- 3 Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
- Применение аргона:
- Реакции, взаимодействие углерода с оксидами. уравнения реакции:
- Сера в химии
- Таблица электроотрицательности химических элементов (1 часть):
- Таблица электроотрицательности химических элементов (2 часть):
- Таблица электроотрицательности химических элементов (3 часть):
- Тест на свойства соединений кислорода и серы. часть 1.
- Тренировочные задания. реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ – himi4ka
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
Водород
Водород (Н) — элемент особого значения, широко распространенный в природе. В переводе с латинского Hydrogenium означает «порождающий воду».
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. Н2 в 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:
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.
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 фтороводород: Н2 F2 → 2HF. При 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.
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 Cl2 → 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.
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.
Кислород, сера, азот
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.
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 → H2SO4 6NO2 2H2O. Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S 6NaOН → 2Na2S Na2SО3 3Н2О. В последней реакции образуются сульфиды и сульфиты.
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: NH3 2О2 → HNO3 Н2О.
Фосфор, углерод, кремний
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: Р4 5О2 → Р4О10. Поэтому 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 → РН3 3Н3РО2. 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.
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 2H2 → 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 SiCl4 и SiBr4 и твердый SiI4. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS2. С углеродом кремний образует карбид кремния.
Применение аргона:
Таблица химических элементов Д.И. Менделеева
- 1. Водород
- 2. Гелий
- 3. Литий
- 4. Бериллий
- 5. Бор
- 6. Углерод
- 7. Азот
- 8. Кислород
- 9. Фтор
- 10. Неон
- 11. Натрий
- 12. Магний
- 13. Алюминий
- 14. Кремний
- 15. Фосфор
- 16. Сера
- 17. Хлор
- 18. Аргон
- 19. Калий
- 20. Кальций
- 21. Скандий
- 22. Титан
- 23. Ванадий
- 24. Хром
- 25. Марганец
- 26. Железо
- 27. Кобальт
- 28. Никель
- 29. Медь
- 30. Цинк
- 31. Галлий
- 32. Германий
- 33. Мышьяк
- 34. Селен
- 35. Бром
- 36. Криптон
- 37. Рубидий
- 38. Стронций
- 39. Иттрий
- 40. Цирконий
- 41. Ниобий
- 42. Молибден
- 43. Технеций
- 44. Рутений
- 45. Родий
- 46. Палладий
- 47. Серебро
- 48. Кадмий
- 49. Индий
- 50. Олово
- 51. Сурьма
- 52. Теллур
- 53. Йод
- 54. Ксенон
- 55. Цезий
- 56. Барий
- 57. Лантан
- 58. Церий
- 59. Празеодим
- 60. Неодим
- 61. Прометий
- 62. Самарий
- 63. Европий
- 64. Гадолиний
- 65. Тербий
- 66. Диспрозий
- 67. Гольмий
- 68. Эрбий
- 69. Тулий
- 70. Иттербий
- 71. Лютеций
- 72. Гафний
- 73. Тантал
- 74. Вольфрам
- 75. Рений
- 76. Осмий
- 77. Иридий
- 78. Платина
- 79. Золото
- 80. Ртуть
- 81. Таллий
- 82. Свинец
- 83. Висмут
- 84. Полоний
- 85. Астат
- 86. Радон
- 87. Франций
- 88. Радий
- 89. Актиний
- 90. Торий
- 91. Протактиний
- 92. Уран
- 93. Нептуний
- 94. Плутоний
- 95. Америций
- 96. Кюрий
- 97. Берклий
- 98. Калифорний
- 99. Эйнштейний
- 100. Фермий
- 101. Менделеевий
- 102. Нобелий
- 103. Лоуренсий
- 104. Резерфордий
- 105. Дубний
- 106. Сиборгий
- 107. Борий
- 108. Хассий
- 109. Мейтнерий
- 110. Дармштадтий
- 111. Рентгений
- 112. Коперниций
- 113. Нихоний
- 114. Флеровий
- 115. Московий
- 116. Ливерморий
- 117. Теннессин
- 118. Оганесон
Таблица химических элементов Д.И. Менделеева
Реакции, взаимодействие углерода с оксидами. уравнения реакции:
1. Реакция взаимодействия углерода и оксида углерода (IV):
CO2 C ⇄ 2CO (t = 700-1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида углерода (IV) и углерода происходит с образованием оксида углерода (II). Реакция представляет собой взаимодействие углекислого газа с раскаленными углями.
