген и неон – инертный газ.
(Третий период снова начинается щелочным металлом – это и есть периодичность)
1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят из 18 и более элементов.
Составляя периодическую систему, Менделеев объединил известные на тот момент элементы, обладающие сходством, в вертикальные столбцы. Группы – это вертикальные столбцы элементов, имеющих, как правило, валентность в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы:
Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A).
(химические знаки элементов главных подгрупп в периодической системе располагаются под буквой «А» или, в очень старых таблицах, где нет букв А и Б – под элементом второго периода)
Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы.
(под буквой «Б» или «B»)
В главных подгруппах с увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.
* точнее, веществ, образованных элементами, но это часто опускают, говоря «свойства элементов»
Билет № 2
1. Простые и сложные вещества: различие в их составе. Основные классы неорганических соединений: примеры соединений, различие в их составе.
Простые вещества состоят из одного химического элемента. К ним относятся металлы и неметаллы.
Сложные вещества состоят из двух или более химических элементов. Сложные вещества, или соединения, подразделяют на классы:
оксиды
кислоты
основания
соли
Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на оснóвные, кислотные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).
Оснóвным оксидам соответствуют основания. Это оксиды металлов, например натрия Na2O, кальция CaO. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.
Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов, например, серы SO2, фосфора P2O5, или металлов в высшей степени окисления, например, оксид хрома (VI) CrO3. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды
Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Примером могут служить оксиды цинка и алюминия.
Несолеобразующие оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относятся некоторые оксиды неметаллов, например, оксид азота (II) NO.
Кислоты – это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.
Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl, сероводородная H2S, или кислородсодержащими: азотная HNO3, серная H2SO4.
В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят на однооснóвные, например, азотная HNO3, двухоснóвные – серная H2SO4, трехснóвные – ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H3PO4.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:
HCl → H+ + Cl-
Основания – это сложные вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Основания могут быть растворимыми в воде – щелочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)2, или нерастворимыми, как гидроксид меди (II) Cu(OH)2.
С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. оснóвные гидроксиды:
NaOH → Na+ + OH-С точки зрения протонной теории к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, например аммиак:
NH3 + HOH = NH4+ + OH-Соли – это сложные вещества, в составе которых имеется металл (или сложный положительный ион) и кислотный остаток. Соли бывают:
• средние – в составе нет ионов водорода и гидроксогрупп, например, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na2CO3
• кислые – содержат в своем составе ионы водорода, например, гидрокарбонат натрия NaHCO3, дигидрофосфат натрия NaH2PO4
• оснóвные – содержат в своем составе гидроксогруппы, например, основный карбонат меди (II) (CuOH)2CO3
^
2. Задача. Вычисление массовой доли вещества, находящегося в растворе.
Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так:
ω = масса компонента / масса целого,
где ω – массовая доля
Для растворенного вещества формула расчета массовой доли будет иметь следующий вид:
ω = m растворенного вещества / m раствора ,
где ω – массовая доля,
m раствора = m растворенного вещества + m растворителя
Пример:
Рассчитайте массовую долю растворенного вещества, если при выпаривании 20 г раствора было получено 4 г соли.
Решение:
m растворенного вещества = 4г
m раствора = 20г
ω = 4г/20г = 0,2 = 20%
Ответ: 0,2 или 20%.
^
Билет № 3
1. Строение атомов химических элементов. Состав атомного ядра. Строение электронных оболочек атомов первых 20 химических элементов периодической системы Д. И. Менделеева
Атом – наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен -1).
Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц – нейтронов, не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:
Название частицы
Обозначение
Заряд
Масса
протон
p
+1
1
нейтрон
n
0
1
электрон
e–
-1
принимается равной 0
Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).
Например, в атоме натрия 23Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 – 11 = 12
Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами.
Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).
Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями – квáнтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем – высокие.
Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле: N = 2n2, где N – максимальное число электронов на уровне,
n – номер уровня.
Тогда для первого уровня N = 2 · 12 = 2,
для второго N = 2 · 22 = 8 и т.д.
Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.
В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. ^ Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх, что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием :
1
8
2
следует читать так:на 1-м уровне – 2 электрона,на 2-м уровне – 8 электронов,на 3-м уровне – 1 электрон
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!
Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:
11Na ) ) )
2 8 1
Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:
максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e–,
на 2-м – 8 e–,
на внешнем уровне – 8 e–;
числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)
Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:
Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e–;
Третий, наружный уровень содержит 1 e– (I группа)
Второй уровень содержит остальные электроны: 11 - (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)
* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).
^
2. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.
Пример:
Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка
с соляной кислотой массой 146 г?
Решение:
Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
(молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m/M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением – число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
4 моль x моль
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
2 моль 1 моль
Составляем пропорцию:
4 моль – x моль
2 моль – 1 моль
(или с пояснением:
из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода,
а из 2 моль – 1 моль)
Находим x:
x = 4 моль • 1 моль / 2 моль = 2 моль
Ответ: 2 моль. Билет № 4
1. Металлы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов натрия, магния, алюминия). Характерные физические свойства металлов. Химические свойства металлов: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами.
Элементы, образующие простые вещества – металлы, занимают левую нижнюю часть периодической системы (для наглядности можно сказать, что они расположены влево от диагонали, соединяющей Be и полоний, №84), также к ним относятся элементы побочных (Б) подгрупп.
Для атомов металлов характерно небольшое число электронов на внешнем уровне. Так, у натрия на внешнем уровне расположен 1 электрон, у магния – 2, у алюминия – 3 электрона. Эти электроны сравнительно слабо связаны с ядром, что обуславливает характерные физические свойства металлов:
электрическую проводимость,
хорошую теплопроводность,
ковкость, пластичность.
Металлы также отличает характерный металлический блеск.
В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей:
1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды, например, магний сгорает с образованием оксида магния:
2Mg + O2 = 2MgO
Наиболее активные металлы (щелочные) при горении на воздухе образуют пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия)
2. Активные металлы, например, натрий, реагируют с водой с образованием гидроксидов:
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑
или оксидов, как магний при нагревании:
Mg + H2O = MgO + H2↑
3. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (Н), вытесняют водород из кислот (кроме азотной). Так, цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Металлы, в том числе правее водорода, за исключением золота и платины, реагируют с азотной кислотой, с образованием различных соединений азота:
Cu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑
Коэффициенты в этих уравнениях легче расставить методом электронного баланса. Проставляем степени окисления:
Cu0 + 4HN+5O3 = Cu+2(NO3)2 + 2H2O + 2N+4O2↑
Записываем элементы с изменившейся степенью окисления:
Cu0 – 2e– → Cu+2
2*
1**
- восстановитель
-N+5 + 1e– → N+4
2
- окислитель
* наименьшее общее кратное для добавленных и отнятых электронов
** коэффициент для вещества, содержащего этот элемент, получаем делением наименьшего общего кратного на число добавленных или отнятых электронов
^
2. Опыт. Получение и собирание кислорода. Доказательство наличия кислорода в сосуде.
В школьной лаборатории кислород чаще получают разложением перекиси водорода
в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 = 2H2O + O2↑
или разложением перманганата калия при нагревании:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑
Чтобы собрать газ, сосуд закрывают пробкой с газоотводной трубкой.
Чтобы доказать наличие кислорода в сосуде, вносят в него тлеющую лучинку – она ярко вспыхивает.
^
Билет № 5
1. Неметаллы: положение этих химических элементов в периодической системе, строение их атомов (на примере атомов хлора, кислорода, азота). Отличие физических свойств неметаллов от свойств металлов. Реакции неметаллов с простыми веществами: металлами, водородом, кислородом.
Простые вещества – неметаллы образуют элементы главных подгрупп, расположенные в правой верхней части периодической системы (правее диагонали, соединяющей бор и астат).
Для их атомов характерно наличие на внешнем уровне 4-8 электронов. Так, у азота на внешнем уровне 5 электронов (соответствует номеру группы), у кислорода – 6, у хлора – 7 электронов.
Электроны в атомах этих элементов прочнее связаны с ядром, поэтому для неметаллов характерны такие физические свойства, как
отсутствие электрической проводимости (исключение – графит),
низкая, по сравнению с металлами, теплопроводность,хрупкость.
Химические свойства
В реакциях с металлами и водородом неметаллы являются окислителями.
