Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества. Кислород

3 Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Видеоурок: Свойства неметаллов

Лекция: Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Водород 

Водород (Н) — элемент особого значения, широко распространенный в природе. В переводе с латинского Hydrogenium означает «порождающий воду».

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.В таблице Менделеева, водород располагается в главной подгруппе I группы, порядковый номер 1 . Данную позицию можно объяснить тем, что атом данного элемента, как и атомы щелочных металлов, содержит всего 1 валентный электрон. Водород одновременно находится и в VII группе. Поэтому в его атоме, как и в атомах галогенов, не достаёт одного электрона, который необходим для полного заполнения внешнего энергетического уровня. Положение водорода в VII группе вместе с галогенами наиболее правильное, так как он образует двухатомные молекулы и отрицательно заряженные ионы. Водород является неметаллом. 

Двухатомные молекулы Н2 достаточно легки, подвижны и неполярны. Межмолекулярное взаимодействие — дисперсионное. Именно поэтому водород достаточно плохо растворяется в жидкостях. Водород возможен во всех агрегатных состояниях. Нв обычных условиях — это газ, без цвета, запаха и вкуса.  При t ок. −253oC сжижается и превращается в бесветную, легкую и текучую жидкость. А при t ок. −259oC затвердевает, образуя снегоподобную массу. 

Химические свойства:

  • Энергия связи атомных ядер довольно велика, равна 434 кДж. Поэтому, химические реакции с участием водорода, обычно протекают при нагревании или освещении. При обычных условиях реакция возможна только с очень активными металлами и только с одним неметаллом — фтором.

  • Проявляет одновременно восстановительные и окислительные свойства. 
  • В состав соединений входит со степенями окисления -1 и 1. Самая распространенная из них 1. Соединения водорода, имеющие степень окисления -1 называются гидридами (Li 1H-1, Ca 2H-12 и др.).

Взаимодействие с другими элементами:

1. С кислородом образует гремучий газ. Реакция взрывоопасная:

2. С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды: В данных реакциях проявляет окислительные свойства. С оксидами металлов проявляет восстановительные свойства, вытесняя металл:

3. Соединения с галогенами образуют галогеноводороды, водные растворы которых являются кислотами: 

  • водный р-р хлороводорода HCl — соляная кислота;
  • водный р-р фтороводорода HF — плавиковая кислота;
  • водный р-р бромоводорода HBr — бромоводородная кислота;
  • водный р-р иодоводорода HI — иодоводородная кислота;
  • водный р-р астатоводорода HAt — астатоводородная кислота.

4. С азотом при нагревании, давлении и в присутстсвии катализатора (Fe), образуя аммиак:

5. С серой при нагревании, образуя сероводород. Это обратимая реакция:

6. С углеродом, образуя метан:

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Галогены

Вы можете повторить характеристику галогенов, которую мы рассматривали на уроке 1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп.

На данном уроке рассмотрим химические свойства и взаимодействие галогенов с другими элементами. Все галогены являются окислителями. Окислительные свойства уменьшаются при перемещении от фтора вниз по группе. Все галогены обладают двухатомными молекулами.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.

Фтор. Наиболее сильным окислителем является фтор. Он легко вступает в реакцию со всеми металлами и со многими неметаллами. И не образует фторидов лишь с тремя инертными газами: гелием, неоном и аргоном. При обычных условиях и даже при низких t фтор реагирует с водородом с воспламенением и со взрывом, образуется фтороводородН2 F2 → 2HFПри реакции фтора с водой, последняя начинает гореть: 2F2 2H2O → 4HF O2. Со фтором непосредственно не реагируют азот (N), кислород (O), алмаз, углекислый и угарный газы. Во всех соединениях фтор проявляет только одну степень окисления –1.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Хлор — газ в обычных условиях. Сильный окислитель. В соединениях проявляет степени окисления -1, 0, 1, 3, 5, 7. Почти со всеми металлами реагирует непосредственно, образуя хлориды: 2Na Cl→ 2NaCl; 2Fe 3Cl2→ 2FeCl3. Также непосредственно реагирует с неметаллами, кроме углерода, азота и кислорода. Оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7 взаимодействуют с водой и образуют кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO2, хлорноватую HClO3 и хлорную HClO4. Из них наиболее сильным окислителем является хлорноватистая. Все названные кислоты неустойчивы. Водный р-р хлора содержит две кислоты — соляную HCl и хлорноватистую HСlO. Соляную кислоту получают путем растворения хлороводорода (газообразного соединения HCl) в воде при повышенной t: H2 Cl2 → HCl.   