2. Реакция взаимодействия углерода и оксида магния:
MgO C → Mg CO (t > 2000 °C).
Реакция взаимодействия оксида магния и углерода происходит с образованием магния и оксида углерода (II).
3. Реакция взаимодействия углерода и воды:
H2O C → CO H2 (t > 1000 °C).
Реакция взаимодействия воды и углерода происходит с образованием оксида углерода (II) и водорода. Реакция представляет собой восстановление воды углеродом. Водяной пар при температуре свыше 1000°C взаимодействует с раскаленным коксом с образованием водяного газа (смеси водорода и оксида углерода (II)).
C 2H2O → CO2 2H2 (t°).
Реакция взаимодействия углерода и воды происходит с образованием оксида углерода (IV) и водорода.
4. Реакция взаимодействия углерода и оксида железа:
FeO C → Fe CO (t > 1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида железа и углерода происходит с образованием железа и оксида углерода (II).
5. Реакция взаимодействия углерода и оксида меди:
C CuO → Cu CO (t = 1200 °C).
Реакция взаимодействия углерода и оксида меди происходит с образованием меди и оксида углерода (II).
6. Реакция взаимодействия углерода и оксида германия:
GeO2 C → Ge CO2 (t = 500-600 °C).
Реакция взаимодействия оксида германия и углерода происходит с образованием германия и оксида углерода (IV). Реакция протекает в атмосфере водорода.
7. Реакция взаимодействия углерода и оксида азота:
2NO C → N2 CO2 (t = 400-500 °C).
Реакция взаимодействия оксида азота (II) и углерода происходит с образованием азота и оксида углерода (IV).
8. Реакция взаимодействия углерода и оксида теллура:
TeO2 C → Te CO2 (t = 600-700 °C).
Реакция взаимодействия оксида теллура и углерода происходит с образованием теллура и оксида углерода (IV).
9. Реакция взаимодействия углерода и оксида цинка:
ZnO C → Zn CO (t = 1200-1300 °C).
Реакция взаимодействия оксида цинка и углерода происходит с образованием цинка и оксида углерода (II).
10. Реакция взаимодействия углерода и оксида серы:
SO2 C → S CO2 (t = 400-600 °C).
Реакция взаимодействия оксида серы и углерода происходит с образованием серы и оксида углерода (IV).
11. Реакция взаимодействия углерода и оксида никеля:
NiO C → Ni CO (t = 300-400 °C).
Реакция взаимодействия оксида никеля и углерода происходит с образованием никеля и оксида углерода (II).
12. Реакция взаимодействия углерода и оксида марганца:
MnO2 C → Mn CO2 (t = 600-700 °C).
Реакция взаимодействия оксида марганца и углерода происходит с образованием марганца и оксида углерода (IV).
13. Реакция взаимодействия углерода и оксида свинца:
2PbO C → 2Pb CO2 (t = 600 °C).
Реакция взаимодействия оксида свинца и углерода происходит с образованием свинца и оксида углерода (IV).
14. Реакция взаимодействия углерода и оксида кремния (IV) :
SiO2 C → SiO CO (t = 1300 °C).
Реакция взаимодействия оксида кремния (IV) и углерода происходит с образованием оксида кремния (II) и оксида углерода (II). Реакция протекает в вакууме. Образуются примеси: кремний Si, карбид кремния SiC.
15. Реакция взаимодействия углерода, оксида магния и хлора:
MgO Cl2 C → MgCl2 CO (t = 800-1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида магния, хлора и углерода происходит с образованием хлорида магния и оксида углерода (II).
16. Реакция взаимодействия углерода, оксида кальция и хлора:
CaO C Cl2 → CaCl2 CO (t = 1000 °C).
Реакция взаимодействия оксида кальция, углерода и хлора происходит с образованием хлорида кальция и оксида углерода (II).
17. Реакция взаимодействия углерода, оксида бериллия и хлора:
BeO Cl2 C → BeCl2 CO (t = 700-900 °C).
Реакция взаимодействия оксида бериллия, хлора и углерода (графит) происходит с образованием хлорида бериллия и оксида углерода (II).
18. Реакция взаимодействия углерода, оксида титана и водорода:
TiO2 C 2H2 → TiC 2H2O (t = 1800 °C).
