Шпаргалка по "Химии"

Ион серебра дает осадок со многими солями (смотрите таблицу  растворимости). Чтобы творожистый  характер осадка был лучше виден, не следует трясти пробирку, перемешивать растворы. При наличии хлорида  осадок выпадает сразу очень заметный, похожий на простоквашу.

Если возникают сомнения, можно было бы попробовать растворить осадок в концентрированной азотной  кислоте, но учащимся работать с концентрированными кислотами ЗАПРЕЩЕНО.

 

 

Билет № 19

1. Кальций: положение  этого химического элемента в  периодической системе, строение  его атома, физические свойства. Химические свойства кальция:  взаимодействие с кислородом, водой,  кислотами. 

Положение в периодической  системе: кальций находится в 4 периоде, II группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер кальция 20, следовательно, заряд атома равен + 20, число электронов 20. Четыре электронных  уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Схема расположения электронов по уровням: 
₂₀Ca ) ) ) ) 
          ^{2 8 8 2}

Ядро атома кальция  ⁴⁰Ca содержит 20 протонов (равно заряду ядра) и 20 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 40 – 20 = 20).

Простое вещество кальций – белый металл, легкий,  более твердый по сравнению со щелочными металлами (всё же режется ножом).

Кальций относится  к щелочноземельным металлам, отличающимся химической активностью. Кальций хранят под слоем керосина, т.к. на воздухе  он быстро покрывается слоем оксида. При нагревании горит:

2Ca + O₂ = 2CaO

Кальций вытесняет  из воды водород. Если поместить кусочек  кальция в воду, он тонет, но вскоре всплывает из-за образовавшихся на нём пузырьков водорода:

Ca + 2HOH = Ca(OH)₂↓ + H₂↑

(раствор мутнеет  из-за выпадающего осадка гидроксида  кальция)

Кальций реагирует  с кислотами, например, с соляной  кислотой с образованием хлорида  кальция:

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂↑

Кальций широко распространен  в земной коре. Карбонаты кальция (мел, гипс, известняк), сульфат кальция (гипс, алебастр), гидроксид кальция (гашеная известь) широко применяются  в строительстве. Фосфаты кальция (фосфориты) используются в качестве фосфорных удобрений.

Карбонат и фосфат кальция входят в состав костей человека, придавая им твердость.

2.   Задача.  Вычисление количества вещества продукта реакции, если известна масса одного из исходных веществ.

Пример:

Сколько моль хлорида  цинка можно получить, имея 365 г  соляной кислоты?

Решение:

1. Записываем уравнение реакции.
2. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением – массу и число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом): 
          10 моль x моль  
   Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑ 
          2 моль   1 моль 
   Количество вещества соляной кислоты по условию задачи находим так: 
   M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль) 
   n = m / M = 365 г : 36,5 г/моль = 10 моль
3. Составляем пропорцию: 
   10 моль  – х моль 
   2 моль  – 1 моль
4. Находим x: 
   x = 10 моль • 1 моль / 2 моль = 5 моль

Ответ: 5 моль.

 

 

Билет № 20

1. Железо: положение  этого химического элемента в  периодической системе. Химические  свойства железа: взаимодействие  с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и  гидроксиды железа.

Положение в периодической  системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный  номер железа 26.

Заряд атома равен + 26, число  электронов 26. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Схема расположения электронов по уровням: 
₂₆Fe ) ) ) ) 
       ^{2 8 14 2}

Чистое железо – мягкий металл. Железо способно намагничиваться  в магнитном поле.

Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления +2 или +3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, – железо окисляется до +2 (валентность II).

Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без  дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

Железо находится в  электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет  водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Железо вытесняет менее  активные металлы (которые расположены  правее в ряду напряжений) из растворов  их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида  меди (II), железо покрывается красным  слоем меди, а голубой раствор  приобретает зеленоватый цвет:

Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu↓

Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Получены оксиды и гидроксиды с различной степенью окисления железа:

1. Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)₂. Проявляют оснóвные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II).
2. Железо горит в кислороде:  
   3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄  
   с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe⁺²O•Fe₂⁺³O₃). Темно-серого цвета.
3. Гидратированный оксид железа (III) Fe₂O₃• nH₂O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Проявляет слабые амфотерные свойства. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного.