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Йод. Степени окисления йода, такие же как у хлора и брома. Химическая активность немного меньше, чем у предыдущих элементов. С металлами хорошо реагирует при нагревании, образуя йодиды, к примеру: Hg I2 → HgI2. С водородом реагирует плохо и только при нагревании, образуя йодистый водород или йодоводород HI. Образует ряд кислот: иодоводородную HI, иодноватистую HIO, иодистую HIO2, иодноватую HIO3, иодную HIO4. Непосредственно не реагирует с углеродом, азотом, кислородом. 

Астат. По химическим свойствам близок к йоду. Как и другие галогены образует соли — астатиды, например, AgAt. При взаимодействии с металлами образует соединения со стпенью окисления — 1, что также свойственно всем галогенам.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Кислород, сера, азот

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Кислород является наиболее распространенным среди элементов. Его молекула состоит из двух атомов. Отличается высокой реакционностью. Уже при обычных условиях окисляет многие вещества, например: 4Li O2 → 2Li2O. А если проводить реакции с нагревом или с применением катализаторов, то они протекают довольно таки бурно, выделяя большое количество тепла. Взаимодействует со всеми элементами Периодической системы, кроме золота и инертных газов. Соединения, включающие в себя кислород, имеют степени окисления, равные -2, -1, 2 и 1. Соединения, имеющие степень окисления, равную -2 (оксиды, основания, кислоты, соли) наиболее распространены. В степени окисления -1 кислород находится в пероксидах. Последние получают при сгорании щелочных металлов в кислороде: 2Na O2 → Na2O2. Выступая в реакциях как окислитель, только со фтором кислород проявляет восстанавливающие свойства: O2 F2 → F2O2.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Сера. Данный химический элемент существует в виде восьмиатомных молекул S8. Химическая активность повышается с повышением температуры. при обычных условиях реагирует только с ртутью. Начинает плавиться при 1150С. Кипит при 4450С. В случае проведения реакций с металлами, данный химический элемент выступает в роли окислителя, образуя сульфиды: Zn S → ZnS; 2Al 3S → Al2S3. При взаимодействии с сильными окислителями и сложными веществами является восстановителем: S 6HNO3 → H2SO 6NO 2H2O. Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S 6NaOН → 2Na2S Na22О. В последней реакции образуются сульфиды и сульфиты.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Азот содержится в атмосфере в виде прочных двухатомных молекул N2, имеющих тройную связь. Малая химическая активность азота объясняется его большой прочностью. В соединениях проявляет степени окисления от от 5 до -3. Азот взаимодействует как окислитель, всего с несколькими активными металлами (например, литием) при невысоких температурах, при этом образует нитриды: 6Li N2 → 2Li3N. Другие металлы, а так же водород окисляются азотом только при повышенных температурах. В реакции с кислородом азот является восстановителем. Взаимодействие этих веществ с образованием NO становится заметным только при температуре свыше 4000 С. Энергия «запуска» этой реакции — самая высокая из всех известных. Она равна 540 кДж/моль. Главная сфера применения азота — синтез аммиака. Аммиак, NH3, получают с помощью взаимодействия простых веществ по обратимой реакции: N2 3H2 → 2NH3 Q. Далее аммиак используется для получения разбавленной азотной кислоты. Реакция ступенчатая, суммарное уравнение выглядит так: NH32HNO3 Н2О.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Фосфор, углерод, кремний