1. Например, порошок серы при нагревании реагирует с железными опилками с образованием сульфида железа:
Fe0 + S0 = Fe+2S-2
2. При высокой температуре сера реагирует с водородом (например, если пропускать водород через расплавленную серу). Образуется газ с запахом тухлых яиц – сероводород:
H20 + S0 = H2+1S-2
В реакциях с кислородом неметаллы являются восстановителями:
3. S0 + O20 = S+4O2-2 (при горении серы образуется оксид серы (IV), или сернúстый газ)
C0 + O20 = C+4O2-2 (графит сгорает с образованием оксида углерода (IV), или углекислого газа)
Галогены не соединяются с кислородом напрямую, но можно получить их оксиды, в которых они проявляют положительную степень окисления, например, оксид хлора (VII) Cl2O7.
Фторид кислорода O+2F2-1 – соединение, в котором кислород проявляет положительную степень окисления
^
2. Задача. Вычисление объема полученного газа, если известна масса исходного вещества.
Объем газов рассчитывается по формуле:
v = 22,4 л/моль • n,
где 22,4 – молярный объем, т.е. объем одного моля любого газа,
n – количество вещества (моль)
Пример:
^
Сколько литров водорода выделится при разложении электрическим током воды массой 72 г?
Решение:
M (H2O) = 1 • 2 + 16 = 18 г/моль
Находим количество вещества воды по условию задачи:
n = m / M = 72 г : 18 г/моль = 4 моль
Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением – число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
4 моль x моль
2H2O = 2H2↑ + O2↑
2 моль 2 моль
Составляем пропорцию:
4 моль – x моль
2 моль – 2 моль
(или с пояснением:
из 4 моль воды получится x моль водорода,
а из 2 моль – 2 моль)
Находим x:
x = 4 моль • 2 моль / 2 моль = 4 моль
Находим объем водорода:
v = 22,4 л/моль • 4 моль = 89,6 л
Ответ: 89,6 л.
Можно подставлять над и под уравнением непосредственно массу и объем веществ:
72 г x л
2H2O = 2H2↑ + O2↑
36 г 44,8 л
В этом случае нужно следить, чтобы друг под другом располагались одинаковые единицы измерения - граммы под граммами, литры под литрами. ^
Билет № 6
1. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная; их сходство и различие. Типы кристаллических решеток. Примеры веществ с различными типами решеток.
Ковалентной связью называется химическая связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары. Ковалентная связь может быть неполярной – между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью, т.е. в простых веществах, и полярной – между атомами, электроотрицательность которых различается, т.е. в сложных веществах.
Рассмотреть образование ковалентной неполярной связи удобно на примере молекулы водорода, образующейся при соединении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному неспаренному электрону:
H• + •H → H : H
При этом внешняя электронная оболочка получает недостающий электрон, становится завершенной.
Такое состояние характеризуется меньшей энергией, более устойчиво. Вот почему для разрыва ковалентной связи требуется затратить энергию (такое же количество энергии выделяется при ее образовании).
В структурных формулах ковалентная связь изображается черточкой, тогда молекула водорода будет выглядеть так: H-H
Еще раз обращаем Ваше внимание, что ковалентной называется двухэлектронная двухцентровая связь, когда два электрона находятся на общей орбитали двух атомов. Поэтому к ней, строго говоря, не относятся случаи, когда электроны находятся на орбиталях трех или более атомов или когда общая связь образована более чем двумя электронами (в 10-11 классах будет изучаться бензол, в молекуле которого 6 электронов образуют одну общую связь).
Ковалентная полярная связь образуется в молекуле хлороводорода:
.. ..
H· + ·Cl: → H :Cl:
·· ··
Хлор как более электроотрицательный элемент смещает к себе общую электронную пару, в результате на нем образуется частичный отрицательный заряд, а на водороде – частичный положительный:
Hδ+-Clδ–
Ковалентная связь может возникать не только при объединении двух орбиталей, содержащих по одному неспаренному электрону. Один атом может предоставить электронную пару, а второй – свободную орбиталь. Такая ковалентная связь называется донорно-акцепторной.