Сильные окислители, например, хлор при нагревании, окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Железо пассивируется  концентрированной серной кислотой, поэтому ее перевозят в стальных цистернах.

Железо широко применяется  в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более  высокой твердостью. С помощью  специальных легирующих добавок  получают сталь, устойчивую к коррозии, высоким температурам и пр.

В организме человека элемент  железо входит в состав гемоглобина  крови, осуществляющего транспорт  кислорода из легких в ткани.

2.  Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи.

1. Разделяем каждый раствор пополам, т.е. получаем два набора по три пробирки.
2. Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или метилоранж (метиловый оранжевый). В пробирке с кислотой индикатор покраснеет.
3. Чтобы распознать щелочь, капаем в оставшиеся три пробирки индикатор фенолфталеин (ф-ф). В пробирке со щелочью он станет малиновым.

Можно воспользоваться универсальным  индикатором: капаем исследуемый раствор  на полоску индикаторной бумаги и  сравниваем со шкалой, делаем вывод  о наличии кислоты или щелочи.

 

 

Билет № 21

1. Серная кислота,  ее химические свойства в свете  представлений об электролитической  диссоциации и окислительно-восстановительных  реакциях (взаимодействие с металлами,  оксидами металлов, основаниями  и солями).

Серная кислота – важнейший  продукт химической промышленности. Формула серной кислоты H₂SO₄. Бесцветная маслянистая жидкость, тяжелее воды. При смешивании с водой образуются гидраты, происходит сильное разогревание, поэтому категорически запрещено вливать воду в концентрированную серную кислоту. Следует вливать серную кислоту в воду тонкой струйкой при постоянном перемешивании.

Серная кислота отнимает воду от органических веществ, обугливая  их. В промышленности способность  концентрированной серной кислоты  связывать воду используется для  осушения газов.

Серная кислота – сильный  электролит, в водном растворе диссоциирует полностью. Окрашивает индикаторы лакмус и метилоранж в красный цвет.

Строго говоря, отщепляется  один ион водорода (диссоциация по второй ступени очень мала):

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^–

Металлы, расположенные в  ряду напряжений левее водорода, вытесняют  из растворов серной кислоты водород:

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑ (образуется соль – сульфат цинка)

Окислителем в данной реакции  является водород кислоты:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄ = Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑

Концентрированная серная кислота  взаимодействует при нагревании и с металлами правее водорода, кроме золота и платины. Окислителем  будет сера. В реакции с медью  восстанавливается до оксида серы (IV):

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O (выделяется бесцветный газ)

с указанием степеней окисления:

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄ = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂↑ + 2H₂O

При концентрации близкой  к 100% серная кислота пассивирует  железо, реакция не идет.

С оксидами металлов реакция  протекает с образованием соли и  воды:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

в ионном виде (оксиды на ионы не раскладываем!):

MgO + 2H⁺ + SO₄^2– = Mg²⁺ + SO₄^2– + H₂O

MgO + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂O

Серная кислота реагирует  с основаниями, с образованием соли и воды:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

в ионном виде:

2Na⁺ + 2OH^– + 2H⁺ + SO₄^2–= 2Na⁺ + SO₄^2–+ 2H₂O

OH^– + H⁺ = H₂O

Качественной реакцией на сульфат-ион является взаимодействие с солями бария – выпадает белый  кристаллический осадок сульфата бария, нерастворимый в азотной кислоте:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl

2H⁺ + SO₄^2– + Ba²⁺ + 2Cl ^– = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl ^–

SO₄^2– + Ba²⁺ = BaSO₄↓

Серная кислота используется для получения многих кислот, так  как вытесняет их из солей. В лаборатории  так можно получать соляную кислоту (при нагревании, с последующим  растворением в воде выделяющегося  хлороводорода) и др.:

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl↑

сокращенное ионное уравнение:

Cl ^– + H⁺ = HCl↑

Серная кислота применяется  в промышленности для очистки  нефтепродуктов, поверхности металлов перед нанесением покрытий, очистки (рафинирования) меди, в производстве удобрений, глюкозы и пр.

2.  Получение и собирание углекислого газа. Доказательство наличия этого газа в сосуде.

Углекислый газ в лаборатории  получают, приливая

1. соляную кислоту к мелу: 
   CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑
2. соляной или серной кислоты к соде: 
   Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

Закрываем пробирку, где  идет реакция, пробкой с газоотводной трубкой. Трубку опускаем в колбу (углекислый газ тяжелее воздуха), горлышко желательно прикрыть куском ваты.

Доказываем наличие углекислого  газа, приливая в колбу прозрачный раствор известковой воды, взбалтываем. Известковая вода мутнеет вследствие образования нерастворимого карбоната  кальция:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O

 

 

Билет № 22

1. Натрий: положение  этого химического элемента в  периодической системе, строение  его атома, физические свойства. Химические свойства натрия: взаимодействие  с неметаллами, водой. 

Положение в периодической  системе: натрий находится в 3 периоде, I группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер натрия 11, следовательно, заряд атома натрия равен + 11, число  электронов 11. Три электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 1 электрон (равно номеру группы для  главных подгрупп).

Схема расположения электронов по уровням: 
₁₁Na ) ) ) 
         ^{2 8 1}

Ядро атома натрия ²³Na содержит 11 протонов (равно заряду ядра) и 12 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 23 – 11 = 12).

Простое вещество натрий –  металл серебристо-белого цвета, легкий (плотность 0,97 г/см³ – легче воды), мягкий (легко режется ножом), легкоплавкий (температура плавления 98^оC).

Натрий, как и все щелочные металлы, –  сильный восстановитель. Он энергично реагирует с неметаллами:

1. При нагревании до 180^оС в умеренном количестве кислорода образуется оксид натрия: 
   4Na + O₂ = 2Na₂O
2. Натрий горит на воздухе с образованием пероксида натрия: 
   2Na + O₂ = Na₂O₂ 
   Натрий хранят под слоем керосина.
3. Расплавленный натрий в хлоре сгорает с ослепительной вспышкой (можно говорить проще – реагирует с хлором при нагревании), на стенках сосуда образуется белый налет хлорида натрия: 
   2Na + Cl₂ = 2NaCl

Натрий может взрываться при растирании с порошком серы (образуется сульфид натрия): 
2Na + S = Na₂S

Натрий при нагревании восстанавливает водород, образуется гидрид натрия: 
2Na + H₂ = 2NaH

Если небольшой кусочек  натрия поместить в воду, он бурно  реагирует с водой. Металл плавится от выделяющейся теплоты и «бегает» по поверхности воды. Образуется раствор  гидроксида натрия: 
2Na + 2HOH = 2NaOH + H₂↑

Натрий в природе содержится в различных минералах, в виде соли в морской воде. В человеческом организме соли натрия входят в состав плазмы крови, лимфу.

Применяется в атомной  энергетике и в виде соединений (поваренной соли NaCl, соды Na₂CO₃ и др.)

2. Опыт.  Осуществление превращения:  соль → нерастворимое основание → оксид металла.

Для получения нерастворимого основания, к раствору соли добавляем  гидроксид натрия. Полученный осадок нагреваем на спиртовке, он разлагается  с образованием оксида.

Лучше взять сульфат или  хлорид меди (II):

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Выпадает синий осадок гидроксида меди (II). При нагревании осадок чернеет в результате образования  черного оксида меди (II):

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

 

Билет № 23

1. Круговорот химических  элементов в природе (на примере  углерода или азота). Роль живых  существ в круговороте химических  элементов.