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Фосфор обладает высокой химической активностью, поэтому в свободном виде его не встретить. В природе существует в разных модификациях: белый, красный, чёрный, металлический. Это явление, когда одно химическое вещество образует несколько веществ называется аллотропией.  Белый фосфор — это мягкое, воскообразное вещество, имеющее молекулярную кристаллическую решетку и состоящее из тетраэдрических молекул Р4. Не растворяется в воде, но растворяется в органических растворителях. Белый фосфор является реакционноспособным веществом. На воздухе быстро окисляется вплоть до Р4О10, а при 400С, происходит самовоспламенение и бурное горение фосфора: Р42 → Р4О10Поэтому хранится он под водой. Белый фосфор — сильный яд. Противоположными белому фосфору свойствами обладает красный фосфор, имеющий порошкообразную структуру. Не растворяется в воде и не растворяется в органических растворителях. На воздухе не окисляется и не воспламеняется. Не ядовит. 

Фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Во взаимодействии с металлами, ведет себя как окислитель и образует фосфиды: 2P 3Ca → Ca3P2.  С неметаллами реагирует, как восстановитель: 2P 3Cl2 → 2PCl3. С водородом не реагирует. С водой диспропорционирует, образуя фосфорноватистую кислоту: 4Р 6Н2О → РН33РО2. Под действием сильный окислителей превращается в фосфорную кислоту: 2P 5H2SO4 → 2H3PO4 5SO2 2H2O.

Практически каждый день мы наблюдаем реакцию фосфора с бертолетовой солью, когда от удара фосфор воспламеняется: 5KClO3 6P → 3P2O5 5KCl. Наверняка вы догадались, что речь идет о зажигании спичек (бока спичечной коробки намазаны красным фосфором, а в головке спички содержится бертолетова соль). Эта реакция является реакцией окисления.

Из перечня выпишите отдельно простые и сложные вещества.Углерод еще более, чем фосфор, аллотропное вещество. В природе можно встретить в составе минералов: в углекислом газе в атмосфере, в карбонате кальция, природном газе, торфе, каменном угле. В свободном состоянии в виде графита и алмаза. Графит и алмаз достаточно инертны. Они не взаимодействуют с HNO3. Достаточно устойчивы в щелочах. Взаимодействуют с кислородом, серой, галогенами и металлами только при повышенной температуре. Простые вещества, образованные углем являются неметаллами. Горение угля образует оксид уг­ле­ро­да (IV) — углекислый газ: С О2 → СО2. Так выглядит реакция, проведенная в избытке кислорода, недостаток которого образует ок­си­д уг­ле­ро­да (II) – угар­ный газ: 2С О2 → 2СО. Взаимодействие угля с водородом при нагревании образует метан: C 2H→  CH4. В данной реакции углерод проявляет себя окислителем. Также окислителем является в реакциях с металлами, при которых образуются карбиды:  4Al 3C  → Al4C3. С оксидами металлов проявляет восстановительные свойства: C 2CuO → 2Cu CO2. Углерод окисляться концентрированными азотной и серной кислотами: С 4HNO3(конц.) → СO2­ 4NO2­ 2H2O.

Углерод достаточно широко применяется в деятельности человека. Применяться в виде кокса в металлургии для восстановления металлов. 

При высоких температурах, элемент реагирует со многими металлами. При взаимодействии с металлами образуются силициды. В силицидах щелочных и щелочноземельных металлов химическая связь носит ионно-ковалентный характер. Состав данных химический соединений является постоянным. Так же состав соответствует степени окисления кремния (-4): Na4Si, Mg2Si. Следовательно, кремний проявляет окислительные свойства. 