Реакция взаимодействия оксида титана, углерода и водорода происходит с образованием карбида титана и воды.
19. Реакция взаимодействия углерода, оксида гафния и брома:
HfO2 C 2Br2 → HfBr4 CO2 (t > 500 °C).
Реакция взаимодействия оксида гафния, углерода и брома происходит с образованием бромида гафния и оксида углерода (IV).
20. Реакция взаимодействия оксида углерода, циркония и брома:
ZrO2 C 2Br2 → ZrBr4 CO2 (t = 500-700 °C).
Реакция взаимодействия оксида циркония, углерода и брома происходит с образованием бромида циркония и оксида углерода (IV).
Сера в химии
Сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы, который имеет удушающий и раздражающий запах.
- Сера нерастворима в воде, но растворима в сероуглероде и, в меньшей степени, в других неполярных органических растворителях, таких как бензол и толуол.
Сера реагирует почти со всеми другими элементами, за исключением благородных газов.
- Элементарная сера нетоксична, как и большинство растворимых сульфатных солей, таких как соли Эпсома.
Растворимые сульфатные соли плохо абсорбируются и оказывают слабительное действие.
- При парентеральном введении они свободно фильтруются почками и устраняются с очень небольшой токсичностью в мультиграммовых количествах.
Когда сера горит в воздухе, она производит диоксид серы (SO2)
В воде этот газ производит серную кислоту и сульфиты; сульфиты являются антиоксидантами, которые подавляют рост аэробных бактерий и полезную пищевую добавку в небольших количествах.
- В высоких концентрациях эти кислоты вредят легким, глазам или другим тканям.
- В организмах без легких, таких как насекомые или растения, сульфит в высокой концентрации предотвращает дыхание.
Триоксид серы (получаемый в результате катализа из диоксида серы) и серная кислота одинаково сильно кислотны и вызывают коррозию в присутствии воды.
Серная кислота является сильным дегидратирующим агентом, который может удалять имеющиеся молекулы воды и компоненты воды из сахара и органических тканей.
После этой познавательной информации необходимо изучить химические свойства серы, а также ее получение, поэтому я составила таблицу для использования в подготовке к ОГЭ и ЕГЭ по химии.
Таблица: химические свойства серы
1) Получение | 1) В лаборатории | Из водных растворов: Na2SO3S 2H2SO4 (k) → 2NaHSO4 S↓ SO2 H2O |
2) В промышленности |
1) 2H2S (газ) 3O2 → 2SO2 2H2O (сжигание); 2) 2H2S SO2 → 3S↓ 2H2O (kat., Al2O3, Fe2O3); 3) 2H2S H2SO3 → 2S↓ 3H2O; 4) H2S (газ) → S↓ H2 (t > 400 C); 5) SO2 C → CO2 S↓ (t). 1) ZnS O2 → ZnO SO2 (t); 2) SO2 C → CO2 S↓ (t).
1) CaSO4 4C → 4CO↑ CaS (t); 2) CaS 4C H2O → CaCO3 H2S↑; 3) 2H2S O2 → 2S↑ 2H2O. | |
2) Химические свойства | Окислительные и | 1) С металлами: 3S 2Al → Al2S3 (t); S 2Na → Na2S (расплав); S Me → MeS Q (Me = металлы, кроме Au, Pt, Ir). 2) С неметаллами: S (тв.) H2 → H2S (150 – 350 C); S O2 → SO2 (t); 2S C → CS2 (800-900 C); 3S 2P → P2S3 (расплав); 5S 2P → P2S5 (без доступа воздуха). 3) С щелочами: 3S 6NaOH → 2NaS Na2SO3 3H2O; 4S 6NaOH → 2Na2S Na2SO3 3H2O; 3S 3Ca(OH)2 → 2CaS CaSO4 3H2O (кипячение); 2S 4NaOH 3O2 → 2Na2SO4 2H2O (расплав, t). 4) С кислотами: S 2H2SO4 → 3SO2↑ 2H2O (t); S 2HNO3 (p.) → H2SO4 2NO↑ (t); S 6HNO3 (k.) → H2SO4 6NO2↑ 2H2O (t); S 2HI → H2S I2. 5) C солями: 3S 2KClO3 → 3SO2↑ 2KCl (t); S 2KMnO4 → K2SO4 2MnO2 (в слабощелочной среде); S 3K2CO3 →2K2S K2SO3 3CO2↑. |
