- Гдз химия 9 класc габриелян о.с. , остроумов и.г., сладков с.а. 2022 §10 общая характеристика неметаллов
- Задание 33
- Задание 34
- Оксид серы (iv)
- Оксид серы (vi)
- Под давлением
- Соли серной кислоты – сульфаты
- Способы получения
- Тест егэ по химии. а 5. строение вещества. ответы.
- Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
- Химические свойства
- Химические свойства сероводорода
- Химические свойства серы
- Химические свойства сульфидов
- Химия 9 класс еремина в.в. кузьменко н.е. дроздова а.а. лунина в.в. §6 относительная плотность газов решебник ответы
Гдз химия 9 класc габриелян о.с. , остроумов и.г., сладков с.а. 2022 §10 общая характеристика неметаллов
ГДЗ Химия 9 класc Габриелян О.С. , Остроумов И.Г., Сладков С.А. 2022 §10 ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА НЕМЕТАЛЛОВ
Красным цветом приводится решение, а фиолетовым ― объяснение. |
Задание 1
Чем различается строение атомов металлов и неметаллов?
Атомы металлов на внешнем энергетическом уровне содержат 1-3 электрона, а неметаллов ― 4-7 электронов. По сравнению с атомами металлов атомы неметаллов той же группы или периода имеют меньший радиус атома.
Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Элементы-неметаллы занимают «правый фланг» элементов А-групп, они расположены справа сверху от диагонали бор―астат, проходящей по неметаллам и условно разделяющей элементы на металлы и неметаллы.
Задание 2
Какие типы кристаллических решёток вы знаете? Металлическая, атомная, молекулярная, ионная кристалические решётки.
Какие из них характерны для простых веществ — неметаллов? Молекулярные и атомные кристаллические решетки.
Приведите примеры неметаллов с различным типом кристаллической решётки, укажите различия в физических свойствах этих веществ.
Простые вещества алмаз C, кремний Si имеют атомные кристаллические решетки, поэтому очень твёрдые, тугоплавкие, нелетучие, не растворяются в воде. Простые вещества азот N2, хлор Cl2, белый фосфор P4 имеют молекулярные кристаллические решетки, поэтому имеют небольшую твёрдость, низкие температуры плавления и кипения, летучие.
Задание 3
Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств металлов? Неметаллы отличаются от металлов разнообразием окраски, отсутствием металлического блеска, обладают низкой электропроводностью (исключение графит — проводник, кремний и германий — полупроводники).
Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота, водорода.
Кислород при обычных условиях бесцветный газ без вкуса и запаха, малорастворим в воде, плотность 1,43 г/л, tкип.=-183°С, tпл.=-219°С; жидкий кислород — подвижная бледно-голубая жидкость, а твердый — синие кристаллы; притягиваются магнитом.
Азот при обычных условиях бесцветный газ без вкуса и запаха, малорастворим в воде, плотность 1,251 г/л, tкип.=-196°С, tпл.=-210°С. Не поддерживает горение. Жидкий и твердый азот также бесцветные, плотность жидкого азота 0,81 г/мл.
Водород при обычных условиях бесцветный газ без вкуса и запаха, нерастворим в воде и намного легче ее, плотность 0,089 г/л, При температуре -253°С газообразный водород переходит в жидкое агрегатное состояние, а при температуре -259°С — в твердое.
Задание 4
В ядре атома химического элемента содержится 76 нейтронов, что на 24 единицы больше числа протонов. Что это за элемент?
N=76
Z=N-24=76-24=52 — это теллур Те.
Ответ: теллур.
Задание 5
Запишите уравнения реакций между следующими веществами:
а) бромом и сероводородом;
Br2 H2S = 2HBr S
б) углеродом и оксидом цинка;
C ZnO = Zn CO (при t0C)
в) кислородом и сульфидом меди (II).
3O2 2CuS = 2CuO 2SO2
Задание 6
Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам превращений:
а) NH3 O2 → N2 Н2O;
4NH3 3O2 = 2N2 6Н2O
Схема окислительно-восстановительной реакции.
N-3H3 O20 → N20 H2O-2
2N-3 -6e → N20 |6|12 |2 ― процесс окисления
O20 4e → 2O-2 |4| |3 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы азота и кислорода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 6 и 4. Это число 12, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 6 и 4, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов азота и кислорода. Множители 2 и 3 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и различными являются индексы этих элементов в формулах исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 2, относится к двум атомам азота, перед формулой азота, а коэффициент 3, относится к двум атомам кислорода, ― перед формулой кислорода. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции аммиак (за счёт атомов азота в степени окисления -3) — восстановитель, а кислород — окислитель.
б) NaOH Br2 → NaBr NaBrO3 Н2O;
6NaOH 3Br2 = 5NaBr NaBrO3 3Н2O
Схема окислительно-восстановительной реакции (тип ОВР: диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в ходе которых и окисляются, и восстанавливаются атомы одного химического элемента).
