ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ...

ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

ЦЕНТР ДОВУЗОВСКОЙ ПОДГОТОВКИ

Е.М. Князева

ХИМИЯ.Системный курс

для поступающих в ВУЗ.

Томск - 2010

УДК 53(076)М54

Князева Е.М. Химия. Системный курс для поступающих в ВУЗ. – Томск: ТПУ, 2010. – 96 с.

Рецензент: Т.А. Сарычева, к.х.н., доцент каф. ОХОС ХТФ ТПУ

Системный курс химии для подготовки абитуриентов ставит целью систематизацию и углубление знаний выпускника средней школы в соответствии с требованиями к вступительным испытаниям на химические специальности.

«Химия. Системный курс для поступающих в ВУЗ» рассмотрен 16.01.10 и рекомендован к печати методическим Советом Центра довузовской подготовки ТПУ.

@ Центр довузовской подготовки ТПУ, 2010

Предисловие

Предлагаемый системный курс подготовки абитуриентов по химии построен в соответствии с кодификатором элементов содержания единого государственного экзамена по данному предмету. Его цель – систематизировать и углубить знания учащимися, выпускниками школ и абитуриентами школьного курса химии, расширить сферу их приложения к решению расчетных и качественных задач повышенной сложности, к развитию возможностей свободно оперировать понятиями и терминами химической науки.

Содержание курса носит целевой характер, так как оно ориентировано на поступающих в Томский политехнический университет, на химические специальности. Таковыми являются все специальности химико-технологического факультета и две специальности (химическая технология материалов современной энергетики и химическая технология редких элементов и материалов на их основе) физико-технического факультета.

Содержательная часть включает в себя краткие формулировки основных законов и понятий химии, свойства неорганических и органических веществ, представленные в виде сводных таблиц.

Как показал анализ результатов вступительных испытаний, наибольшее количество ошибок абитуриенты допускают при ответах на самые элементарные вопросы: установить класс соединения, написать формулу гидроксида, закончить уравнение реакции кислотно-основного взаимодействия. Данные разделы общей химии учащиеся изучают в 8 – 9 классах и, вероятно, к выпускному, одиннадцатому, классу материал забывается. В данном пособии раздел химии, касающийся классов неорганических соединений, представлен в компактном, удобном для изучения и повторения виде.

Большие затруднения абитуриенты испытывают при ответах на вопросы по электрохимии. Действительно, данная тема является одной из самых сложных в химии. В пособии в доступной форме дано объяснение процессам, происходящим при электролизе расплавов и растворов веществ.

С целью ознакомления абитуриентов с формой предстоящих испытаний в пособии приведены задания из билетов Единого государственного экзамена, вариант пробного билета ЕГЭ 2006 года, а также образец билета Межвузовской олимпиады по химии 2005 года.

Вступительные испытания по химии в Томский политехнический университет проводятся в форме единого государственного экзамена. Данный вид испытаний предполагает тщательную проработку теоретического материала, а также умение решать расчетные задачи.

ПОДГОТОВКА К ИСПЫТАНИЯМ

При подготовке к испытаниям следует руководствоваться программой по химии для поступающих в высшие учебные заведения Российской Федерации, а также кодификатором элементов содержания экзаменационной работы.

КОДИФИКАТОР элементов содержания по химии

Кодификатор составлен на базе обязательного минимума содержания основного общего и среднего (полного) образования по химии (приложения к Приказам Минобразования РФ № 1236 от 19.05.98 и № 56 от 30.06.99) с учетом Федерального компонента государственного стандарта общего образования (приказ Минобразования России от 5 марта 2004 г. № 1089).

Кодраз-де-ла

Кодконтроли-

руемого элемента

Элементы содержания, проверяемые заданиями КИМ

1 Химический элемент1.1 Формы существования химических элементов.

Современные представления о строении атомов. Основное и возбужденное состояние атомов. Изотопы.

1.2 Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов. Понятие об электронном облаке, s- и р- электронах. Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов.

1.3 Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

2 Вещество2.1 Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная),

ионная, металлическая, водородная.2.2 Способы образования ковалентной связи. Характеристики

ковалентной связи: длина и энергия связи. Образование ионной связи.

2.3 Понятие об электроотрицательности химических элементов. Заряды ионов. Степень окисления.

2.4 Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Зависимость свойств веществ от особенностей их кристаллической решетки.

2.5 Многообразие неорганических веществ. Классификация неорганических веществ.

2.6 Общая характеристика металлов главных подгрупп I—III групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.

2.7 Характеристика металлов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

2.8 Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV-VII групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.

2.9

2.9.1.2.9.22.9.32.9.4

Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: простых веществ (металлов и неметаллов);оксидов (основных, амфотерных, кислотных);оснований, амфотерных гидроксидов, кислот;солей средних и кислых.

2.10 Взаимосвязь неорганических веществ.2.11 Основные положения и направления развития теории

химического строения органических веществ А.М. Бутлерова. Изомерия и гомология органических веществ.

2.12 Многообразие органических веществ. Классификация органических веществ. Систематическая номенклатура.

2.13 Гомологический ряд углеводородов. Изомеры углеводородов. Структурная и пространственная изомерия.

2.14 Особенности химического и электронного строения алканов, алкенов, алкинов, их свойства.

2.15 Ароматические углеводороды. Бензол, его электронное строение, свойства. Гомологи бензола (толуол).

2.16 Электронное строение функциональных групп кислородосодержащих органических соединений.

2.17

2.17.12.17.2

Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений:предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола;альдегидов и предельных карбоновых кислот.

2.18 Сложные эфиры. Жиры. Мыла.2.19 Углеводы. Моносахариды, дисахариды, полисахариды.

2.20 Амины. 2.21 Аминокислоты как амфотерные органические соединения.

Белки.Химическая реакция

3.1 Классификация химических реакций.3.2 Понятие о скорости химической реакции. Факторы,

влияющие на изменение скорости химической реакции.3.3 Тепловой эффект химической реакции. Сохранение и

превращение энергии при химических реакциях.3.4 Обратимые и необратимые химические реакции.

Химическое равновесие и условия его смещения.3.5 Электролитическая диссоциация неорганических и

органических кислот, щелочей, солей. Степень диссоциации.

3.6 Реакции ионного обмена.3.7 Реакции окислительно-восстановительные.