Кремний не способен взаимодействовать с водородом. Но, несмотря на это, его соединения с водородом всё же существуют. Например: SiH4 (моносилан). С галогенами кремний образует тетрагалогениды: газообразный SiF4, жидкие SiClи SiBrи твердый SiI4. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS2. С углеродом кремний образует карбид кремния.

Серная кислота (h2so4)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS2.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS2
11O2 → 2Fe2O3
8SO2 Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4.Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q

6.Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl

ВидеоВзаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

  • Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H2SO4 ⇄ H HSO4–

HSO4– ⇄ H SO42–

Характерны все свойства кислот:

  • Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H2SO4 MgO → MgSO4 H2O

H2SO4 КОН → KHSО4 H2O

H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O

3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O

H2SO4 NH3 → NH4HSO4

  • Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O

H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3

  • Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3

NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl

  • Вступает в обменные реакции ссолями:

H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl

  • Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2

H2SO4 Zn = ZnSO4 H2

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

  • Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H2SO4 Na = Na2SO4 Н2S↑ H2O

5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O

  • Металлы средней активности с концентрированной H2SO4 образуют соль, серу и воду:

4H2SO4 3Mg → 3MgSO4 S 4H2O

  • Такие металлы, как железо Fe,
    алюминий Al, хром Cr пассивируются
    концентрированной
    серной кислотой на холоде. При нагревании,
    при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O

6H2SO4(конц.) 2Al → Al2 (SO4)3 Н2S↑ 6H2O

  • Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O

  • В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O

2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O

3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O

5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O

H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O (комнатная температура)

H2SO4(конц.) H2S = S↓ SО2↑ 2Н2О (при нагревании)

H2SO4(конц.) 2HBr = Br2 SO2 2H2O

Сероводород, химические свойства, получение

1

H

ВодородВодород

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

ГелийГелий

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

ЛитийЛитий

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

БериллийБериллий

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

БорБор

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

УглеродУглерод

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

АзотАзот

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

КислородКислород

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

ФторФтор

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

НеонНеон

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

НатрийНатрий

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

МагнийМагний

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

АлюминийАлюминий

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

КремнийКремний

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

ФосфорФосфор

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

СераСера

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

ХлорХлор

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

АргонАргон

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

КалийКалий

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

КальцийКальций

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

СкандийСкандий

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

ТитанТитан

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

ВанадийВанадий

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

ХромХром

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

МарганецМарганец

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

ЖелезоЖелезо

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

КобальтКобальт

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

НикельНикель

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

МедьМедь

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

ЦинкЦинк

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

ГаллийГаллий

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

ГерманийГерманий

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

МышьякМышьяк

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

СеленСелен

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

БромБром

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

КриптонКриптон

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

РубидийРубидий

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

СтронцийСтронций

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

ИттрийИттрий

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

ЦирконийЦирконий

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

НиобийНиобий

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

МолибденМолибден

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

ТехнецийТехнеций

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

РутенийРутений

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

РодийРодий

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

ПалладийПалладий

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

СереброСеребро

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

КадмийКадмий

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

ИндийИндий

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

ОловоОлово

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

СурьмаСурьма

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

ТеллурТеллур

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

ИодИод

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

КсенонКсенон

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

ЦезийЦезий

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

БарийБарий

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

ЛантанЛантан

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

ГафнийГафний

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

ТанталТантал

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

ВольфрамВольфрам

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

РенийРений

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

ОсмийОсмий

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

ИрридийИрридий

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

ПлатинаПлатина

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

ЗолотоЗолото

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

РтутьРтуть

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

ТаллийТаллий

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

СвинецСвинец

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

ВисмутВисмут

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

ПолонийПолоний

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

АстатАстат

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

РадонРадон

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

ФранцийФранций

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

РадийРадий

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

АктинийАктиний

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

РезерфордийРезерфордий

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

ДубнийДубний

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

СиборгийСиборгий

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

БорийБорий

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

ХассийХассий

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

МейтнерийМейтнерий

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

ДармштадтийДармштадтий

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Соли серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на один моль кислоты — один моль щелочи):