Таблица электроотрицательности химических элементов (1 часть):
| Атомный номер | Химический элемент | Символ | Электроотрицательность по шкале Полинга |
| 1 | Водород | H | 2,20 |
| 2 | Гелий | He | 4,5 |
| 3 | Литий | Li | 0,98 |
| 4 | Бериллий | Be | 1,57 |
| 5 | Бор | B | 2,04 |
| 6 | Углерод | C | 2,55 |
| 7 | Азот | N | 3,04 |
| 8 | Кислород | O | 3,44 |
| 9 | Фтор | F | 3,98 |
| 10 | Неон | Ne | 4,4 |
| 11 | Натрий | Na | 0,93 |
| 12 | Магний | Mg | 1,31 |
| 13 | Алюминий | Al | 1,61 |
| 14 | Кремний | Si | 1,90 |
| 15 | Фосфор | P | 2,19 |
| 16 | Сера | S | 2,58 |
| 17 | Хлор | Cl | 3,16 |
| 18 | Аргон | Ar | 4,3 |
| 19 | Калий | K | 0,82 |
| 20 | Кальций | Ca | 1,0 |
| 21 | Скандий | Sc | 1,36 |
| 22 | Титан | Ti | 1,54 |
| 23 | Ванадий | V | 1,63 |
| 24 | Хром | Cr | 1,66 |
| 25 | Марганец | Mn | 1,55 |
| 26 | Железо | Fe | 1,83 |
| 27 | Кобальт | Co | 1,88 |
| 28 | Никель | Ni | 1,91 |
| 29 | Медь | Cu | 1,90 |
| 30 | Цинк | Zn | 1,65 |
| 31 | Галлий | Ga | 1,81 |
| 32 | Германий | Ge | 2,01 |
| 33 | Мышьяк | As | 2,18 |
| 34 | Селен | Se | 2,55 |
| 35 | Бром | Br | 2,96 |
Таблица электроотрицательности химических элементов (2 часть):
| 36 | Криптон | Kr | 3,0 |
| 37 | Рубидий | Rb | 0,82 |
| 38 | Стронций | Sr | 0,95 |
| 39 | Иттрий | Y | 1,22 |
| 40 | Цирконий | Zr | 1,33 |
| 41 | Ниобий | Nb | 1,6 |
| 42 | Молибден | Mo | 2,16 |
| 43 | Технеций | Tc | 1,9 |
| 44 | Рутений | Ru | 2,2 |
| 45 | Родий | Rh | 2,28 |
| 46 | Палладий | Pd | 2,20 |
| 47 | Серебро | Ag | 1,93 |
| 48 | Кадмий | Cd | 1,69 |
| 49 | Индий | In | 1,78 |
| 50 | Олово | Sn | 1,96 |
| 51 | Сурьма | Sb | 2,05 |
| 52 | Теллур | Te | 2,1 |
| 53 | Йод | I | 2,66 |
| 54 | Ксенон | Xe | 2,6 |
| 55 | Цезий | Cs | 0,79 |
| 56 | Барий | Ba | 0,89 |
| 57 | Лантан | La | 1,10 |
| 58 | Церий | Ce | 1,12 |
| 59 | Празеодим | Pr | 1,13 |
| 60 | Неодим | Nd | 1,14 |
| 61 | Прометий | Pm | 1,1 |
| 62 | Самарий | Sm | 1,17 |
| 63 | Европий | Eu | 1,2 |
| 64 | Гадолиний | Gd | 1,20 |
| 65 | Тербий | Tb | 1,20 |
| 66 | Диспрозий | Dy | 1,22 |
| 67 | Гольмий | Ho | 1,23 |
| 68 | Эрбий | Er | 1,24 |
| 69 | Тулий | Tm | 1,25 |
| 70 | Иттербий | Yb | 1,1 |
Таблица электроотрицательности химических элементов (3 часть):
| 71 | Лютеций | Lu | 1,27 |
| 72 | Гафний | Hf | 1,3 |
| 73 | Тантал | Ta | 1,5 |
| 74 | Вольфрам | W | 2,3 |
| 75 | Рений | Re | 1,9 |
| 76 | Осмий | Os | 2,2 |
| 77 | Иридий | Ir | 2,2 |
| 78 | Платина | Pt | 2,28 |
| 79 | Золото | Au | 2,64 |
| 80 | Ртуть | Hg | 2,0 |
| 81 | Таллий | Tl | 1,62 |
| 82 | Свинец | Pb | 2,33 |
| 83 | Висмут | Bi | 2,02 |
| 84 | Полоний | Po | 2,0 |
| 85 | Астат | At | 2,2 |
| 86 | Радон | Rn | 2,2 |
| 87 | Франций | Fr | 0,7 |
| 88 | Радий | Ra | 0,9 |
| 89 | Актиний | Ac | 1,1 |
| 90 | Торий | Th | 1,3 |
| 91 | Протактиний | Pa | 1,5 |
| 92 | Уран | U | 1,38 |
| 93 | Нептуний | Np | 1,36 |
| 94 | Плутоний | Pu | 1,28 |
| 95 | Америций | Am | 1,3 |
| 96 | Кюрий | Cm | 1,3 |
| 97 | Берклий | Bk | 1,3 |
| 98 | Калифорний | Cf | 1,3 |
| 99 | Эйнштейний | Es | 1,3 |
| 100 | Фермий | Fm | 1,3 |
| 101 | Менделевий | Md | 1,3 |
| 102 | Нобелий | No | 1,3 |
| 103 | Лоуренсий | Lr | 1,3 |
| 104 | Резерфордий (Курчатовий) | Rf | |
| 105 | Дубний (Нильсборий) | Db | |
| 106 | Сиборгий | Sg | |
| 107 | Борий | Bh | |
| 108 | Хассий | Hs | |
| 109 | Мейтнерий | Mt | |
| 110 | Дармштадтий | Ds |
Коэффициент востребованности 7 033
Тест на свойства соединений кислорода и серы. часть 1.
Задание №78
Установите соответствие между формулой/названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Решение
Ответ: 312
Задание №79
Установите соответствие между формулой/названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Решение
Ответ: 241
Задание №80
Установите соответствие между формулой/названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Решение
Ответ: 421
Задание №81
Установите соответствие между формулой/названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Решение
Ответ: 321
Задание №82
Установите соответствие между формулой/названием вещества и набором реагентов, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
Запишите в таблицу выбранные цифры под соответствующими буквами.
Решение
Ответ: 241
Задание №90
Навеску сульфида цинка подвергли обжигу в токе кислорода, при этом образовалось 1,12 л газа. Определите массу 10% раствора гидроксида натрия, в котором можно полностью растворить полученный твердый остаток. Ответ укажите в граммах и округлите до целых.
Решение
Ответ: 40 г
Пояснение:
Уравнение реакции:
2ZnS 3O2 = 2ZnO 2SO2
2NaOH ZnO H2O = Na2[Zn(OH)4]
ν(SO2) = 1,12/22,4 = 0,05 моль
ν(NaOH) = 2ν(SO2) = 2⋅0,05 = 0,1 моль
m(NaOH) = M⋅n = 40⋅0,1 = 4 г
mр-ра(NaOH) = 4 г/0,1 = 40 г
Задание №94
При взаимодействии 100 г раствора хлорида железа(III) с избытком сульфида калия выпало 4,16 г осадка. Вычислите массовую долю соли в исходном растворе. Ответ укажите в процентах и округлите до десятых.
Решение
Ответ: 6,5
Пояснение:
Запишем уравнение реакции:
2FeCl3 3K2S = 2FeS S 6KCl
Как видно из уравнения осадок представляет из себя смесь сульфида железа (II) и серы.
Пусть
ν(S) = x моль, тогда
ν(FeS) = 2ν(S) = 2x моль, а
масса серы будет равна:
m(S) = ν(S)⋅M(S) = 32x г, а масса m(FeS) = ν(FeS)⋅M(FeS) = 88⋅2x = 176x г, а суммарная масса осадка:
m(S FeS) = 32x 176x = 208x г
В то же время из условия m(S FeS) = 4,16 г
Тогда,
208x = 4,16
x = 0,02
Тогда
ν(FeCl3) = 2ν(S) = 2⋅0,02 = 0,04 моль
m(FeCl3) = M⋅n = 162 ⋅ 0,04 = 6,48 г
ω(FeCl3) = 100% ⋅ m(FeCl3)/ m(р-ра) = 100% ⋅ 6,48 / 100 ≈ 6,5 %
Задание №97
Рассчитайте массу осадка, который можно получить при взаимодействии 10 мл 5% раствора нитрата серебра (плотность 1,05 г/см3) и 20 мл 1% раствора сульфида лития (плотность 1,0 г/см3). Ответ укажите в граммах и и округлите до десятых.