Коррозия металлов.3.8 Гидролиз солей.3.9 Электролиз расплавов и растворов солей.3.10

3.10.13.10.23.10.3

Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения:углеводородов;кислородосодержащих соединений;азотсодержащих соединений.

3.11 Механизмы реакций замещения и присоединения в органической химии. Правило В.В. Марковникова.

3.12

3.12.13.12.2

Реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов:неорганических веществ;углеводородов и кислородосодержащих органических соединений.

4 Познание и применение веществ и химических реакций4.1 Правила работы в лаборатории. Лабораторная посуда и

оборудование. Правила безопасности при работе с едкими, горючими и токсичными веществами, средствами бытовой химии.

4.2 Методы исследования объектов, изучаемых в химии. Качественные реакции неорганических и органических веществ.

4.3 Общие научные принципы химического производства (на примере промышленного получения аммиака, серной кислоты, метанола). Промышленное получение веществ и охрана окружающей среды.

4.4 Природные источники углеводородов, их переработка.

4.5 Основные методы синтеза высокомолекулярных соединений (пластмасс, синтетических каучуков, волокон).

4.6 Вычисление массы растворенного вещества, содержащегося в определенной массе раствора с известной массовой долей.

4.7 Расчеты: объемных отношений газов при химических реакциях.

4.8 Расчеты: массы вещества или объема газов по известному количеству вещества из участвующих в реакции.

4.9 Расчеты: теплового эффекта реакции.4.10 Расчеты: массы (объема, количества вещества) продуктов

реакции, если одно из веществ дано в избытке (имеет примеси).

4.11 Расчеты: массы (объема, количества вещества) продукта реакции, если одно из веществ дано в виде раствора с определенной массовой долей растворенного вещества.

4.12 Нахождение молекулярной формулы вещества.

Распределение заданий экзаменационной работы по содержательным блокам (темам, разделам) курса химии

№п/п

Содержатель-ные блоки

Число заданий

Максимальный балл за выполнение заданий каждого блока

% от общего максимального балла – 67

% элементов данного блока в кодификаторе

1 Химический элемент

2 2 3% 5,4%

2 Вещество 21 26 39% 45,5%3 Химическая

реакция15 27 40% 27,3%

4 Познание и применение веществ и химических реакций

7 12 18% 21,8%

5 ИТОГО 45 67 100% 100%

Содержание каждого задания экзаменационной работы соотносится с требованиями к уровню подготовки выпускников средней (полной) школы по химии, согласно которым учащиеся должны уметь: - называть вещества по их химическим формулам;

- классифицировать неорганические и органические вещества (по составу и свойствам) и химические реакции (по всем известным признакам классификации); - определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений; вид химической связи в неорганических и органических веществах; тип кристаллической решетки в веществах; изомеры и гомологи по структурным формулам и т.д.; - составлять: а) уравнения химических реакций различных типов; б) уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей, солей; в) полные и сокращенные ионные уравнения реакций обмена; - характеризовать общие свойства химических элементов и их соединений на основе положения в периодической системе Д.И.Менделеева, состав, свойства и применение веществ, факторы, влияющие на изменение скорости химической реакции и состояние химического равновесия; - объяснять закономерности в изменении свойств веществ, сущность изученных видов химических реакций; - проводить вычисления по химическим формулам и химическим уравнениям и т.д.

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ, ФОРМУЛЫ, ОПРЕДЕЛЕНИЯ

Атомно-молекулярное учениеЗакон сохранения массы-энергии . В изолированной системе сумма

масс и энергий постояннаE = mc2

Закон постоянства состава . Любое химически индивидуальное вещество всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. В 1808 г. Ж.Л.Пруст в споре с К. Бертолле доказал, что все вещества, не зависимо от способов их получения, всегда имеют оределенный и постоянный состав (CO2, NO, P2O5 и т.д.). Закон полностью выполняется для газообразных и жидких веществ, но в 1913 г. Н.С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава – оксиды, нитриды, карбиды и т.д. – кристаллические соелинения, состав которых может меняться в зависимости от способа их получения.Бертоллиды - вещества переменного составаДальтониды – вещества постоянного состава

Закон Авогадро . В равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одинаковое количество частиц (молекул, атомов и т.д.)Первое следствие: 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) занимает объем, равный 22,4 л.(Vm= 22,4 л/моль).

n = VVm

Второе следствие: 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) содержит число структурных единиц, равное числу Авогадро (NА = 6,02 1023моль-1).

n = NNa

Третье следствие: Отношение молекулярных масс двух газообразных веществ есть величина постоянная, называемая относительной плотностью одного вещества по другому (Dв).

М вещества А = М вещества В Dв

Объединяя все три следствия, можно вывести формулу для расчета количества вещества:

n = = VVm = N

Na

Типы кристаллических решеток

Кристаллические решетки по характеру химических связей образующих их частиц подразделяются на атомные, ионные, молекулярные и металлические.

1) Для кристаллических решеток с атомной структурой характерно наличие в узлах атомов, прочно связанных между собой валентными связями. Кристаллы такого типа обладают высокой температурой плавления, большой твердостью и хрупкостью. Примерами веществ с атомной кристаллической решеткой являются: Si, C, SiO2, SiC и т.д.

2) Решетки с ионной структурой содержат в узлах электростатически взаимодействующие ионы. Кристаллы с подобной структурой обладают несколько меньшей, чем атомные, температурой плавления и твердостью, но большей хрупкостью. Ионной кристаллической решеткой обладают все соединения с ионным типом связи, например: CsCl, KI, NaBr, Na2O, NaH и т.д.

3) Решетки с молекулярной структурой в узлах содержат молекулы, связанные между собой слабыми межмолекулярными связями, которые легко разрушаются. Поэтому молекулярные кристаллы, как правило, легкоплавки, летучие, диэлектрики, обладают малой твердостью. Такими соединениями являются: CO2, H2, H2O и т.д.

4) Для решеток с металлической структурой характерно наличие в узлах, кроме атомов, также и ионов, которые образуются за счет отрыва электронов. Атомы и ионы находятся в состоянии обмена электронами. В процессе такого непрерывного обмена электронами часть их стационарно остается в свободном состоянии, образуя так называемый «электронный газ». Наличие свободно перемещающихся электронов и динамически обменивающихся ими ионов и атомов сообщает металлическим кристаллам специфические свойства: пластичность, электронную проводимость, высокую теплопроводность.