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли CaSO4 и PbSO4 мало растворимы в воде, a BaSO4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl2, как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ион Подгруппа кислорода

или в ионной форме:

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Услуги по химии:

  1. Заказать химию
  2. Заказать контрольную работу по химии
  3. Помощь по химии

Лекции по химии:

  1. Основные понятия и законы химии
  2. Атомно-молекулярное учение
  3. Периодический закон Д. И. Менделеева
  4. Химическая связь
  5. Скорость химических реакций
  6. Растворы
  7. Окислительно-восстановительные реакции
  8. Дисперсные системы
  9. Атомно-молекулярная теория
  10. Строение атома в химии
  11. Простые вещества
  12. Химические соединения
  13. Электролитическая диссоциация
  14. Химия и электрический ток
  15. Чистые вещества и смеси
  16. Изменения состояния вещества
  17. Атомы. Молекулы. Вещества
  18. Воздух
  19. Химические реакции
  20. Закономерности химических реакций
  21. Периодическая таблица химических элементов
  22. Относительная атомная масса химических элементов
  23. Химические формулы
  24. Движение электронов в атомах
  25. Формулы веществ и уравнения химических реакций
  26. Химическая активность металлов 
  27. Количество вещества
  28. Стехиометрические расчёты
  29. Энергия в химических реакциях
  30. Вода 
  31. Необратимые реакции
  32. Кинетика
  33. Химическое равновесие
  34. Разработка новых веществ и материалов
  35. Зеленая химия
  36. Термохимия
  37. Правило фаз Гиббса
  38. Диаграммы растворимости
  39. Законы Рауля
  40. Растворы электролитов
  41. Гидролиз солей и нейтрализация
  42. Растворимость электролитов
  43. Электрохимические процессы
  44. Электрохимия
  45. Кинетика химических реакций
  46. Катализ
  47. Строение вещества в химии
  48. Строение твердого тела и жидкости
  49. Протекание химических реакций
  50. Комплексные соединения

Лекции по неорганической химии:

  1. Важнейшие классы неорганических соединений
  2. Водород и галогены
  3. Подгруппа азота
  4. Подгруппа углерода
  5. Общие свойства металлов
  6. Металлы главных подгрупп
  7. Металлы побочных подгрупп
  8. Свойства элементов первых трёх периодов периодической системы
  9. Классификация неорганических веществ
  10. Углерод
  11. Качественный анализ неорганических соединений
  12. Металлы и сплавы
  13. Металлы и неметаллы
  14. Производство металлов
  15. Переходные металлы
  16. Элементы 1 (1А), 2 IIA и 13 IIIA групп и соединения
  17. Элементы 17(VIIA), 16(VIA) 15(VA), 14(IVA) групп и их соединения
  18. Важнейшие S -элементы и их соединения
  19. Важнейшие d элементы и их соединения
  20. Важнейшие р-элементы и их соединения
  21. Производство неорганических соединений и сплавов
  22. Главная подгруппа шестой группы
  23. Главная подгруппа пятой группы
  24. Главная подгруппа четвертой группы
  25. Первая группа периодической системы
  26. Вторая группа периодической системы
  27. Третья группа периодической системы
  28. Побочные подгруппы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп
  29. Восьмая группа периодической системы
  30. Водород
  31. Кислород
  32. Озон
  33. Водород
  34. Галогены
  35. Естественные семейства химических элементов и их свойства
  36. Химические элементы и соединения в организме человека
  37. Геологические химические соединения

Лекции по органической химии:

  1. Органическая химия
  2. Углеводороды
  3. Кислородсодержащие органические соединения
  4. Азотсодержащие органические соединения
  5. Теория А. М. Бутлерова
  6. Соединения ароматического ряда
  7. Циклические соединения
  8. Карбонильные соединения
  9. Амины и аминокислоты
  10. Химия живого вещества
  11. Синтетические полимеры
  12. Органический синтез
  13. Элементы 14(IVA) группы
  14. Азот и сера
  15. Растворы кислот и оснований

Тренировочные задания

1. Водород при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) кислородом и железом2) серой и хромом3) оксидом углерода (II) и соляной кислотой4) азотом и натрием

2. Верны ли следующие утверждения о водороде?