Решение
Ответ: 0,4
Пояснение:
mр-ра(AgNO3) = Vр-ра(AgNO3)⋅ρ(р-ра(AgNO3) = 10 мл⋅1,05 г/мл = 10,5 г
m(AgNO3) = mр-ра(AgNO3)⋅ω(AgNO3)/100% = 10,5 г⋅0,05 = 0,525 г
ν(AgNO3) = m(AgNO3)/M(AgNO3) = 0,525 г/170 г/моль = 0,0031 моль
mр-ра(Li2S) = Vр-ра(Li2S)⋅ρ р-ра(Li2S) = 20 мл ⋅ 1,0 г/мл = 20 г
m(Li2S) = mр—ра(Li2S) ⋅ ω(Li2S) / 100% = 20 г ⋅ 0,01 = 0,2 г
ν(Li2S) = m(Li2S) / M(Li2S) = 0,2 г / 46 г/моль = 0,00435 моль
Li2S 2AgNO3 = Ag2S 2LiNO3
Найдем избыток и недостаток
ν(AgNO3)/2 = 0,00155 < ν(Li2S)/1 = 0,00435 моль
т.е. в недостатке у нас нитрат серебра, расчет ведем по нему
ν(Ag2S) = ν(AgNO3)/2 = 0,00155 моль
m(Ag2S) = M(Ag2S) ⋅ ν(Ag2S) = 248 г/моль ⋅ 0,00155 моль ≈ 0,4 г
Тренировочные задания. реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов неорганических веществ – himi4ka
1. Натрий сплавили с серой. Образовавшееся соединение обработали соляной кислотой, выделившийся газ нацело прореагировал с оксидом серы (IV). Образовавшееся вещество обработали концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.
2. Натрий сожгли в избытке кислорода. Образовавшееся вещество обработали водой. Полученную смесь прокипятили, после чего в горячий раствор пропустили хлор. Напишите уравнения описанных реакций.
3. Калий нагрели в атмосфере азота. Полученное соединение обработали избытком соляной кислоты, после чего к образовавшейся смеси солей добавили суспензию гидроксида кальция и нагрели. Полученный газ пропустили над раскаленным оксидом меди (II). Напишите уравнения описанных реакций.
4. Калий сожгли в атмосфере хлора, образовавшуюся соль обработали избытком водного раствора нитрата серебра. Выпавший осадок отфильтровали, фильтрат выпарили и осторожно нагрели. Образовавшуюся соль обработали водным раствором брома. Напишите уравнения описанных реакций.
5. Барий растворили в избытке соляной кислоты, к полученному раствору добавили избыток раствора сульфата натрия. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили с углем. Образовавшийся газ пропустили над оксидом железа (III). Напишите уравнения описанных реакций.
6. Барий растворили в воде. К полученному раствору добавили сульфат калия, выпавший осадок отфильтровали, после чего через горячий фильтрат пропустили газообразный хлор. Реакционную массу выпарили, а затем прокалили до образования одной соли. Напишите уравнения описанных реакций.
7. Алюминий растворили в соляной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора карбоната калия. Выпавший осадок растворили в избытке раствора едкого калия, а выделившийся газ пропустили над раскаленным углем. Напишите уравнения описанных реакций.
8. Алюминий растворили в водном растворе горячего гидроксида натрия. К полученному раствору добавили по каплям разбавленную соляную кислоту до прекращения выделения осадка. Выделившийся в первой реакции газ пропустили над раскаленным оксидом меди (II). Полученное простое вещество растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.
9. Углерод сожгли в недостатке кислорода, образовавшийся газ пропустили над оксидом меди (II). Полученное простое вещество сплавили с серой, а продукт этой реакции сожгли в кислороде. Напишите уравнения описанных реакций.
10. Кремний сожгли в кислороде. Продукт реакции сплавили с карбонатом натрия, образовавшееся вещество обработали избытком соляной кислоты при нагревании. Осадок отфильтровали, а к фильтрату добавили раствор нитрата серебра. Напишите уравнения описанных реакций.
11. Газ, образовавшийся при взаимодействии азота и водорода, разделили на две части. Первую пропустили над раскаленным оксидом меди (II), вторую сожгли в кислороде в присутствии катализатора. Образовавшийся газ в избытке кислорода превратился в газ бурого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
12. Разбавленная азотная кислота прореагировала с магнием с выделением бесцветного газа. В его атмосфере сожгли графит с образованием простого и сложного веществ. Простое вещество при нагревании вступило в реакцию с кальцием, а сложное прореагировало с избытком раствора гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
13. Аммиак поглотили азотной кислотой, полученную соль нагрели до образования только двух оксидов. Один из них прореагировал с натрием, а второй при высокой температуре прореагировал с медью. Напишите уравнения описанных реакций.
14. Оксид азота (II) доокислили кислородом. Продукт реакции поглотили раствором гидроксида калия, через полученный раствор пропускали кислород до тех пор, пока в нем не образовалась только одна соль. Напишите уравнения описанных реакций.
15. Фосфат кальция прокалили с песком и углем. Полученное простое вещество сожгли в кислороде, продукт реакции растворили в воде и нейтрализовали гидроксидом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
16. Фосфор сожгли в избытке кислорода, а образовавшееся вещество сплавили с оксидом натрия. Полученную соль разделили на две части: первую ввели в реакцию с хлоридом кальция, а вторую — с нитратом серебра. Напишите уравнения описанных реакций.
17. Железо сплавили с серой, полученную соль обработали разбавленной серной кислотой. Выделившийся газ сожгли в избытке кислорода, а образовавшееся соединение поглотили раствором гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.
18. Серу сплавили с алюминием, полученную соль растворили в воде. Выпавший осадок растворили в избытке гидроксида калия, а газ сожгли в избытке кислорода. Напишите уравнения описанных реакций.
19. Серу растворили в кипящем растворе гидроксида натрия. К полученному раствору добавили хлорид цинка, выпавший осадок отфильтровали и сожгли в кислор оде. Образовавшийся при этом газ прореагировал с сероводородом. Напишите уравнения описанных реакций.
20. Оксид серы (IV) окислили кислородом в присутствии катализатора. Образовавшееся вещество поглотили избытком гидроксида натрия, а к полученному раствору добавили раствор хлорида бария. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили с коксом. Напишите уравнения описанных реакций.
21. Железо сожгли в атмосфере хлора. Полученную соль растворили в воде и добавили к ней раствор йодида калия. Выпавший осадок простого вещества отделили и разделили на две части. Первую обработали разбавленной азотной кислотой, а вторую нагрели в атмосфере водорода. Напишите уравнения описанных реакций.
22. Железо растворили в соляной кислоте, к полученному раствору добавили гидроксид натрия до прекращения выделения осадка. В полученную реакционную массу вначале пропустили кислород, а затем добавили избыток йодоводородной кислоты до прекращения выделения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
23. Цинк растворили в растворе гидроксида калия. Выделившийся газ прореагировал с литием, а к полученному раствору по каплям добавляли соляную кислоту до прекращения выделения осадка. Его отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
24. Перманганат калия обработали избытком раствора соляной кислоты, образовался раствор, и выделился газ. Раствор разделили на две части: к первой добавили гидроксид калия, а ко второй — нитрат серебра. Выделившийся газ прореагировал с раствором гидроксида калия при охлаждении. Напишите уравнения описанных реакций.
25. Осадок, полученный при взаимодействии растворов сульфата железа (III) и нитрата бария, отфильтровали. Фильтрат обработали избытком едкого натра. Выпавший осадок отделили и прокалили. Полученное вещество обработали избытком раствора соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
26. Литий сплавили с серой. Полученную соль обработали разбавленной соляной кислотой, при этом выделился газ с запахом тухлых яиц. Этот газ сожгли в избытке кислорода, при этом выделился газ с характерным резким запахом. При пропускании этого газа в избыток гидроксида натрия образовалась средняя соль. Напишите уравнения описанных реакций.
27. Нитрат калия подвергли термическому разложению. Выделившийся газ на свету пропустили через насыщенный раствор сероводорода в воде. Выпавшее вещество желтого цвета сплавили с железом, а полученную соль обработали разбавленной соляной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.
28. Расплав хлорида натрия подвергли электролизу. Газ, выделившийся на аноде, прореагировал с водородом с образованием нового газообразного вещества с характерным резким запахом. Его растворили в воде и обработали расчетным количеством перманганата калия, при этом образовался газ желто-зеленого цвета. Это вещество вступает при охлаждении в реакцию с гидроксидом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
29. Нитрат натрия сплавили с оксидом хрома в присутствии карбоната натрия. Выделившийся при этом газ прореагировал с избытком раствора гидроксида бария с выпадением осадка белого цвета. Осадок растворили в избытке раствора соляной кислоты и в полученный раствор добавили нитрат серебра до прекращения выделения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
30. Литий прореагировал с водородом. Продукт реакции растворили в воде, при этом образовался газ, реагирующий с бромом, а полученный раствор при нагревании прореагировал с хлором с образованием смеси двух солей. Напишите уравнения описанных реакций.
31. Натрий сожгли на воздухе. Образовавшееся при этом твердое вещество поглощает углекислый газ с выделением кислорода и выделением соли. Последнюю соль растворили в соляной кислоте, а к полученному при этом раствору добавили раствор нитрата серебра. При этом выпал белый творожистый осадок. Напишите уравнения описанных реакций.
32. Калий сплавили с серой. Полученную соль обработали соляной кислотой. Выделившийся при этом газ пропустили через раствор бихромата калия в серной кислоте. Выпавшее вещество желтого цвета отфильтровали и сплавили с алюминием. Напишите уравнения описанных реакций.
33. Магний растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору последовательно добавили гидроксид натрия, бромоводородную кислоту, фосфат натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
34. Кальций сожгли в атмосфере азота. Полученную соль разложили кипящей водой. Выделившийся газ сожгли в кислороде в присутствии катализатора, а к суспензии прибавили раствор соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
35. Барий растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделился бесцветный газ — несолеобразующий оксид. Полученный раствор разделили на три части. Первую — выпарили досуха, полученный осадок прокалили. Ко второй части прилили раствор сульфата натрия до прекращения выделения осадка; к третьей добавили раствор карбоната натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
36. Алюминий вступил в реакцию с Fe3O4. Полученную смесь веществ растворили в концентрированном растворе гидроксида натрия и отфильтровали. Твердое вещество сожгли в атмосфере хлора, а фильтрат обработали концентрированным раствором хлорида алюминия. Напишите уравнения описанных реакций.
37. Сульфат бария сплавили с коксом. Твердый остаток растворили в соляной кислоте, выделившийся газ вступил в реакцию с оксидом серы (IV), а раствор — с сульфитом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
38. Кремний растворили в концентрированном растворе гидроксида натрия. Через полученный раствор пропустили углекислый газ. Выпавший осадок отфильтровали, высушили и разделили на две части. Первую растворили в плавиковой кислоте, вторую сплавили с магнием. Напишите уравнения описанных реакций.
39. Азот при нагревании на катализаторе прореагировал с водородом. Полученный газ поглотили раствором азотной кислоты, выпарили досуха и полученное кристаллическое вещество разделили на две части. Первую разложили при температуре 190–240 °C, при этом образовался только один газ и водяные пары. Вторую часть нагрели с концентрированным раствором едкого натра. Напишите уравнения описанных реакций.
40. Красный фосфор окислили кипящей азотной кислотой. Выделившийся при этом газ поглотили раствором гидроксида калия. Продукт окисления в первой реакции нейтрализовали гидроксидом натрия, а к образовавшейся реакционной массе по каплям добавили раствор хлорида кальция до прекращения выделения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.
41. Кислород подвергли воздействию электроразряда в озонаторе. Полученный газ пропустили через водный раствор йодида калия, при этом выделился новый газ без цвета и запаха, поддерживающий горение и дыхание. В атмосфере последнего газа сожгли натрий, а полученное при этом твердое вещество прореагировало с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.
42. Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при этом газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выделения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
43. Хром сожгли в атмосфере хлора. К образовавшейся соли добавили по каплям гидроксид калия до прекращения выделения осадка. Полученный осадок окислили перекисью водорода в среде едкого калия и упарили. К полученному твердому остатку добавили избыток горячего раствора концентрированной соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
44. Перманганат калия обработали концентрированной горячей соляной кислотой. Выделившийся при этом газ собрали, а к реакционной массе по каплям прибавили раствор гидроксида калия до прекращения выделения осадка. Собранный газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия, при этом образовалась смесь двух солей. Раствор выпарили, твердый остаток прокалили в присутствии катализатора, после чего в твердом остатке осталась одна соль. Напишите уравнения описанных реакций.