Классы неорганических соединений

Простые вещества Сложные вещества

Оксиды Гидроксиды Соли

Кислоты Основания

Амфотерные основания

Простые вещества

Простое вещество – это вещество, состоящее из атомов одного и того же элемента. При этом атомы могут быть не связанными между собой (He, Ne …), связанными в молекулы (O2, H2, S8, P4) или кристаллы (все металлы).

Простые вещества делят на металлы и неметаллы. Из 110 известных на сегодня элементов только 22 являются неметаллами.

Причиной многочисленности простых веществ (элементов – 110, простых веществ – более 300) является аллотропия.

Аллотропия - способность атомов одного и того же химического элемента образовывать несколько простых веществ. Аллотропные модификации образуют: O, S, P, C, Si и др.

Элемент Аллотропные модификацииКислород Кислород (О2) и озон (О3)Сера Ромбическая (S8), моноклинная (S8), пластическаяУглерод Алмаз, графит, карбин, фуллеренФосфор Белый, красный, черный и т.д.

К металлам относятся: все s-элементы (кроме водорода и гелия), все d-элементы, все f-элементы, кроме того, среди р-элементов – большинство металлов:

III IV V VI VII VIIIB C N O F NeAl Si P S Cl ArGa Ge As Se Br KrIn Sn Sb Te I XeTl Pb Bi Po At Rn

В представленной таблице неметаллы расположены в верхней части от разделяющей линии.

Металлы – это вещества, обладающие металлическим блеском, пластичностью, тепло- и электропроводностью, уменьшающейся с

увеличением температуры. При обычных условиях металлы – твердые вещества (кроме ртути).Неметаллы не обладают общностью физических свойств.

Общие свойства металлов Общие свойства неметалловМеталлы проявляют только положительные степени окисления:Mn +2 +3 +4 +5 +6 +7

Неметаллы проявляют как положительные, так и отрицательные степени окисления:Cl -1 +1 +3 +5 +7

Металлы способны к образованию простых катионов: Fe2+, Fe3+

Неметаллы не образуют простых катионов

Металлы проявляют только восстановительные свойства:2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Неметаллы проявляют как восстановительные, так и оакислительные свойства:Cl2 + H2O = HCl + HClO

К благородным газам относятся: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. К благородным металлам относятся: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Au, Ag.К шелочным металлам относятся: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.К шелочно-земельным металлам относятся: Ca, Sr, Ba, Ra.Самый тугоплавкий металл - WСамый легкоплавкий металл - HgСамый тяжелый металл – Os (Ir)Самый легкий металл – LiСамыми распространенными элементами в космическом пространстве являются водород (75%) и гелий (24%).К самым распространенным элементам в земной коре относятся:

O Si Al Na Fe Ca58% 19,6% 6,4% 2,3% 1,8% 1,8%В самородном состоянии в земной коре могут содержаться: все

благородные металлы, медь, ртуть, сера.Все остальные металлы и неметаллы содержатся только в связанном состоянии:

Сульфиды: CuS, Cu2S, FeS2 (пирит)…Галогениды: NaCl (каменная соль), KCl (сильвинит) …

Наиболее распространенные способы получения металлов

1) Электролиз растворов и расплавов солей: 2Al2O3 2Al + 3O2

2) Пирометаллургия – получение металлов восстановлением из расплавов (как правило, оксидов) при высоких температурах: Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

3) Гидрометаллургия – получение металлов из растворов их солей:4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na[Au(CN)4] + 4NaOHNa[Au(CN)4] + Zn Au + Na2[Zn(CN)4]

Оксиды

Солеобразующие Безразличные N2O, NO, CO

Кислотные Амфотерные ОсновныеP2O5 ZnO CaO

Безразличные оксиды – это оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, которым соответствуют кислоты, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте совпадает:

SO3 – H2SO4 P2O5 – H3PO4 (HPO3) Cl2O – HСlOДля получения формулы кислоты необходимо к молекуле оксида прибавить одну молекулу воды:

SO2 + H2O = H2SO3 Cl2O7 + H2O = (H2Cl2O8) HClO4

Основные оксиды - оксиды, которым соответствуют основания:CaO – Ca(OH)2 Na2O – NaOH FeO – Fe(OH)2

Амфотерные оксиды – оксиды, проявляющие свойства как кислотных, так и основных оксидов.

Тип оксида Кислотный Амфотерный ОсновныйНеметаллы + - -Примеры

соединенийSO2, SO3, P2O5,Cl2O, Cl2O7, NO2

- -

Металлы +Образуют в степенях окисления

+8, +7, +6, +5

+Образуют в степенях окисления

+4, +3

+Образуют в степенях окисления

+2, +1Примеры

соединенийMn2O7, CrO3, FeO3,

Nb2O5

Fe2O3, Cr2O3, MnO2, Al2O3

Na2O, K2O, CaO, FeO, MnO

Исключение ZnO, BeO, SnO, PbO

Получение оксидов

1.Окисление простых веществ:2Mg + O2 2MgO2P + 5O2 2P2O5

2. Разложение оснований:Cu(OH)2 CuO + H2O

3. Разложение солей:(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

Химические свойства оксидов

Взаимодействие

Кислотныеоксиды

Амфотерные оксиды

Основныеоксиды

С водой SO3 + H2O = H2SO4

Mn2O7 + H2O = HMnO4

NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

-Na2O + H2O = NaOHCaO + H2O = Ca(OH)2

С кислотами

- Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O

С кислотными оксидами

- Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 Na2O + SO3 = Na2SO4

С щелочами

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6]

-

С основными оксидами

SO3 + Na2O = Na2SO4 Al2O3 + Na2O = 2NaAlO2 -

Гидроксиды

Основные Амфотерные Кислотные

Растворимые в воде Нерастворимые (щелочи)- образуют в водетолько щелочные и щелочно-земельные металлы

Получение гидроксидов

1. Некоторые щелочи получают электролизом растворов солей:2NaCl + 2H2O H2 + 2NaOH + Cl2

2. Нерастворимые в воде основания получают действием щелочи на соответствующую соль:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Тип гидроксида Кислотный Амфотерный ОсновныйНеметаллы + - -

Примеры соединений

H2SO4, H2SO3,HNO3, HClO, HCl

- -

Металлы +Образуют в степенях окисления+8, +7, +6, +5

+Образуют в степенях окисления+4, +3

+Образуют в степенях окиления +2, +1

Примерысоединений

HMnO4,H2CrO4, H2FeO4

Fe(OH)3, Cr(OH)3, Al(OH)3

NaOH, KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2

Исключения Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2

Химические свойства гидроксидов

Взаимодействие

Кислотныегидроксиды

Амфотерные гидроксиды

Основныегидроксиды

С кислотами

- Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

NaOH + HCl = NaCl + H2O

С кислотными оксидами

- 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O

С щелочами H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

Al(OH)3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (расплав)Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] (раствор)

-

С основными оксидами

H2SO4 + Na2O = Na2SO4 + H2O

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

-

Соли

Кислые Средние Основные Комплексные ДвойныеKHSO4 K2SO4 CuOHCl [Mn(H2O)6]Cl2 KCr(SO4)2

NaH2PO4 Na3PO4 Al(OH)2NO3 Na3[Al(OH)6] KAl(SO4)2

Кислые соли – продукты неполного замещения катионами основания катионов водорода в кислоте:

KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2ONaOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O2NaOH + H3PO4 = K2HPO4 + 2H2O

Средние соли – продукты полного замещения катионами основания катионов водорода в кислоте:

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

3NaOH + H3PO4 = K3PO4 +3H2OОсновные соли – продукты неполного замещения анионами кислоты гидроксогрупп основания:

Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + H2OCa(OH)2 + HCl = CaOHCl + H2O

Номенклатура1. Оксидов:

SO3 – оксид серы(VI) Mn2O7 – оксид марганца(VII)NO2 – оксид азота(IV) Cl2O – оксид хлора(I)

2. Кислот:H2SO4 – серная кислота H2SO3 – сернистая кислотаHNO3 – азотная HNO2- азотистаяH3PO4 – ортофосфорная HPO3 – метафосфорная H4P2O7 – дифосфорнаяH2CO3 – угольная H2SiO3 – кремниеваяHClO – хлорноватистая HClO2 – хлористая HClO3 – хлорноватая HClO4 - хлорная 3. Солей:

Название анионов:SO4

2- - сульфат SO32- - сульфит S2- - сульфид

PO43- - фосфат PO3

3- - фосфит P3- - фосфидNO3

- - нитрат NO2- - нитрит N3- - нитрид

ClO4- - перхлорат ClO3

- - хлорат ClO2- - хлорит

ClO- - гипохлорит Cl- - хлорид CO32-

– карбонатSiO3

2- - силикат FeO4

2- – феррат FeO2- – феррит

MnO4- - перманганат MnO4

2- –манганатCrO4

2- - хромат Cr2O72- - дихромат

Примеры названий солей:

K2SO4 – сульфат калия KClO3 – хлорат калияNa3PO4 – ортофосфат натрия Na2SiO3 – силикат натрияKHSO4 – гидросульфат калия NH4Cl – хлорид аммонияNaH2PO4 – дигидрофосфат натрия CuOHCl – хлорид гидроксомеди(II)Al(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия

Тривиальные названия некоторых соединений:

CO – угарный газ CO2 – углекислый газN2O – веселящий газ NO2 – бурый газ, «лисий хвост»HF – плавиковая кислота HCN – синильная кислотаNa2CO3 – кальцинированная сода NaHCO3 – питьевая содаNa2CO310H2O – кристаллическая сода CaSO42H2O – гипсNaOH – каустическая сода, едкий каустик, едкий натрCuSO45H2O – медный купорос FeSO47H2O – железный купоросH2SO4 – купоросное масло AgNO3 – ляписFeS2 – пирит, серный колчедан СaCO3 – известняк, мрамор, мел

СaO – негашеная известь Сa(OH)2 – гашеная известь, известковое молоко

РастворыМассовая доля растворенного вещества показывает массу

растворенного вещества, содержащуюся в 100 г раствора:

% = m

mв

а

р. .

р р100%

mр-ра = Vmр-ра = mрастворителя + mрастворенного вещества

Молярная концентрация (CM) показывает количество растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора:

CM = [CM] = моль/л

Растворимость показывает массу вещества в насыщенном растворе, приходящуюся на 100 г растворителя при данной температуре. Например, растворимость хлорида натрия при 20 оС равна 36. Это означает, что для получения насыщенного раствора при 20 оС необходимо в 100 г воды растворить 36 г NaCl.

Степень диссоциации показывает отношение числа продиссоциированных молекул (Nдис.) к общему числу молекул (Nобщ.)

= NдисNобщ

..

В зависимости от значения степени диссоциации, вещества подразделяют на:Сильные электролиты - 33 %Слабые электролиты - 3 %Электролиты средней силы - 3 % 33 %

Разделение на сильные и слабые электролиты является условным, так как сила электролита зависит от многих факторов, в частности, от концентрации раствора - чем меньше концентрация раствора, тем больше сила электролита.

Примеры диссоциации веществ: Кислоты

Ступенчатая диссоциация: H2SO4 = H+ + HSO4-

HSO4- H+ + SO4

2-

Полная диссоциация: H2SO4 2H+ + SO42-

Ступенчатая диссоциация: H3PO4 H+ + H2PO4-

H2PO4- H+ + HPO4

2-

HPO42- H+ + PO4

-3

Полная диссоциация: H3PO4 3H+ + PO43-

ОснованияСтупенчатая диссоциация: Ca(OH)2 = CaOH++ OH-

CaOH+ Ca2++ OH-

Полная диссоциация: Ca(OH)2 Ca2++ 2OH-

Соли

Средние: Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-

K3PO4 = 3K+ + PO43-

Основные: CuOHNO3 = CuOH+ + NO3-

(FeOH)2 SO4 = 2FeOH+ + SO42-

Кислые: NaHSO4 = Na+ + HSO4-

NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-

Гидролиз солей

Гидролиз - это обменная реакция вещества с водой.Различают несколько вариантов гидролиза.1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой,

практически не подвергается гидролизу. Растворы таких солей (NaCl, KNO3

и др.) имеют нейтральную среду (рH = 7).2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой,

гидролизуется по аниону, т.к. анион образует с ионами водорода слабую кислоту:

КСN + H2O HCN + KOH CN- + HOH HCN + OH-

Cреда в этом случае щелочная (рН > 7).Соли, образованные многоосновными кислотами, гидролизуются

ступенчато:

1-я ступень: К2СО3 + НОН КНСО3 + КОНСО + НОН НСО3

- + ОН-

2-я ступень: КНСО3 + Н2О Н2СО3 + КОННСО3

- + НОН Н2СО3 + ОН-

причем, гидролиз идет в основном по первой ступени. 3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой,

гидролизуются по катиону, т.к. катион образует с ионами ОН- слабое основание:

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl или в ионном виде:

NH4+ + HOH NH4OH + H+

Cреда в этом случае кислая (рН < 7).Соли многокислотных оснований гидролизуются ступенчато:

1-я ступень: ZnCl2 + H2O Zn(OH)Cl + HClZn2+ + HOH Zn(OH)+ + H+

2-я ступень: Zn(OH)Cl + H2O Zn(OH)2 + HClZn(OH)+ + HOH Zn(OH)2 + H+,

причем, гидролиз идет в основном по первой ступени.4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой,

гидролизуются и по катиону и по аниону:

NH4CN + H2O NH4OH + HCN

При этом рН среды зависит от силы образующихся слабых кислот и оснований (обычно рН составляет 6 – 8). Такие соли гидролизуются в большей степени. Иногда гидролиз таких солей происходит практически необратимо, если выделяется газ или осадок, или они образуются одновременно, например:

Al2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S5) Совместный гидролиз. Совместный гидролиз заключается в

приливании к соли, содержащей катион слабого основания, соль, содержащую анион слабой кислоты. При этом в качестве промежуточного соединения образуется соль слобого основания и слабой кислоты, которая подвергается необратимому гидролизу:

2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓+ 3CO2+ 6NaCl

Сильные кислоты

Анионы Сильные основания

Катионы

H2SO4

HNO3

HClHBrHIHMnO4

H2CrO4

HClO4

SO4-2

NO3-

Cl-

Br-

I-

MnO4-

CrO4-2

ClO4-

Все основания s-элементов I, II-групп (щелочи), кроме Be(OH)2

Li+

Na+

K+

…Ca2+

Ba2+

…

По катионам и анионам, приведенным в таблице, гидролиз не протекает.Для доказательства протекания гидролиза применяют различные

индикаторы, которые в зависимости от вида среды меняют свою окраску:

Индикатор Окраска в различных средахСреда кислая Среда щелочная

Метилоранж Красная ЖелтаяФенолфталеин - Малиновая Лакмус Красная Синяя

Строение атомаАтом - это микросистема элементарных частиц, состоящая из

положительно заряженного ядра и электроновЯдро атома состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). Протоны –

положительно заряженные частицы, нейтроны – нейтральные частицыИзотопы - атомы, содержащие одинаковое число протонов в ядре, но

разное количество нейтронов:

92238U нижний индекс называется зарядовым числом. Оно указывает на число протонов в ядре атома (число протонов в ядре равно числу электронов в атоме), верхний индекс – массовое число, которое равно сумме числа протонов и нейтронов.

92238U число протонов в ядре - 92, нейтронов – 146 (238 – 92)92

235U число протонов в ядре - 92, нейтронов – 143 (235 – 92)Электронные формулы

1s22s22p63s23p5 - полная электронная формулаCl [Ne] 3s23p5 - краткая электронная формула Cl ... 3s23p5 - валентные электроны

Cl ... электроннографическая формула (валентных электронов)Возможные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7

Семейство элементов Валентные электроныs – элементы nsр – элементы ns npd - элементы (n-1)d nsf - элементы (n-2)f (n-1)d ns

Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства элементов, а также образованных из них простых веществ, находятся в периодической зависимости от заряда их ядер.

Периодически изменяются: Радиусы атомов – по периоду слева направо уменьшаются, по главным

группам сверху вниз увеличиваются. Электроотрицательность - по периоду слева направо увеличивается, по

группам сверху вниз уменьшается. Энергия ионизации - по периоду слева направо увеличивается, по группам

сверху вниз уменьшается. Металлические свойства - по периоду слева направо уменьшаются, по

главным группам сверху вниз увеличиваются. Кислотные свойства оксидов и гидроксидов - по периоду слева направо

увеличиваются, по группам сверху вниз уменьшаются. Периодически изменяются степени окисления.

№ группы I II III IV V VI VIIВозможныестепени окисленияэлементов*

+1 +2 +3 +4+2-4

+5+3+1-3

+6+4+2–2

+7+5+3+1-1

*В таблице приведены возможные степени окисления элементов главных подгрупп.

Внимание: высшая степень окисления элемента совпадает с номером группы! Для нахождения низшей (отрицательной степени окисления) необходимо от номера группы отнять 8.Исключениями являются:1. Фтор (F) – проявляет только степень окисления –12. Кислород (О) – проявляет степени окисления –2, -1(примеры: H2O, H2O2 - пероксиды)3. Водород (Н) - проявляет степени окисления +1, -1(примеры: H2O, KH - гидриды)4. Азот (N) – проявляет все степени окисления от -3 до +5.

Характерными степенями окисления некоторых d-элементов являются:Zn Hg Ag Cr Fe Mn+2 +1,+2 +1 +2,+3,+6 +2,+3,+6 +2,+4,+6,+7

Химическая связьХарактеристики химической связи:

Длина связи - расстояние между ядрами химически связанных атомов.Длина связи в однотипных молекулах, образованных элементами одной группы, изменяется закономерно, например, в ряду:

HF – HCl – HBr – HIувеличивается, так как в направлении от F к I увеличивается радиус атомов.

Энергия связи - энергия, необходимая для разрыва химической связи. Эта характеристика также имеет закономерное изменение: чем больше длина связи, тем меньше её энергия.В ряду:

HF – HCl – HBr – HIзнергия связи уменьшается.Чем больше кратность связи, тем больше энергия связи:

Валентный угол - угол между двумя воображаемыми прямыми, проходящими через центры химически связанных атомов.

Типы химической связи: Ковалентная - связь, осуществляемая посредством образования общих

электронных пар. Ковалентная связь образуется в соединениях между двумя неметаллами, либо между металлом и неметаллом, если разница в значениях их электроотрицательностей меньше 1,8.

Ионная - связь между ионами, осуществляемая за счет электростатических сил притяжения. Ионная связь образуется в соединениях между металлом и неметаллом (или анионом), если разница в значениях их

электроотрицательностей больше 1,8. Примерами соединений с ионным типом связи являются: NaI, KBr, Na2S, Na2O и т.д.

Металлическая - связь в металлах, либо их сплавах.Водородная связь - это дополнительная связь между атомами в

молекуле или между молекулами, если в состав молекул входит атом водорода и сильно электроотрицательный атом (фтор, кислород, азот). Например: HF, H2O, NH3, многие органические вещества.

Свойства ковалентной связи:Насыщаемость ковалентной связи - стремление атомов при

образовании химической связи полностью реализовать свои валентные возможности.

Полярность – смещение электронной плотности к более электроотрицательному атому. Полярность ковалентной связи характеризуется степенью ионности или дипольным моментом.

Степень ионности связи – это безразмерная величина, равная доле электронного заряда, переместившейся от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному. Для простых связей она возрастает с увеличением разности электроотрицательностей атомов.

Дипольный момент – это векторная величина. Дипольный момент молекулы является векторной суммой дипольных моментов отдельных химических связей: +… Дипольный момент симметричной молекулы равен нулю, так как дипольные моменты связей при сложении взаимно уничтожают друг друга, потому что сумма любых трех векторов равна четвертому, взятому с обратным знаком :

4 1 2

3

4

Направленность ковалентной связи – свойство, обусловливающее геометрическое строение молекул и ионов, образованных ковалентными связями.

Механизм образования ковалентной связи

обменный донорно-акцепторныйОбменный механизм – образование ковалентной связи, за счет

обобществления неспаренных электронов двух атомов. Число общих электронных пар, связывающих два атома, называется кратностью связи (кс).

Донорно-акцепторный механизм – образование химической связи за счет неподеленной электронной пары одного атома и вакантной атомной орбитали другого.

Типы перекрывания атомных орбиталей

-тип перекрывания (-связь) образуется при перекрывании АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов:

-тип перекрывания (-связь) образуется при перекрывании АО по обе стороны линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов:

Гибридизация атомных орбиталей

Гибридизация атомных орбиталей - явление выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.

Типы гибридизации атомных орбиталей

sp-гибридизация: геометрическое строение молекулы - линейное, валентный угол – 180о.

+s

px xx

y y

sp

sp2-гибридизация: геометрическое строение молекулы - плоский треугольник, валентный угол – 120о.

sp3-гибридизация: геометрическое строение молекулы - тетраэдр, валентный угол – 109,28о.

Примеры строения молекул в зависимости от типа гибридизации и числа несвязывающих электронных пар:

H2O NH3 CH4

O

2s

2p

H1s 1s

N

2s

2p

H1s 1s1s

2s

2p

H1s 1s1s

C

1s

sp3sp3 sp3

Валентный угол: 104,5о 107о 109,28о

Тип гибридизации

орбиталей центрального

атома

Расположениегибридных орбиталей в

пространстве

Валентныйугол

Примеры молекул

sp линейное 180о C2H2, BeCl2

sp2 треугольное 120о C2H4, AlCl3, C6H6

sp3 тетраэдрическое 109,28о CH4, C2H6, C3H8

sp3d2 октаэдрическое 90о SF6

ТермохимияТепловой эффект химической реакции - количество тепла, выделившегося или поглотившегося при протекании химического процессаТермохимические уравнения – уравнения, в которых указано агрегатное состояние веществ и значение теплового эффекта реакции

H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г) + 241,8 кДжВ термохимическом уравнении возможны дробные коэффициенты.Экзотермические реакции - реакции, протекающие с выделением теплоты (0).Эндотермические реакции - реакции, протекающие с поглощением теплоты (0).Изотермичекие процессы – Т = constantИзобарические процессы – р = constantИзохорические процессы – V = constantАдиабатические процессы – U = constant

Химическая кинетикаГомогенные химические реакции - реакции, протекающие в одной фазе.Гетерогенные химические реакции - реакции, протекающие на границе раздела фаз.Скорость химической реакции - изменение концентраций реагирующих веществ в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) и на единице поверхности (для гетерогенных).Скорость химических реакций зависит от: концентрации реагирующих веществ температуры катализатора природы реагирующих веществ удельной поверхности (для гетерогенных реакций) давления (для газофазных реакций)

Закон действующих масс - скорость простой химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Кинетическое уравнение - уравнение, описывающее зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ

aA + bB = cC + dD – уравнение реакции в общем видеv = k[A]a[B]b - кинетическое уравнение реакции, где

[A] - концентрация вещества А; [B] - концентрация вещества В;a,b - стехиометрические коэффициенты

В кинетическое уравнение не входят концентрации твердых веществ.

Эмпирическое правило Вант-Гоффа - при увеличении температуры на 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2 - 4 раза.

v2 = v1где: v – скорость при конечной температуре,v1 - скорость при начальной температуре, - температурный коэффициент.

Химическое равновесиеЗакон действующих масс: при данной температуре и давлении

отношение произведения концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций продуктов реакции в соответствующих степенях, является постоянной величиной, называемой константой равновесия.

aA + bB cC + dD

K=[ ] [ ][ ] [ ]C DA B

c d

a b , где

[A], [B], [C], [D] - концентрация веществ,a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, подействовать извне, то равновесие сместится в сторону уменьшения оказываемого воздействия.Увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.Увеличение давления (для газофазных реакций) смещает равновесие в сторону меньшего объема.Увеличение концентрации одного из исходных веществ (продукта реакции) смещает равновесие в сторону образования продуктов (исходных веществ).

Электрохимические процессы

Свойства ряда напряжений металлов:

Li K Ca Na Mg Al Ti Mo Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Ag Hg PtAu

Восстановительная активность металлов в ряду напряжений уменьшается слева направо.

Окислительная способность катионов металлов в ряду напряжений увеличивается слева направо.

Все металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода (кроме свинца), вытесняют водород из кислот-неокислителей (HClразб.,H2SO4разб.).

Каждый предшествующий металл в ряду напряжений вытесняет любой последующий из раствора его соли.

Электролиз

Электролиз – это явление прохождения постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита. Различают: электролиз расплавов и растворов веществ.

При электролизе расплавов на катоде (отрицательно заряженном электроде) наблюдается восстановление катионов металлов (принятие электронов), на аноде - окисление анионов.Электролиз расплава KCl:

KCl = K+ + Cl-

Катод AнодK+ + e = K 2Cl- - 2e = Cl2

2KCl элект олизр K + Cl2

Электролиз растворов осложняется тем, что присутствующие молекулы воды, также как катионы и анионы, могут принимать участие в процессах окисления и восстановления.

Восстановление молекул воды на катоде: 2H2O + 2e = H2 + 2OH-

Окисление молекул воды на аноде: 2H2O - 4e = O2 + 4H+

Процессы разрядки зависят от положения металла в ряду напряжений и вида аниона.