А. Перекись водорода можно получить сжиганием водорода в избытке кислорода.Б. Реакция между водородом и серой идёт без катализатора.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

3. Кислород при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) гелием и железом2) фосфором и цинком3) оксидом кремния (IV) и хлором4) хлоридом калия и серой

4. Верны ли следующие утверждения о кислороде?

А. Кислород не реагирует с хлором.Б. Реакция кислорода с серой даёт SO2.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

5. Фтор при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) гелием и железом2) аргоном и азотной кислотой3) оксидом углерода (IV) и неоном4) водой и натрием

6. Верны ли следующие утверждения о фторе?

А. Реакция избытка фтора с фосфором приводит к PF5.Б. Фтор реагирует с водой.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

7. Хлор при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) кислородом и железом2) фосфором и серной кислотой3) оксидом кремния (IV) и неоном4) бромидом калия и серой

8. Верны ли следующие утверждения о хлоре?

А. Пары хлора легче воздуха.Б. В заимодействие хлора с кислородом приводит к оксиду хлора (V).

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

9. Бром при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) фосфором и железом2) фосфором и серной кислотой3) оксидом кремния (IV) и хлором4) бромидом калия и серой

10. Верны ли следующие утверждения о броме?

А. Бром не вступает в реакцию с водородом.Б. Бром вытесняет хлор из хлоридов.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

11. Йод при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) гелием и железом2) фосфором и кальцием3) оксидом кремния (IV) и хлором4) хлоридом калия и серой

12. Верны ли следующие утверждения о йоде?

А. Раствор йода обладает бактерицидными свойствами.Б. Йод реагирует с хлоридом кальция.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

13. Сера при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) натрием и железом2) фосфором и оксидом цинком3) оксидом кремния (IV) и хлором4) хлоридом калия и бромидом натрия

14. Верны ли следующие утверждения о сере?

А. При сплавлении серы и кальция образуется CaS.Б. При реакции серы с кислородом образуется SO2.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

15. Азот при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) литием и хлоридом кальция2) хлором и оксидом кальция3) оксидом кремния (IV) и хлором4) литием и кальцием

16. Верны ли следующие утверждения об азоте?

А. В промышленности реакцию азота и водорода осуществляют под высоким давлением в присутствии катализатора.Б. При взаимодействии азота и натрия образуется Na3N.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

17. Фосфор при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) натрием и сульфидом кальция2) хлором и кислородом3) оксидом углерода (IV) и серой4) серой и оксидом цинка

18. Верны ли следующие утверждения о фосфоре?

А. Реакция фосфора с хлором идёт только в присутствии катализатора.Б. При реакции фосфора с избытком серы образуются только P2S3.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

19. Углерод при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) кальцием и сульфатом бария2) хлором и неоном3) оксидом фосфора (V) и серой4) серой и гидроксидом цинка

20. Верны ли следующие утверждения об углероде?

А. При взаимодействии углерода с натрием образуется карбид состава Na2C2.Б. Углерод реагирует с оксидом кальция с образованием CaC2.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

21. Кремний при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) кислородом и гидроксидом натрия2) хлором и неоном3) оксидом фосфора (V) и серой4) серой и гидроксидом цинка

22. Верны ли следующие утверждения о кремнии?