Например, в ионе аммония протон присоединяется к молекуле аммиака за счет образования донорно-акцепторной связи. Азот выступает донором, а протон (водород) – акцептором электронной пары:
H+ + :NH3 → NH4+
Хотя по способу образования донорно-акцепторная связь отличается от остальных, но по свойствам, в том числе по длине связи, все четыре связи одинаковы.
Чтобы подчеркнуть способ образования, донорно-акцепторную связь могут обозначать в структурных формулах стрелкой:
H
l
[H – N → H ]+
l
H
Стрелку используют и чтобы изобразить смещение общей электронной пары в полярной связи (H→Cl), поэтому эти два случая не следует путать.
Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи, когда электроны практически полностью переходят от одних атомов к другим с образованием ионов.
Таким образом, ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между ионами (притягиваются противоположные заряды).
Примером ионной связи будет хлорид натрия:
..
Na+ [:Cl:] –
··
Ионная связь характерна для соединений элементов, электроотрицательности которых различаются очень сильно, например щелочных металлов с галогенами.
Сходство с ковалентной связью заключается в том, что сложно провести резкую грань между ковалентной полярной и ионной связью, мнения разных авторов на этот счет могут различаться.
Различие ионной и ковалентной связи в том, что ионная сильнее поляризована, вплоть до полного перехода электронной пары к более электроотрицательному элементу.
^ Типы кристаллических решеток:
1. Ионная – в узлах кристаллической решетки расположены положительные и отрицательные ионы. Характерна для веществ с ионной связью: соединений галогенов с щелочными металлами (NaCl), щелочей (NaOH) и солей кислородсодержащих кислот (Na2SO4).
2. Атомная – в узлах кристаллической решетки атомы, связанные ковалентными связями: алмаз, кремний.
Вещества с ионными и атомными кристаллическими решетками обладают высокими твердостью и температурой плавления.
3. Молекулярная кристаллическая решетка образована молекулами, связанными слабыми межмолекулярными взаимодействиями, поэтому такие вещества непрочные, легкоплавкие (лёд, сера), зачастую возгоняются, т.е. при нагревании испаряются, минуя жидкую фазу, как сухой лёд CO2, йод I2
4. Металлическая кристаллическая решетка характерна для металлов, например, Fe
^
2. Опыт. Получение и собирание аммиака.
Для получения и собирания аммиака в лаборатории насыпаем в пробирку хлорид или сульфат аммония, смешанный с известью Ca(OH)2, затыкаем пробкой с газоотводной трубкой. Трубку вставляем в колбу, перевернутую вверх дном, – аммиак легче воздуха. Отверстие колбы закрываем куском ваты.
Осторожно нагреваем пробирку на спиртовке. Уравнение реакции:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
Аммиак обнаруживаем по характерному резкому запаху (нюхать осторожно!) или поднеся к трубке бумажку, смоченную раствором фенолфталеина (ф-ф). Бумажка розовеет вследствие образования гидроксид-ионов:
NH3 + HOH NH4+ + OH –
^
Билет № 7
1. Взаимосвязь между классами неорганических соединений: возможность получения одних веществ из других (примеры реакций).
Между классами неорганических соединений возможны взаимные превращения. Оснóвные оксиды (щелочных и щелочноземельных металлов) реагируют с водой, при этом получаются основания. Например, оксид кальция (негашеная, или жженая известь) реагирует с водой с образованием гидроксида кальция (гашеной извести):
CaO + H2O = Ca(OH)2
Нерастворимые основания не могут быть получены таким путем, но они разлагаются при нагревании с образованием основных оксидов. Например, при нагревании гидроксида меди (II) образуются оксид меди (II) и вода:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Большинство кислотных оксидов реагируют с водой с образованием кислот. Так, оксид серы (VI), или серный ангидрид, присоединяет воду с образованием серной кислоты:
SO3 + H2O = H2SO4
Слабые кислоты разлагаются при нагревании с выделением оксидов. Сернúстая кислота разлагается
на оксид серы (IV), или сернúстый газ, и воду:
H2SO3 = H2O + SO2↑
Соли могут быть получены как при взаимодействии оснований с кислотами (реакция нейтрализации):
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O (образовался сульфат натрия),
так и при взаимодействии щелочей с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O (образовался карбонат кальция)
или основных оксидов с кислотами:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Нерастворимые основания могут быть получены из растворов солей в результате реакции обмена:
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)↓
Кислоты можно получать из солей, вытесняя их более сильными (менее летучими) кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓ (при избытке HCl в осадок выпадает нерастворимая кремниевая кислота)
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3↑ (при нагревании нитратов с серной кислотой, азотную кислоту как более летучую получают, охлаждая на выходе из сосуда)
Наконец, прокаливанием известняка получают оксид кальция (жженую известь) и углекислый газ:
CaCO3 = CaO + CO2↑
Генетическая связь между классами неорганических соединений может быть проиллюстрирована следующей схемой:
основные оксиды ↔ основания
↑↓ ↑↓
с о л и
↑↓ ↑↓
кислотные оксиды ↔ кислоты
Более подробные схемы: Генетические ряды между классами веществ
2. Задача. Вычисление количества вещества (или объема) газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества (или объемом) другого газа.
Пример:
^
2. Сколько литров кислорода необходимо для сгорания 89,6 литров водорода?
Решение:
Объем газа пропорционален количеству вещества:
v = 22,4 л/моль • n,
где 22,4 – молярный объем, т.е. объем одного моля любого газа,
n – количество вещества (моль)
Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением – число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
89,6 л x л
2H2 + O2 = 2H2O
2 моль 1 моль
Составляем пропорцию:
89,6 л – x л
2 моль – 1 моль
(или с пояснением:
для сгорания 89,6 л водорода требуется x л кислорода,
а для 2 моль – 1 моль)
Находим x:
x = 89,6 л • 1 моль / 2 моль = 44,8 л
Ответ: 44,8 л. Билет № 8
1. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ; выделению или поглощению энергии; изменению степени окисления химических элементов. Примеры реакций различных типов.
♦ По числу и составу исходных и полученных веществ химические реакции бывают:
Соединения – из двух или нескольких веществ образуется одно сложное вещество:
Fe + S = FeS
(при нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа)
Разложения – из одного сложного вещества образуется два или несколько веществ:
2H2O = 2H2 + O2
(вода разлагается на водород и кислород при пропускании электрического тока)
Замещения – атомы простого вещества замещают один из элементов в сложном веществе:
Fe + CuCl2 = Cu↓ + FeCl2
(железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II))
Обмена – 2 сложных вещества обмениваются составными частями:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
(реакция нейтрализации – соляная кислота реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и воды)
♦ Реакции, протекающие с выделением энергии (тепла), называются экзотермическими. К ним относятся реакции горения, например серы:
S + O2 = SO2 + Q
Образуется оксид серы (IV), выделение энергии обозначают + Q
Реакции, требующие затрат энергии, т.е. протекающие с поглощением энергии, называются эндотермическими. Эндотермической является реакция разложения воды под действием электрического тока:
2H2O = 2H2 + O2 – Q
♦ Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов, т.е. переходом электронов, называются окислительно-восстановительными:
Fe0 + S0 = Fe+2S-2
Противоположностью являются электронно-статичные реакции, часто их называют просто реакции, протекающие без изменения степени окисления. К ним относятся все реакции обмена:
H+1Cl-1 + Na+1O-2H+1 = Na+1Cl-1 + H2+1O-2
(Напомним, что степень окисления в веществах, состоящих из двух элементов, численно равна валентности, знак ставится перед цифрой)
^
2. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав предложенной соли, например сульфата меди(II).
Качественный состав соли доказывают с помощью реакций, сопровождающихся выпадением осадка или выделением газа с характерным запахом или цветом. Образование осадка происходит в случае получения нерастворимых веществ (определяем по таблице растворимости). Газы выделяются при образовании слабых кислот (для многих требуется нагревание) или гидроксида аммония.
Наличие иона меди можно доказать добавлением гидроксида натрия, выпадает синий осадок гидроксида меди (II):
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Дополнительно можно провести разложение гидроксида меди (II) при нагревании, образуется черный оксид меди (II):
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Наличие сульфат-иона доказывается выпадением белого кристаллического осадка, нерастворимого в концентрированной азотной кислоте, при добавлении растворимой соли бария:
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2
^
Билет № 9
1. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель (на примере двух реакций).
Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления. Широко распространенными реакциями этого типа являются реакции горения. Также сюда относятся реакции медленного окисления (коррозия металлов, гниение органических веществ).
Степень окисления элемента показывает число смещенных (притянутых или отданных) электронов. В простых веществах она равна нулю. В бинарных соединениях (состоящих из 2-х элементов) равна валентности, перед которой ставится знак (поэтому иногда ее называют «условным зарядом»).
В веществах, состоящих из 3-х и более элементов, степень окисления можно рассчитать с помощью уравнения, взяв неизвестную степень окисления за «икс», а общую сумму приравняв к нулю. Например, в азотной кислоте HNO3 степень окисления водорода +1, кислорода -2, получаем уравнение: +1 + x -2 • 3 = 0
x = +5
Элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем. Элемент, являющийся донором электронов (отдающий электроны), называется восстановителем.
_ 2 e- _
l ↓
Fe0 + S0 = Fe+2S-2
При нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа. Железо является восстановителем (окисляется), сера – окислителем (восстанавливается).
S0 + O20 = S+4O2-2
В этой реакции сера является восстановителем, кислород окислителем. Образуется оксид серы (IV)
Можно привести пример с участием сложного вещества:
Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H20↑
цинк – восстановитель, водород соляной кислоты – окислитель.
Можно привести пример с участием сложного вещества и составить электронный баланс:
Cu0 + 4HN+5O3 = Cu+2(NO3)2 + 2H2O + 2N+4O2↑
конц.
Cu0 – 2e– → Cu+2
2
1
- восстановитель
N+5 + 1e– → N+4
2
- окислитель
^
2. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения взят раствор с определенной массовой долей (%) исходного вещества.
m растворенного вещества = m раствора • ω
где ω – массовая доля
Можно получить ту же формулу, составляя пропорцию:
m раствора – 100%
х – ω %
х = m раствора • ω : 100
Пример:
^
Сколько граммов хлорида цинка получится при растворении избытка цинка в 20 граммах 10%-ного раствора соляной кислоты?
Решение:
1) Находим массу HCl в растворе:
m HCl = 20г • 10% : 100% = 2 г
2) Находим количество вещества HCl:
M (HCl) = 35,5 + 1 = 36,5 г/моль
n = m/M = 2 г : 36,5 г/моль = 0,055 моль
3) Подписываем данные над уравнением реакции, а число моль согласно уравнению (равно коэффициентам) под ним:
0,055 моль x моль
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
2 моль 1 моль
Составляем пропорцию:
0,055 моль – x моль
2 моль – 1 моль
Находим x:
x = 0,055 моль • 1 моль / 2 моль = 0,028 моль
4) Находим массу соли:
M (ZnCl2) = 65 + 35,5 • 2 = 136 г/моль
m = M • n = 136 г/моль • 0,028 моль = 3,8 г
Ответ: 3,8 г.
(Если подставлять в уравнение не моли, а граммы, то получится точнее – 3,7 г) Билет № 10
1. Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца (на примере двух реакций). Отличие реакций ионного обмена от реакций окислительно-восстановительных.
Реакции обмена в растворах электролитов получили название реакций ионного обмена. Эти реакции протекают до конца в 3-х случаях:
1. Если в результате реакции выпадает осадок (образуется нерастворимое или малорастворимое вещество, что можно определить по таблице растворимости):
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + CuCl2
2. Если выделяется газ (образуется часто при разложении слабых кислот):
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
3. Если образуется малодиссоциирующее вещество. Например, вода, уксусная кислота:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Это связано со смещением химического равновесия вправо, что вызвано удалением одного из продуктов из зоны реакции.
Реакции ионного обмена не сопровождаются переходом электронов и изменением степени окисления элементов в отличие от окислительно-восстановительных реакций.
Если попросят написать уравнение в ионном виде, можно проверять правильность написания ионов по таблице растворимости. Не забывайте менять индексы на коэффициенты. Нерастворимые вещества, выделяющиеся газы, воду (и другие оксиды) на ионы не раскладываем.
Cu2+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4↓ + Cu2+ + 2Cl-
Вычеркиваем не изменившиеся ионы:
SO42- + Ba2+ = BaSO4↓
2. Задача. Вычисление массовой доли (%) химического элемента в веществе, формула которого приведена.
Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно записать так:
ω = масса компонента / масса целого,
где ω – массовая доля
Для расчета массовой доли элемента в сложном веществе формула будет иметь следующий вид:
ω = Ar • n / Mr ,
где Ar – относительная атомная масса,
n – число атомов в молекуле,
Mr – относительная молекулярная масса (численно равна M – молярной массе)
Пример:
Рассчитайте массовую долю элементов в оксиде серы (VI) SO3.
Решение:
Mr (SO3) = 32 + 16 • 3 = 80
ω (S) = 32 : 80 = 0,4 = 40%
ω (O) = 16 • 3 : 80 = 0,6 = 60%
проверка: 40% + 60% = 100%
Ответ: 40%; 60%.
Билет № 11
1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:
HCl → H+ + Cl-
Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.
Под ионом водорода подразумевают гидратированный протон (т.е. протон, присоединивший воду). Если хотят показать состав иона водорода, его обычно изображают H3O+
Далее ответ совпадает со 2-м вопросом билета №1:
1. Кислоты окрашивают растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет
2. Взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли (хлорида цинка) и газообразного водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
(при проведении реакции с оксидом меди (II), пробирку желательно слегка подогреть) получается хлорид меди(II)
4. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
5. Вытесняют слабые кислоты из растворов их солей, например, карбоната натрия:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
6. Реакция с солями может протекать с образованием осадка:
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓
2. Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.
1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.
2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.
(Здесь мы используем различную растворимость соли и песка в воде)
3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.
Прекратить выпаривание при появлении кристаллов соли, иначе чашка может треснуть. С горячей чашкой обращаться осторожно!!! Спиртовку тушить, накрывая колпачком. Спички чиркать «от себя».
Билет № 12
1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка).
Амфотерные гидроксиды – вещества, состоящие из металла (цинка, алюминия и некоторых других) и гидроксогрупп OH.
Могут быть получены действием щелочей на растворы солей цинка:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2↓ + 2NaCl
Способны в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства. Т.е. реагируют как с кислотами, так и со щелочами.
С кислотами амфотерные гидроксиды реагируют так же, как и основания, с образованием соли и воды. Например, гидроксид цинка, нерастворимый в воде, взаимодействует с соляной кислотой и осадок исчезает:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
(полученная соль – хлорид цинка)
Чтобы записать реакцию гидроксида цинка со щелочью, его удобно записать, как кислоту – водород в начале.
Осадок растворяется и в избытке щёлочи.
При взаимодействии гидроксида цинка со щелочами образуются соли – цинкаты:
H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
Строго говоря, образование цинката натрия в водном растворе происходит при участии гидроксид-ионов, но обычно для простоты записывают это уравнение.
Нерастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании, образуется оксид металла и вода:
Zn(OH)2 = ZnO + H2O
2. Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке.
Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, перевернутую дном кверху.
Чтобы доказать наличие водорода в пробирке и проверить его на чистоту, пробирку с водородом подносят к пламени спиртовки (пробирку держим держателем для пробирок!). Чистый водород сгорает со звонким хлопком.
Если водород смешан с воздухом, звук будет визгливый, говорят «сгорает со свистом».
Опыт доказательства наличия водорода не всегда получается, особенно без тренировки – нужно накопить довольно много водорода. При этом не забывайте отверстие пробирки направлять в сторону, где никого нет – «от людей».
Для получения водорода на экзамене вряд ли будет использоваться аппарат Киппа. Скорее, предложат пробирку с газоотводной трубкой или колбу, накрытую перевернутой воронкой. Желательно уточнить этот момент на консультации перед экзаменом и обговорить с учителем меры безопасности.
Ни в коем случае не зажигайте спички и спиртовку поблизости от сосуда, в котором получаете водород. Если он собран герметично или закрыт пробкой, при возгорании водорода взрыв разорвет сосуд, осколки могут поранить лицо.
Водород можно получить и взаимодействием натрия, кальция с водой, но этот опыт не вполне безопасен (если взять слишком большой кусочек натрия, может произойти взрыв).
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