NaOH Br20 → NaBr-1 NaBr 5O3 H2O
Br0 -5e → Br 5 |5|5|х1 ― процесс окисления
Br0 1e → Br-1 |1| |х5 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы брома. Находим наименьшее общее кратное для чисел 5 и 1. Это число 5, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 5 и 1, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов брома. Числа в последнем столбце ― 1 и 5― это дополнительные множители в схемах соответствующих процессов:
Br0 -5ē ⟶ Br 5
5Br0 5ē ⟶ 5Br-1
Добавим эти уравнения, получим суммарную схему:
6Br0⟶ Br 5 5Br-1
Эти коэффициенты переносим в уравнение реакции (обратите внимание: два атома Br0 есть в составе Br2, поэтому около Br2 ставим коэффициент 3):
NaOH 3Br2 → 5NaBr NaBrO3 H2O
Проверяем, уравнялось ли число атомов элементов, которых не было в схемах окисления и восстановления. Число атомов натрия разное, уравниваем его, поэтому ставим коэффициент 6 перед формулой NaOH:
6NaOH 3Br2 → 5NaBr NaBrO3 H2O
Число атомов водорода разное, уравниваем его, поэтому ставим коэффициент 3 перед формулой Н2О:
6NaOH 3Br2 → 5NaBr NaBrO3 3H2O
Число атомов кислорода одинаковое: по 6 атомов.
В приведённой реакции бром — восстановитель и окислитель.
в) Na2SO3 Cl2 Н2O → Na2SO4 HCl.
Na2SO3 Cl2 Н2O = Na2SO4 2HCl
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Na2S 4O3 Cl20 Н2O → Na2S 6O4 HCl-1
S 4 -2e → S 6 |2|4|1 ― процесс окисления
Cl20 2e → 2Cl-1 |2| |1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и выписываем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы серы и хлора. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 2 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов серы и хлора. Множители 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы элемента серы в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулой двух соединений серы (Na2SO3, Na2SO4), а поскольку различным является индекс элемента хлора ― ставим коэффициент 1 (который обычно не пишем), поскольку относится к двум атомам хлора, перед формулой хлора. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции сульфит натрия (за счёт атомов серы в степени окисления 4) — восстановитель, а хлор — окислитель.
Задание 7
Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 800 л (н.у.) метана СН4, содержащего 5% примесей (по объёму)?
Дано: V(CH4 с прим.)=800 л, ω(прим.)=5%
Найти: V(CO2)-?
Решение
1-й способ
1. Вычисляем объём примесей:
V(прим.)=V(СН4 с прим.)•ω(прим.):100%=800 л • 5%:100%=40 л
2. Вычисляем объём чистого метана:
V(СН4)=V(CH4 с прим.)-V(прим.)=800 л — 40 л=760 л
3. Составим химическое уравнение:
CH4 O2 = CO2 H2O
По уравнению реакции с 1 объёма метана образуется 1 объём углекислого газа, поэтому:
V(СО2)=V(СН4)=760 л
2-й способ
1.Вычисляем массовую долю чистого метана:
ω(СН4)=100%-ω(прим.)=100%-5%=95%
2. Вычисляем объём чистого метана:
V(СН4)=V(СН4 с прим.)•ω(СН4):100%=800 л • 95%:100%=760 л
3. Составим химическое уравнение:
CH4 O2 = CO2 H2O
По уравнению реакции с 1 объёма метана образуется 1 объём углекислого газа, поэтому:
V(СО2)=V(СН4)=760 л
Ответ: 760 л
Задание 8
Серу массой 0,8 г сожгли, полученный газ растворили в 100 г раствора гидроксида натрия с массовой долей щёлочи 4%. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном растворе.
Дано: m(S)=0,8 г, m(раствора)=100 г, w(NaOH)=4%
Найти: w(Na2SO3)—?, wостатка(NaОН)—?
Решение
1. Количество вещества серы массой 0,8 г рассчитываем по формуле: n=m/M, где M ― молярная масса
M(S)=32 г/моль
n(S)=m(S)/M(S)=0,8 г : 32 г/моль=0,025 моль
2. Составим химическое уравнение:
S O2 = SO2↑
По уравнению реакции c 1 моль серы образовалось 1 моль газа оксида серы (IV), количество вещества одинаковое, поэтому
n(SО2)=n(S)=0,025 моль
3. Вычисляем массу гидроксида натрия в растворе:
m(NaOH)=m(раствора)•n(NaOH):100%=100 г•4%:100%=4 г
4. Количество вещества гидроксида натрия массой 4 г рассчитываем по формуле: n=m/M
M(NaOH)=40 г/моль
n(NaOH)=m(NaOH)/M(NaOH)=4 г : 40 г/моль=0,1 моль
5. Составим химическое уравнение:
2NaOH SO2 = Na2SO3 H2O
По уравнению реакции n(NaOH)/2=n(SO2)/1, подставив значения, получим 0,1/2>0,025/1, следовательно, гидроксид натрия взят в избытке, он реагирует не полностью, поэтому расчеты будем проводить по данным серы (IV).
n(Na2SO3)=n(H2O)=n(SO2)=0,025 моль
nпрореаг.(NaОН)=2•n(SO2)=2•0,025 моль=0,05 моль
nостаток(NaOH)=n(NaОН)-nпрореаг.(NaОН)=0,1 моль-0,05 моль=0,05 моль
6. Массы всех соединений рассчитанного количества вещества находим по формуле: n=m/M
M(Na2SO3)=126 г/моль, M(Н2О)=18 г/моль
m(Na2SO3)=n(Na2SO3)•M(Na2SO3)=0,025 г • 126 г/моль=3,15 г
m(Н2О)=n(Н2О)•M(Н2О)=0,025 г • 18 г/моль=0,45 г
mостаток(NaОН)=nостаток(NaОН)•M(NaОН)=0,05 г • 40 г/моль=2 г
7. Расчитываем массу полученного раствора.
mп.(раствора)=m(раствора)-m(NaOH) m(Na2SO3) mостатка(NaОН) m(Н2О)=
=100 г-4 г 3,15 г 2 г 0,45 г=101,6 г
8. Вычисляем массовые доли сульфита натрия и остатка гидроксида натрия в полученном растворе:
w(Na2SO3)=m(Na2SO3):mп.(раствора)•100%=3,15 г:101,6 г•100%=3,1%
wостатка(NaOH)=mостатка(NaOH):mп.(раствора)•100%=2 г:101,6 г•100%=1,96%
Ответ: 3,1% сульфита натрия и 1,96% гидроксида натрия.
Задание 9
Подготовьте сообщение по теме «Из истории создания спичек». Cамостоятельно.
Задание 33
Алюминиевую пластинку поместили на некоторое время в 200 г 5%-ного раствора гидроксида натрия. После выделения 6,72 л (н.у.) газа пластинку извлекли, а через раствор пропустили избыток углекислого газа. Определите массовую долю соли в образовавшемся растворе.
Решение:
2Al 2NaOH 6H2O → 2Na[Al(OH)4] 3H2 (I)
Na[Al(OH)4] CO2 → NaHCO3 Al(OH)3 (II)
NaOH CO2 → NaHCO3 (III)
Вычислим массу и количество вещества гидроксида натрия в исходном растворе:mисх.(NaOH) = 200 г ⋅ 5%/100% = 10 г; nисх.(NaOH) = 10 г/40 г/моль = 0,25 моль.
Вычислим количество вещества и массу выделившегося водорода:n(H2) = V/Vm = 6,72 л/22,4 л/моль = 0,3 моль; m(H2) = n ⋅ M = 0,3 моль ⋅ 2 г/моль = 0,6 г.
Исходя из уравнения реакции (I), количество вещества и масса алюминия, вступившего в реакцию (I), равно:n(Al) = 2/3n(H2) = 2/3 ⋅ 0,3 моль = 0,2 моль; m(Al) = n ⋅ M = 0,2 моль ⋅ 27 г/моль = 5,4 г,
а количество прореагировавшего гидроксида натрия составляет:nреаг.(NaOH) = n(Al) = 0,2 моль.
Количество гидроксида натрия, оставшегося после реакции (I), будет равно:nост.(NaOH) = nисх.(NaOH) − nреаг.(NaOH) = 0,25 моль − 0,2 моль = 0,05 моль.
Вычислим массу раствора, образовавшегося в результате реакции (I):mI(р-ра) = mр-ра(NaOH) m(Al) − m(H2) = 200 г 5,4 г − 0,6 г = 204,8 г.
Поскольку через образовавшийся раствор пропускают избыток углекислого газа, то в результате реакций (II) и (III) образуется кислая соль − гидрокарбонат натрия.
Количество вещества гидроксоалюмината натрия, образовавшегося в результате реакции (I) составляет:
n(Al) = n(Na[Al(OH)4]) = 0,2 моль, следовательно, в результате реакции (II) количество вещества и массы прореагировавшегося углекислого газа и образовавшихся гидрокарбоната натрия и гидроксида алюминия равны:
n(Na[Al(OH)4]) = nII(CO2) = n(Al(OH)3) = nII(NaHCO3) = 0,2 моль;mII(CO2) = M ⋅ n = 44 г/моль ⋅ 0,2 моль = 8,8 г;m(Al(OH)3) = M ⋅ n = 78 г/моль ⋅ 0,2 моль = 15,6 г;mII(NaHCO3) = M ⋅ n = 84 г/моль ⋅ 0,2 моль = 16,8 г.
Вычислим массу раствора, образовавшегося в результате реакции (II):mII(р-ра) = mI(р-ра) mII(CO2) − m(Al(OH)3) = 204,8 г 8,8 г − 15,6 г = 198 г.
Вычислим количество вещества и массы реагирующего углекислого газа и образовавшегося гидрокарбоната натрия в результате реакции (III):nост.(NaOH) = nIII(NaHCO3) = nIII(CO2) = 0,05 моль, следовательно,mIII(CO2)
Общая масса гидрокарбоната натрия равна:mобщ.(NaHCO3) = mII(NaHCO3) mIII(NaHCO3) = 16,8 г 4,2 г = 21 г.
Конечная масса раствора составляет:mконеч.(р-ра) = mII(р-ра) mIII(CO2) = 198 г 2,2 г = 200,2 г.
wконечн.(NaHCO3) = mобщ.(NaHCO3)/mконеч.(р-ра) ⋅ 100% = 21 г/200,2 г ⋅ 100% ≈ 10,5%.
Ответ: wконечн.(NaHCO3) = 10,5%
Задание 34
При сгорании 20,5 г органического вещества образовались углекислый газ массой 66 г и вода объемом 22,5 мл. Известно, что при реакции данного соединения с подкисленным раствором дихромата калия образуется продукт с таким же числом атомов углерода.На основании данных условия задания:1) проведите необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин) и установите молекулярную формулу исходного органического вещества;2) составьте структурную формулу этого вещества, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле;3) напишите уравнение реакции искомого соединения с избытком раствора дихромата калия, подкисленного серной кислотой (используйте структурные формулы органических веществ).
Решение:
1) n(CO2) = m/M = 66 г/44 г/моль = 1,5 моль; n(C) = n(CO2) = 1,5 моль; m(C) = M ⋅ n = 1,5 моль . 12 г/моль = 18 г.n(H2O) = m/M = 22,5 г/18 г/моль = 1,25 моль, n(H) = 2n(H2O), n(H) = 1,25 моль . 2 = 2,5 моль, m(H) = M ⋅ n = 2,5 моль . 1 г/моль = 2,5 г.
Вычислим массу и количество вещества кислорода.m(O) = m(в-ва) − m(C) − m(H) = 20,5 г − 18 г − 2,5 г = 0 г, следовательно, кислород в веществе отсутствует.
Обозначим искомое органическое соединение в виде CxHy, тогда x : y = n(C) : n(H) = 1,5 : 2,5 = 3 : 5.
Простейшая формула искомого соединения C3H5.
Поскольку молекула углеводорода не может содержать нечетное число атомов водорода, то простейшую формулу нужно увеличить в четное число раз. Таким образом, истинная формула соединения может быть записана как (C6H10)n.
Задача на определение формулы в ЕГЭ считается решенной, если найдено хотя бы одно решение, удовлетворяющее условиям задачи. Таким образом, следует проверить варианты истинных при различных значениях n.
2) Из условия задачи известно, что при реакции данного соединения с подкисленным раствором дихромата калия образуется продукт с таким же числом атомов углерода. Данному требованию удовлетворяет циклогексен:
Оксид серы (iv)
Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида серы (IV):
1.Сжигание серы на воздухе:
S O2 → SO2
2.Горение сульфидов и сероводорода:
2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O
2CuS 3O2 → 2SO2 2CuO
3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
Na2SO3 H2SO4 → Na2SO4 SO2 H2O
4.Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.
Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Cu 2H2SO4 → CuSO4 SO2 2H2O
Химические свойства оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) – это типичный кислотныйоксид. За счет серы в степени окисления 4 проявляет свойства окислителяи восстановителя.
1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочамии оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
SO2 2NaOH(изб) → Na2SO3 H2O
SO2(изб) NaOH → NaHSO3
Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
SO2 Na2O → Na2SO3
2. При взаимодействии с водой SO2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
SO2 H2O ↔ H2SO3
3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
2SO2 O2 ↔ 2SO3
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
SO2 Br2 2H2O → H2SO4 2HBr
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
SO2 2HNO3 → H2SO4 2NO2
Озон также окисляет оксид серы (IV):
SO2 O3 → SO3 O2
Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:
5SO2 2H2O 2KMnO4 → 2H2SO4 2MnSO4 K2SO4
Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:
SO2 PbO2 → PbSO4
4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
SO2 2Н2S → 3S 2H2O
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
SO2 2CO → 2СО2 S
SO2 С → S СO2
Оксид серы (vi)
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.
Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.
2SO2 O2 ↔ 2SO3
Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):
SO2 O3 → SO3 O2
SO2 NO2 → SO3 NO
Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):
Fe2(SO4)3 → Fe2O3 3SO3
Химические свойства оксида серы (VI)
1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:
SO3 H2O → H2SO4
2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
SO3 2NaOH(избыток) → Na2SO4 H2O
SO3(избыток) NaOH → NaHSO4
Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):
SO3 MgO → MgSO4
3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления ( 6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:
SO3 2KI → I2 K2SO3
3SO3 H2S → 4SO2 H2O
5SO3 2P → P2O5 5SO2
4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.
Под давлением
«Азот никогда всерьез не рассматривался как основа для жизни, поскольку при нормальных условиях единственным стабильным азотоводородным соединением является аммиак NH3, — говорит Артем Оганов, руководитель лаборатории компьютерного дизайна материалов МФТИ, профессор Нью-Йоркского университета Стоуни-Брук и Сколковского института науки и технологий (Сколтех). — Однако недавно, проводя моделирование различных азотоводородных систем при высоких давлениях (до 800 ГПа) с помощью нашего алгоритма USPEX (Universal Structure Predictor: Evolutionary Xtallography, Универсальный предсказатель структур: эволюционная кристаллография, см. «ПМ» № 10’2022), наша группа обнаружила удивительную вещь. Оказалось, что при давлениях свыше 36 ГПа (360 000 атм) появляется целый ряд стабильных азотоводородов, таких как длинные одномерные полимерные цепи из звеньев N4H, N3H, N2H и NH, экзотические N9H4, образующие двухмерные листы атомов азота с присоединенными катионами NH4 , а также молекулярные соединения N8H, NH2, N3H7, NH4, NH5. Фактически мы обнаружили, что при давлениях порядка 40−60 ГПа азотоводородная химия по своему разнообразию значительно превосходит химию углеводородных соединений при нормальных условиях. Это позволяет надеяться, что химия систем с участием азота, водорода, кислорода и серы также более богата по своему разнообразию, чем традиционная органическая при нормальных условиях».
Вполне возможно, что в поисках экзотической жизни нам не придется лететь на другой конец Вселенной. В нашей собственной Солнечной системе присутствуют две планеты с подходящими условиями. И Уран, и Нептун окутаны атмосферой, состоящей из водорода, гелия и метана, и, по‑видимому, имеют силикатно-железо-никелевое ядро. А между ядром и атмосферой находится мантия, состоящая из горячей жидкости — смесь воды, аммиака и метана. Именно в этой жидкости при нужных давлениях на соответствующих глубинах может происходить предсказанный группой Артема Оганова распад аммиака и образование экзотических азотоводородов, а также более сложных соединений, включающих кислород, углерод и серу. Нептун к тому же обладает внутренним источником тепла, природа которого до сих пор точно не выяснена (предполагается, что это радиогенный, химический или гравитационный нагрев). Это позволяет значительно расширить «зону обитаемости» вокруг нашей (или другой) звезды далеко за пределы, доступные для нашей хрупкой углеродной жизни.
Соли серной кислоты – сульфаты
Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl
Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;
2CuSO4 → 2CuO SO2 O2 (SO3)
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 6SO2 3O2
2ZnSO4 → 2ZnO SO2 O2
2Cr2(SO4)3 → 2Cr2O3 6SO2 3O2
При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)
4FeSO4 → 2Fe2O3 4SO2 O2
Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.
3. За счет серы со степенью окисления 6 сульфаты проявляют окислительныесвойстваи могут взаимодействовать с восстановителями.
Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:
CaSO4 4C → CaS 4CO
4.Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль
CaSO4 ∙ 2H2O − гипс
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленностипроизводят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
- Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
- Очистка полученного газа от примесей.
- Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
- Взаимодействие серного ангидрида с водой.
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
| Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
| Печь для обжига | 4FeS2 11O2 → 2Fe2O3 8SO2 Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800оС |
| Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
| Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
| Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
| Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
| Контактный аппарат | 2SO2 O2 ↔ 2SO3 Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
| Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. nSO3 H2SO4 → H2SO4·nSO3 Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Тест егэ по химии. а 5. строение вещества. ответы.
Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Зависимость свойств веществ от особенностей их кристаллической решетки.
1. Молекулярное строение имеет
1) С122) СаО 3) ZnCl24) NaBr
2. Кристаллическая решетка хлорида кальция
1) металлическая
2) молекулярная
3) ионная
4) атомная
3. Кристаллическая решетка твердого оксида углерода (IV)
1) ионная
2) молекулярная
3) металлическая
4) атомная
4. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
1) CaF22) СО2 3) SiO2 4) A1F3
5. Немолекулярное строение имеет
1) Н2О 2) H2SO43) SiО2 4) СО2
6. Молекулярное строение имеет
1) алмаз
2) азот
3) кремний
4) поваренная соль
7. Немолекулярное строение имеет
1) азот 2) графит 3) аммиак 4) кислород
8. Наибольшую температуру плавления имеет
1) водород
2) кислород
3) оксид углерода (IV)
4) оксид кремния (IV)
9. Ионное строение имеет
1) оксид бора
2) оксид углерода (IV)
3) оксид серы (VI)
4) оксид магния
10.Вещества с металлической кристаллической решеткой
1) хрупкие, легкоплавкие
2) проводят электрический ток, пластичные
3) обладают низкой тепло- и электропроводностью
4) обладают хорошими оптическими свойствами
11. Немолекулярное строение имеет каждое из двух веществ:
1) СО2иСl2 2) Fe и NaCl 3) СО и Mg 4) Na2CO3 и I2 (тв)
12. Вещества твердые, прочные, с высокой температурой плавления, расплавы которых проводят электрический ток, имеют кристаллическую решетку
1) металлическую
2) молекулярную
3) атомную
4) ионную
13. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
1) кремний
2) оксид углерода (IV)
3) оксид кремния
4) нитрат аммония
14. Молекулярная кристаллическая решетка характерна для каждого из веществ, расположенных в ряду:
1) хлорид калия, азот, метан
2) иод, диоксид углерода, гелий
3) алюминий, бром, алмаз
4) водород, сульфат магния, оксид железа (Ш)
15. Ионную кристаллическую решетку имеет каждое из веществ, расположенных в ряду:
1) натрий, хлорид натрия, гидрид натрия
2) кальций, оксид кальция, карбонат кальция
3) бромид натрия, сульфат калия, хлорид железа (II)
4) фосфат магния, хлорид калия, оксид фосфора (V)
16. Молекулярное строение имеет
1) СO2 2) КВг 3) MgS04 4) SiO2
17. Ионы являются структурными частицами
1) кислорода
2) воды
3) оксида углерода (IV)
4) хлорида натрия
18. Металлическую кристаллическую решетку имеет
1) малахит
2) бронза
3) кремнезем
4) графит
19. Кристаллическая решетка брома
1) молекулярная
2) металлическая
3) ионная
4) атомная
20. Верны ли следующие суждения о зависимости свойств веществ от особенностей их кристаллической решетки?
А. Расплавы веществ с ионной кристаллической решеткой проводят электрический ток.
Б. Алмаз и графит имеют атомную кристаллическую решетку.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
21. Немолекулярное строение имеет
22. Ионы являются структурной единицей для каждого из двух веществ:
1) СН4 и I2 2) SO, и Н2О 3) Сl2 и NH3 4) LiF и KCl
23. Молекулярное строение имеет каждое из двух веществ:
1) NН4С1 и CH3NH3
2) Na2CO3 и HNO3
3) C2H5OH и СН4
4} H2S и CH3COONa
24. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
1) фторид кальция
2) бромид алюминия
3) сероводород
4) хлорид меди (П)
25. Молекулярное строение имеет
1) С2Н5ОН 2) А1 3) Fe2(SO4)3 4) КСЮ3
26. Вещества только немолекулярного строения приведены в ряду
1) S8, O2(г), лед
2) Fe, NaCl (тв), алмаз
3) СО2 (г), N2 (г), А1
4) графит, Na2CO3 (тв), I2
27. Утверждение о том, что структурной частицей данного вещества является молекула, справедливо только для
28. Кристаллическая решетка хлорида кальция
29. Кристаллическая решетка твердого оксида углерода (IV)
30. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
Ответы:1-1, 2-3, 3-2, 4-2, 5-3, 6-2, 7-2, 8-4, 9-4, 10-2, 11-2, 12-1, 13-2, 14-2, 15-3, 16-1, 17-4, 18-2, 19-1, 20-3, 21-3, 22-4, 23-3, 24-3, 25-1, 26-2, 27-4, 28-1, 29-2, 30-2
Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
Прежде чем перейти к химическим свойствам неметаллов, вспомним их характерные особенности.
В периодической таблице химических элементов неметаллы располагаются в конце периодов. Внешний электронный слой в их атомах является неполным, но близким к завершению. Поэтому атомы неметаллов легко присоединяют электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы. Это происходит при соединении неметаллов с элементами, атомы которых, наоборот, легко отдают электроны, а такими элементами являются металлы и водород. Поэтому для них типичны реакции соединения с металлами и водородом.
Самым электроотрицательным элементом является фтор. Он не способен отдавать электроны из –за высокой электроотрицательности. Фтор проявляет только окислительные свойства и принимает электроны от других элементов. Другие элементы могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Восстановительные свойства элементы –неметаллы проявляют гораздо слабее, чем металлы. Наиболее сильные окислительные свойства проявляют: фтор, кислород, хлор. Восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк. Промежуточные свойства проявляют азот, сера, йод.
Данные элементы способны образовывать множество типов химических связей с различными химическими элементами – ковалентные, ионные, водородные. Неметаллы, как простые вещества, имеют молекулярное или атомное строение. В нормальных условиях чаще всего это либо газы, либо твердые вещества.
Смотри также:
- Номенклатура неорганических веществ
- Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
- Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
- Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
- Характерные химические свойства кислот
- Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
- Взаимосвязь различных классов неорганических веществ
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
H2SO4 ⇄ H HSO4–
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4– ⇄ H SO42–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
H2SO4 MgO → MgSO4 H2O
Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
H2SO4 КОН → KHSО4 H2O
H2SO4 2КОН → К2SО4 2H2O
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3H2SO4 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 6H2O
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Н2SO4 2NaHCO3 → Na2SO4 CO2 H2O
Или с силикатом натрия:
H2SO4 Na2SiO3 → Na2SO4 H2SiO3
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
NaNO3(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HNO3
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:
NaCl(тв.) H2SO4 → NaHSO4 HCl
4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.
Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
H2SO4 BaCl2 → BaSO4 2HCl
5.Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
H2SO4(разб.) Fe → FeSO4 H2
Серная кислота взаимодействует с аммиакомс образованием солей аммония:
H2SO4 NH3 → NH4HSO4
Концентрированнаясерная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
6H2SO4(конц.) 2Fe → Fe2(SO4)3 3SO2 6H2O
6H2SO4(конц.) 2Al → Al2(SO4)3 3SO2 6H2O
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
2H2SO4(конц.) Cu → CuSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) Hg → HgSO4 SO2 ↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) 2Ag → Ag2SO4 SO2↑ 2H2O
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
3Mg 4H2SO4 → 3MgSO4 S 4H2O
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
5H2SO4(конц.) 4Zn → 4ZnSO4 H2S↑ 4H2O
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
BaCl2 Na2SO4 → BaSO4↓ 2NaCl
Видеоопытвзаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7.Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
5H2SO4(конц.) 2P → 2H3PO4 5SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) С → СО2↑ 2SO2↑ 2H2O
2H2SO4(конц.) S → 3SO2 ↑ 2H2O
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
3H2SO4(конц.) 2KBr → Br2↓ SO2↑ 2KHSO4 2H2O
5H2SO4(конц.) 8KI → 4I2↓ H2S↑ K2SO4 4H2O
H2SO4(конц.) 3H2S → 4S↓ 4H2O
Химические свойства сероводорода
1.В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
H2S 2NaOH → Na2S 2H2OH2S NaOH → NaНS H2O
2.Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
2H2S O2 → 2S 2H2O
В избытке кислорода:
2H2S 3O2 → 2SO2 2H2O
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S Br2 → 2HBr S↓
H2S Cl2 → 2HCl S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
H2S 4Cl2 4H2O → H2SO4 8HCl
Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
H2S 2HNO3(конц.) → S 2NO2 2H2O
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
H2S 8HNO3(конц.) → H2SO4 8NO2 4H2O
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:
2H2S SO2 → 3S 2H2O
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S 2FeCl3 → 2FeCl2 S 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
3H2S K2Cr2O7 4H2SO4 → 3S Cr2(SO4)3 K2SO4 7H2O
2H2S 4Ag O2 → 2Ag2S 2H2O
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
H2S H2SO4(конц.) → S SO2 2H2O
Либо до оксида серы (IV):
H2S 3H2SO4(конц.) → 4SO2 4H2O
4.Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
H2S Pb(NO3)2 → PbS 2HNO3
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопытвзаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Химические свойства серы
В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.
1. Сера проявляет свойства окислителя(при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя(с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.
1.1. При горениисеры на воздухе образуется оксид серы (IV):
S O2 → SO2
1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода)образуются галогениды серы:
S Cl2 → SCl2 (S2Cl2)
S 3F2 → SF6
1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
2P 3S → P2S3
2P 5S → P2S5
2S C → CS2
1.4. При взаимодействии с металламисера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.
Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:
S Fe → FeS
S Hg → HgS
Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
3S 2Al → Al2S3
1.5. С водородомсера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
S H2 → H2S
2.Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителямисера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).
Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:
S 6HNO3 → H2SO4 6NO2 2H2O
Серная кислотатакже окисляет серу. Но, поскольку S 6 не может окислить серу же до степени окисления 6, образуется оксид серы (IV):
S 2H2SO4 → 3SO2 2H2O
Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют серу до 4:
S 2KClO3 → 3SO2 2KCl
Взаимодействие серы с сульфитами(при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:
S Na2SO3 → Na2S2O3
2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.
Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:
S 6NaOH → Na2SO3 2Na2S 3H2O
При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:
3S 2H2O (пар) → 2H2S SO2
Химические свойства сульфидов
1. Растворимые сульфиды гидролизуютсяпо аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
K2S H2O ⇄ KHS KOHS2– H2O ⇄ HS– OH–
2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.
Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:
CaS 2HCl → CaCl2 H2S
А сульфид никеля, например, не растворяется:
NiS HСl ≠
3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.
Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:
CuS 8HNO3 → CuSO4 8NO2 4H2O
или горячей концентрированной серной кислоте:
CuS 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 4SO2 4H2O
4.Сульфиды проявляют восстановительныесвойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
PbS 4H2O2 → PbSO4 4H2O
Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:
СuS Cl2 → CuCl2 S
5.Сульфиды горят(обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).
Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):
2CuS 3O2 → 2CuO 2SO2
Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:
2Cr2S3 9O2 → 2Cr2O3 6SO2
2ZnS 3O2 → 2SO2 ZnO
6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественныена ион S2−.
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
Na2S Pb(NO3)2 → PbS↓ 2NaNO3
Na2S 2AgNO3 → Ag2S↓ 2NaNO3
Na2S Cu(NO3)2 → CuS↓ 2NaNO3
7.Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).
Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:
Al2S3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S
Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.
Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:
3Na2S 2AlCl3 6H2O → 2Al(OH)3 3H2S 6NaCl
Химия 9 класс еремина в.в. кузьменко н.е. дроздова а.а. лунина в.в. §6 относительная плотность газов решебник ответы
ХИМИЯ 9 КЛАСС Еремина В.В. Кузьменко Н.Е. Дроздова А.А. Лунина В.В. §6 Относительная плотность газов РЕШЕБНИК ОТВЕТЫ
Красным цветом приводится решение, а фиолетовым ― объяснение. |
Задание 1
Во сколько раз кислород тяжелее:
а) водорода;
DH2(O2)=M(O2):M(H2)=32 г/моль : 2 г/моль=16
Ответ: кислород тяжелее водорода в 16 раз.
б) воздуха?
Dвоздуха(O2)=M(O2):M(воздуха)=32 г/моль : 29 г/моль=1,1
Ответ: кислород тяжелее воздуха в 1,1 раза.
Задание 2
Найдите относительную плотность гелия и неона:
а) по водороду;
DH2(He)=M(He):M(H2)=4 г/моль : 2 г/моль=2
DH2(Ne)=M(Ne):M(H2)=20 г/моль : 2 г/моль=10
б) по воздуху.
Dвоздуха(He)=M(He):M(воздуха)=42 г/моль : 9 г/моль=0,14
Dвоздуха(Ne)=M(Ne):M(воздуха)=20 г/моль : 29 г/моль=0,69
Задание 3
Объясните, почему относительные плотности всех газов по водороду больше 1. Водород имеет наименьшую молярную массу среди всех элементов (является самым лёгким газом).
Задание 4
Найдите относительную плотность по гелию следующих газов: H2, CH4, N2, O2, SO2.
DHe(H2)=M(H2):M(He)=2 г/моль : 4 г/моль=0,5
DHe(CH4)=M(CH4):M(He)=16 г/моль : 4 г/моль=4
DHe(N2)=M(N2):M(He)=28 г/моль : 4 г/моль=7
DHe(O2)=M(O2):M(He)=32 г/моль : 4 г/моль=8
DHe(SO2)=M(SO2):M(He)=64 г/моль : 4 г/моль=16
Задание 5
Из таблицы 2 выпишите газы, которые:
а) легче воздуха; H2, N2, CH4, NH3
Легче воздуха ― газы, относительная плотность которых по воздуху меньше единицы.