А. При взаимодействии кремния с углеродом образуется карбид состава SiC.Б. Кремний реагирует с магнием с образованием Mg2Si.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения4) оба суждения неверны

23. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) H2 Ca →Б) H2 Na2SO4 →В) H2 CuO →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2SO3 H2O2) Cu(OH)23) Cu H2O4) CaH25) Na2S H2O

24. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) H2 Fe3O4 →Б) H2 N2 →В) H2 Na →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Fe(OH)22) NH33) N2H44) Fe H2O 5) NaH

25. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) O2 Li →Б) O2 Fe(OH)2 H2O →В) O2 (изб.) P →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Li2O2) Li2O23) P2O54) Fe(OH)35) P2O3

26. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) O2 S →Б) O2 Cr(OH)2 H2O →В) O2 (изб.) C →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CO2) CO23) SO34) SO25) Cr(OH)3

27. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Cl2 Fe →Б) Cl2 Cr →В) Cl2 (изб.) P →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) PCl32) FeCl23) FeCl34) CrCl35) PCl5

28. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Cl2 NaOH (охл.) →Б) Cl2 NaOH (нагр.) →В) Cl2 NaBr →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaClO3 NaCl H2O2) NaCl NaClO H2O3) NaClO3 NaCl4) NaCl Br25) NaClBr

29. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Br2 NaI →Б) Br2 NaOH (нагр.) →В) Br2 NaOH (охл.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaClI2) NaBrO NaBr3) NaBrO3 NaBr H2O4) NaBrO NaBr H2O5) NaBr I2

30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Br2 NaOH (нагр.) →Б) Br2 I2 →В) Br2 SO2 H2O →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaBr NaBrO3 H2O2) NaBr NaBrO H2O3) I Br4) H2SO4 HBr5) HBr SO3

31. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) I2 SO2 H2O →Б) I2 H2S →В) I2 HNO3 (конц.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) HIO3 NO2 H2O2) HI S3) HIO NO H2O4) HIO NO25) HI H2SO4

32. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) I2 HNO3 (конц.) →Б) I2 NaOH (нагрев.) →В) I2 Br2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NaI NaIO H2O2) HIO3 NO2 H2O3) IBr4) HIO NO H2O5) NaI NaIO3 H2O

33. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) S Na →Б) S HI →В) S NaOH →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Na2SO3 H2O2) Na2S3) H2S I24) Na2S Na2SO3 H2O5) Na2S H2O

34. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) S Cl2 (недост.) →Б) S HNO3 (конц.) →В) S O2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) H2SO4 NO2 H2O2) SCl63) SO34) SO25) SCl2

35. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) N2 O2 →Б) N2 Na →В) N2 Ca →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) Ca3N22) NO23) N2O54) NO5) Na3N

36. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) N2 Li →Б) N2 Al →В) N2 H2 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) NH32) Li3N3) N2H24) LiN35) AlN

37. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P H2 →Б) P Cl2 (изб.) →В) P H2SO4 (конц.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) PCl32) H3PO4 SO2 H2O3) H2S PH3 H2O4) PH35) PCl5

38. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) P Br2 (недост.) →Б) P LiВ) P HNO3 (конц.) →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) H3PO4 NO2 H2O2) Li3P3) H3PO4 NH4NO34) PBr55) PBr3

39. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) C H2SO4 (конц.) →Б) C Ca →В) C Na2SO4 →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CO2 SO2 H2O2) Na2SO3 CO3) CaC24) CaC5) Na2S CO2

40. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) C H2O →Б) C HNO3 →В) C S →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) CO2 NO2 H2O2) CO2 NH4NO33) CO H24) CO2 H25) CS2

41. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Si O2 →Б) Si S →В) S i Mg →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) SiS22) Mg2S3) MgS4) SiO25) SiS

42. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВАА) Si Cl2 →Б) Si C →В) Si NaOH →

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ1) SiC2) SiCl23) Na2SiO3 H24) Na2SiO3 H2O5) SiCl4

43. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

44. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

45. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

46. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

47. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

48. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

49. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

50. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

51. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

52. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

53. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

54. Дана схема превращений:

Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для третьего превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.

Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий