Типичные реакции оснований

Билет 1.

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

5Н₂О

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 (Н₂О) = 1*2 + 16 = 18 г/моль

6. Масса 5 молекул m (Н₂О) = 5 * 18 = 90 г

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

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

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 О₂ и озон О₃.

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:

0 0 +2-2

Hg + S = HgS.

Н₂ + S = H₂S↑.

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 + О₂ = SО₂.

Это соединение широко известно под названием сер­нистый газ.

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

Са + N₂ ®Ca₃N₂

Сu + Н₂SO_4(конц)® CuSO₄+ SO₂­+ H₂O

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

 

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 имивеществ находятся в периодической зависимости от их атомных весов.В современной формулировкеатомные массы элементовзаменены 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 + O₂ = СO₂

С металлами углерод при нагревании образует карби­ды, например:

4Аl + 3С = Аl₄С₃

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

CO₃^2-+ H⁺ (любая кислота) ® CO₂­ +H₂O

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 (n⁰).

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 F₂, Cl₂, Вr₂, I_2. Фтор и хлор - газы, бром — жидкость, йод — твердое вещест­во. От F₂ к I₂ усиливается интенсивность окраски гало­генов. У кристаллов йода появляется металлический блеск.

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

SO₄^2- + Ba²⁺ (растворимая соль бария) ® BaSO₄¯

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

4. F^-

5. O^-2

6. H⁺¹ (МеН^-1)

7. У простых веществ с.о. = 0.

У остальных элементов с.о. считают

H₂ ⁺¹ S ^х O₄^{- 2} : так у серы нет постоянной с.о., поэтому принимаем ее за х.

+1 *2 + х + (-2) * 4 = 0

х = +6

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 + F₂ = ZnF₂.

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:

0 +1 -1 +1-1 0

Сl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂.

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

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

 

Билет 5.

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

Тип реакции	Число исходных веществ	Число продуктов реакции
1. Соединения	А + В + С →	АВС 1 сложное вещество
2. Разложения	АВС → 1 сложное вещество	А + ВС
3. Замещения	А + В С → 1 простое + 1 сложное	АС + В 1 простое + 1 сложное
4. Обмена	АВ + СD → 2 сложных	АD + СВ 2 слоржных

 

2. Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты и их соли.

Н₂ + Г₂ = 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: Na2SO4	Решение: WO = = = WO = 0,451 =45,1%
WO-? %

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

Ca₃(PO₄)₂ → 3Ca²⁺ + 2 (PO₄)^3-

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

2. Общие физические свойства металлов.

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 номер 13) — это элемент 3 периода, главной под­группы 3 группы Периодической системы.

2. Строение атома, его свойства. Число протонов в атоме алюминия равно 13, число электронов — 13, число нейтронов в изотопе ²⁷₁₃Аl — 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 Al₂O₃. 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 → Са²⁺+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, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HClO₃.

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 номер 16) — 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 ³²₁₆S — 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 SO₃. По свойствам это кислотный оксид.

4. Высший гидроксид, его характер. Сера образует выс­ший гидроксид, формула которого H₂SO₄. 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, Na₂O.

2) Кислотные. Это оксиды, у которых на первом месте стоит неметалл: P₂O_5.

3) Амфотерные. Это оксиды, у которых на первом мете стоит амфотерный элемент (переходный металл): Аl₂O_3, Fe₂O₃

Основным оксидам соответствуют основания. Например, Na₂О — NaOH. Кислотным оксидам соответствуют кислоты: P₂О₅ - H₃PО₄.

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

P₂⁺⁵О₅ оксид фосфора (V), Fe₂⁺³O₃ 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

HNO₃ – азотная

H₂SO₄ – серная

H₂CO₃ – угольная

H₃PO₄ – 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 + Н₂O

Н⁺ + ОН^- = Н₂O (реакция нейтрализации).

2. Основание + кислотный оксид ®соль + вода.

(реакция обмена)

2NaOH + N₂O₅= 2NaNO₃+ Н₂O
2OН^- + N₂O₅ = 2NO₃^- + Н₂O;

3. Щелочь + соль ® новое основание + новаясоль.

(реакция обмена)

2КOН + CuSO₄ = = Cu(OH)₂¯+ K₂SO₄

Cu²⁺ + 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 + Н₂O

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

Аl + O₂ ® Аl₂O₃

HNO₃ + P® H₃PO₄ + NO₂ + Н₂O

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

 

Билет 11.

1. Метод электронного баланса.

Аl⁰ + O₂ ⁰ ® Аl₂ ⁺³ O₃ ^-2

Выписываем элементы, которые изменили с.о.

Al⁰ – 3e^- → Al⁺³ 4 Al⁰ – восстановитель, процесс окисления

O₂⁰ +2*2e^- →2O^-2 3 О₂⁰ – 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 +3O₂® 2 Аl₂ O₃

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 = Na₂ S сульфид натрия

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