Dвоздуха(H2)=M(H2):M(воздуха)=2 г/моль : 29 г/моль=0,07<1
Dвоздуха(N2)=M(N2):M(воздуха)=28 г/моль : 29 г/моль=0,96<1
Dвоздуха(CH4)=M(O2):M(воздуха)=16 г/моль : 29 г/моль=0,55<1
Dвоздуха(NH3)=M(SO2):M(воздуха)=17 г/моль : 29 г/моль=0,58<1
б) тяжелее воздуха. O2, F2, Cl2, Br2, CO2
Тяжелее воздуха ― газы, относительная плотность которых по воздуху больше единицы.
Dвоздуха(O2)=M(O2):M(воздуха)=32 г/моль : 29 г/моль=1,1>1
Dвоздуха(F2)=M(F2):M(воздуха)=38 г/моль : 29 г/моль=1,3>1
Dвоздуха(Cl2)=M(Cl2):M(воздуха)=71 г/моль : 29 г/моль=2,45>1
Dвоздуха(Br2)=M(Br2):M(воздуха)=160 г/моль : 29 г/моль=5,52>1
Dвоздуха(CO2)=M(CO2):M(воздуха)=44 г/моль : 29 г/моль=1,52>1
Какой газ из приведённых в ней самый лёгкий; самый тяжёлый? Самый лёгкий газ водород H2, а самый тяжёлый ― бром Br2.
Задание 6
Плотность некоторого газа по кислороду равна 2. Чему равна плотность этого газа по водороду?
Дано: DO2(газа)=2
Найти: DH2(газа)-?
Решение
По условию задачи DO2(газа)=2, поэтому M(газа)/M(O2)=2, отсюда M(газа)=2•M(O2)=2•32 г/моль=64 г/моль
DH2(газа)=M(газа)/M(H2)=64 г/моль : 2 г/моль=32
Ответ: DH2(газа)=32
Задание 7
Какой газ тяжелее азота, но легче кислорода? Воздух
Mr(N2)<Mr(газ)<Mr(O2)
Mr(N2)=2•Ar(N)=2•14=28
Mr(O2)=2•Ar(O)=2•16=32
Mr(воздуха)=29
28<29<32
Задание 8
Приведите формулы пяти газов, которые легче воздуха. H2, He, Ne, N2, CH4, NH3.
Легче воздуха ― газы, относительная плотность которых по воздуху меньше единицы.
Задание 9
Оксид углерода и оксид азота имеют одинаковую плотность при одних и тех же условиях. Определите формулы оксидов.
Существуют два оксида углерода CO (28 г/моль) и CO2(44 г/моль) и пять оксидов азота N2O (44 г/моль), NO (30 г/моль), N2O3(76 г/моль), NO2(46 г/моль) и N2O5(108 г/моль). Если оксид углерода и оксид азота имеют одинаковую плотность ― это значит они имеют одинаковые молярные массы, следовательно, формулы оксида углерода (IV) CO2 и оксида азота (I) N2O.
Задание 10
Углерод образует два газообразных оксида. Чему равна плотность более тяжёлого оксида по более лёгкому?
DCO(CO2)=M(CO2)/M(CO)=44 г/моль : 28 г/моль=1,57
Задание 11
Самый тяжёлый газ при комнатной температуре ― гексафторид теллура TeF6. Чему равна его относительная плотность:
а) по воздуху;
Dвоздуха(TeF6)=M(TeF6)/M(воздуха)=242 г/моль : 29 г/моль=8,35
б) по водороду?
DH2(TeF6)=M(TeF6)/M(H2)=242 г/моль : 2 г/моль=121
Задание 12
Трёхвалентный элемент образует газообразное соединение с водородом, которое в 2 раза тяжелее аммиака. Какова формула соединения?
Дано: E ― элемент V группы (8-5=3) и его формула имеет вид EH3, M(EH3)=2•M(NH3)
Найти: формулу соединения EH3 -?
По условию задачи Mr(EH3)=2•Mr(NH3), отсюда Mr(EH3)=2•Mr(NH3)=2•17=34
Mr(EH3)=Ar(E) 3•Ar(H)=Ar(E) 3•1=Ar(E) 3
Ar(E) 3=34
Ar(E)=34-3
Ar(E)=31 ― такую относительную атомную массу имеет элемент V группы фосфор Р, следовательно, формула имеет вид PH3.
Ответ: PH3
Задание 13
Хлор образует газообразные оксиды, в которых его валентность равна I и IV. Какой из оксидов легче хлора, а какой тяжелее?
Дано: оксиды Cl2O и ClO2
Найти: DCl2(Cl2O)-?, DCl2(ClO2)-?
Решение
DCl2(Cl2O)=M(Cl2O):M(Cl2)=87 г/моль : 71 г/моль=1,23
DCl2(ClO2)=M(ClO2):M(Cl2)=67,5 г/моль : 71 г/моль=0,95
Ответ: оксид хлора (IV) легче хлора, а оксид хлора (I) ― тяжелее.