Катодные процессы

Положение катиона в ряду напряжений:

до алюминия включительно K+ Na+

Mg2+ Al3+


между Al и CdMn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+


после CdNi2+ Cu2+ Ag+

На катоде Катионы разряжаются На катоде

восстанавливаются только молекулы воды

одновременно с молекулами воды

разряжаются только катионы

2H2O + 2e = H2 + 2OH- Cd2+ + 2e = Cd2H2O + 2e = H2 + 2OH-

Cd2+ + 2OH- = Cd(OH)2

Cu2+ + 2e = Cu

Анодные процессы

Анионы бескислородных кислот легко окисляются на

анодеCl- Br- I- OH-

Анионы кислородсодержащих кислот относятся к трудно разряжаемым

анионам SO4

2- NO3- ClO4

- и т.п., а также F-

На аноде разряжается анион На аноде окисляются молекулы воды2Cl- - 2e = Cl2 2H2O - 4e = O2 + 4H+

Процессы окисления или восстановления относятся к первичным процессам, кислотно-основного взаимодействия - к вторичным.

Электролиз раствора KCl: KCl = K+ + Cl-

Катод Aнод2H2O + 2e = H2 + 2OH- 2Cl- - 2e = Cl2

K+ + OH- = KOH

2KCl + 2H2O элект олизр H2 + 2KOH + Cl2

Коррозия металлов

Коррозия - это процесс самопроизвольного разрушения металла под действием окружающей среды. При коррозии всегда разрушается более активный металл. Различают химическую и электрохимическую коррозию. Химическая коррозия протекает в отсутствии электролитов, либо при высокой температуре, либо в неводных органических средах. Чаще встречается электрохимическая коррозия, которая идет в электролитной среде, как правило, под действием внутренних гальванопар.

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯНоменклатура органических соединений

Правила составления названий:1. Основа названия – это наименование предельного углеводорода с тем

же числом атомов углерода, что и в самой длинной цепи молекулы называемого вещества.

Состав алкана Название алкана Алкильный радикал Название радикалаСН4 Метан СН3 МетилC2Н6 Этан C2Н5 ЭтилC3Н8 Пропан C3Н7 ПропилC4Н10 Бутан C4Н9 БутилC5Н12 Пентан C5Н11 Амил

2. Положение заместителей, функциональных групп и кратных связей в главной цепи обозначается с помощью цифр.

3. Заместители, функциональные группы и кратные связи указывают в названиях с помощью префиксов и суффиксов.

Группа Префикс Суффикс-СООН-СОН-СО--ОН-NH2(>NH, >N)-NO2

-OR-F, -Cl, -Br, -I

Карбокси-Формил-Оксо-Гидрокси-Амино-Нитро-Алкокси-Фтор-, хлор- и т.д.

-овая кислота-аль-он-ол-амин---

В таблице группы расположены по старшинству, которое уменьшается сверху вниз.

АЛКАНЫ (предельные углеводороды)

Общая формула - СnH2n +2

Химические свойства

№ Тип реакции Уравнения реакций1 Замещение CH4 + Cl2

h CH3Cl + HClCH3Cl + Cl2

h CH2Cl2+ HCl и т.д.2 Окисление CnH2n+2 + (1,5n + 0,5)O2 nCO2 + (n + 1)H2O

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2OCH4 + O2 t катализато, р CH3OH (CH2O, HCOOH) + H2O

3 Дегидрирование

C2H6t катализато, р C2H4 + H2

4 Пиролиз CH4 С + 2H2 (без доступа воздуха)2CH4

t C2H2 + 3H2 (при резком охлаждении)5 Нитрование СН3-CН2-СН3 + HNO3 СН3-CНNO2-СН3 +

H2O

Получение алканов

В промышленности Крекинг алканов

C18H38 С9Н20 + С9H18

Гидрирование непредельных углеводородов.В лаборатории 1) Пиролиз солей карбоновых кислот со щелочами

CH3COONa + NaOH t CH4 + Na2CO3

2) Реакция ВюрцаCH3-Cl + 2Na +Cl-CH3 2NaCl + C2H6

3) Метан получают гидролизом карбида алюминияAl4C3 + 12H2O 3CH4 + 4Al(OH)3

АЛКЕНЫ(непредельные углеводороды)

Общая формула - СnH2n


№ Тип реакции Уравнения реакций1 Присоединение 1) Присоединение галогенов

CH2=CH2 + Br2 CH2Br-CH2Br2) ГидрированиеCH2=CH2 + H2 C2H4

3) ГидратацияCH2=CH-СH2 + H2O CH3-CH2OH-CH3

4) Присоединение галогеноводородовCH3-CH=CH2 + НBr CH3-CH2Br-CH3

2 Окисление CnH2n + 1,5nO2 nCO2 + nH2OC2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2OРеакция Вагнера:CH2=CH2 + KMnO4(р-р) + NaOH CH2OH-CH2OH + MnO2 + KOHКаталитическое окислениеCH2=CH2 + O2 t катализато, р СH3COH

3 Полимеризация nCH2=CH2t катализато, р [-CH-CH-]n

Получение алкенов

В промышленнос

ти

Крекинг алкановДегидрирование предельных углеводородов

В лаборатории 1) C2H5OH CH2=CH2 + H2O2) CH2Br-CHBr-CH3 + Zn CH2=CH-CH3 + ZnBr2

3) CH2Cl-CH2-CH3 + KOH t спи т, р CH2=CH-CH3 + 4) KCl + H2O

Правило Марковникова: В реакциях присоединения полярных молекул (воды, галогеноводородов и т.д.) к нессиметричным алкенам атом водорода

присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому углерода двойной связи.Правило Зайцева: атом водорода отщепляется от наименее гидрогенизированного атома углерода, то есть образует алкен с большим числом алкильных заместителей при двойной связи.

АКИНЫОбщая формула - СnH2n - 2


№ Тип реакции Уравнения реакций1 Присоединение 1) Присоединение галогенов

CHCH + 2Br2 CHBr2-CHBr2

2) ГидрированиеCHCH + 2H2 CH3-CH3

3) Гидратация (Реакция Кучерова)CHCH + H2O CH3-COH4) Присоединение галогеноводородовCHCH + НСl CH2=CHCl

2 Окисление 2C2H2 + 5O2 4CO2 + 2H2OCHCH + KMnO4 + H2SO4 HOOC-COOH + MnSO4 + H2O

3 Качественная реакция на

концевую тройную связь

CHCH + 2[Ag(NH3)2]OH Ag-CC-Ag↓ + 4NH3 + 2H2O

4 Тримеризация Реакция Зелинского 3CHCH C6H6

Получение ацетилена

В промышленнос

ти

1) Пиролиз метана2CH4

t C2H2 + 3H2

2) Карбидный способCaO + 3C t CaC2 + COCaC2 + 2H2O C2H2 + Ca(OH)2

В лаборатории 1) Дигидрогалогенирование дигалогеналкановCH2Cl-CH2Cl + KOH t спи т, р CH=CHCl + KCl + H2OCH=CHCl + KOH t спи т, р CHCH + KCl + H2O

КАУЧУКИ

1. Изопреновый

nCH2 C CH CH2

CH3

H3C

H2CC C

H

CH2

2-метилбутадиен -1,3

2. Дивиниловый

nCH2 CH CH CH2

H

H2CC C

H

CH2 регулярное строение бутадиен -1,3

3. Бутадиеновый

nCH2 CH CH CH2

H

H2CC C

CH2

H нерегулярное строение4. Хлоропреновый CH2CH2 + CH2CH2 t катализато, р CH2CH-СН=СН2 винилацетатCH2CH-СН=СН2 + HCl CH2=CCl-CH=CH2 [-CH2-CCl=CH-CH2-]

АРЕНЫ

Общая формула - СnHn


№ Тип реакции Уравнения реакций1 Замещение 1) Галогенирование

C6H6 + Cl2 C6H5Cl + HCl

2) Нитрование

+ HNO3H2SO4

NO2

- H2O

3) АлкилированиеС6Н6 + CH3Cl C6H5СН3

2 Окисление

3 Гидрирование C6H6 + 3H2 C6H12 (циклогексан)

Получение аренов

В промышленности 1) Из природных источников2) В процессе ароматизации нефти, содержащей цикланы и алканыC6H12 t катализато, р C6H6 + 3H2

CH3-(CH2)-CH3 t катализато, р C6H5CH3 + 4H2

3) Реакция Зелинского 3CHCH t катализато, р C6H6

ОДНОАТОМНЫЕ СПИРТЫОбщая формула - СnH2n +1OH


№ Тип реакции Уравнения реакции1 Взаимодействие

с металлами2C2H5OH + 2Na 2C2H5ONa + H2

2 Взаимодействие С кислотами

C2H5OH + HCl C2H6Cl + H2OCH3OH + HNO3 CH3-O-NO2 + H2OCH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5

3 Окисление 2CH3OH + 3O2 2CO2 + 4H2OCH3OH + CuO t HСOH + Cu + H2O

4 Дегидратация

Реакция Лебедева

C2H5OH CH2=CH2 + H2O2C2H5OH CH3-CH2-О-СН2-СН3 + H2O2C2H5OH t катализато, р CH2=CH- CH=CH2+ 2H2O + H2

Получение спиртов

В промышленности

В лаборатории

1) CH2=CH2 + H2O C2H5OH2) C6H12O6 д ожжир 2C2H5OH + 2CO2

3) CO + H2 t p катализато, , р CH3OH1) C4H9Br + NaOH C4H9OH + NaBr2) CH3-CH=CH2 + H2O CH3-CHOH-CH3

МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ


№ Тип реакции Уравнения реакции

1 Взаимодействие с металлами 2

CH2

CH

CH2

OH

OH

OH

+ 6Na

CH2

CH

CH2

ONa

ONa

ONa-3H2

2

2 Взаимодействие с

галогеноводородами

CH2

CH2

OH

OH

CH2

CH2

Cl

Cl-2H2O+ 2HCl

3 Взаимодействие с основаниями

4 Взаимодействие с кислотами

Получение многоатомных спиртов

В промышленности

В лаборатории

1) Гидролиз жиров2) ГидроксилированиеC2H4+ KMnO4(р-р) + NaOHCH2OH-CH2OH + …3) Гидратация окиси этилена

1) Гидролиз галогенопроизводных алкановCH2Cl- CH2Cl + 2KOH CH2OH-CH2OH

ФЕНОЛЫХимические свойства

№ Тип реакции Уравнения реакции1 Свойства, связанные с

наличием OH-групп (кислотные свойства)

2C6H5OH + 2Na t 2C6H5ONa + H2

C6H5OH + NaOH C6H5ONa + H2O

2 Свойства, связанные с наличием бензольного кольца (реакции замещения)

+ 3 B r 2

O HB r

B r

B rO H

-3 H B r

пикриновая кислота

3 Реакции поликонденсацииt0,C

OHOH

+HCOOH2

OH

CH2... ...

4 Качественная реакция на фенол

C6H5OH + FeCl3 фиолетовый раствор

Получение фенола

Кумольный способ

из бензола

+ CH2=CH-CH3

AlCl3

CH3-CH-CH3

CH3-CH-CH3

+ O2

H2SO4

OH

+ CH3-CO-CH3

ацетонкумол

C6H6 + Cl2 C6H5Cl C6H5OH + NaCl

АЛЬДЕГИДЫ


№ Тип реакции Уравнения реакции1 Гидрирование

2 Окисление

3 Полимеризация и поликонденсация t0,C

OHOH

+HCOOH2

OH

CH2... ...

Получение альдегидов

В промышленностиа) окисление алкановб) окисление алкеновв) гидратация алкинов

В лабораторииОкисление первичных спиртов

CH4 + O2 t катализато, р HCOH + H2O (только для метана)CH2=CH2 + O2 t катализато, р CH3COHC2H2 + H2O CH3COH (реакция Кучерова) 2CH3OH + O2 t катализато, р 2CHOH + 2H2O

КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ


№ Тип реакции Уравнения реакции1 Взаимодействие с

металлами, основаниями, оксидами металлов, солями (кислотные свойства)

HCOOH + KOH HCOOK + H2O2HCOOH + MgO (HCOO)2Mg + 2H2O2HCOOH + K2CO3 2HCOOK + CO2 + H2O

2 Диссоциация кислот HCOOH Н+ + HCOO-

3 Образование ангидридов

4 Реакция этерификации

4 Галогенирование CH3-COOH + 3Cl2 → CCl3-COOH + 3HCl

Получение карбоновых кислот

а) окисление алканов

б) окисление спиртовв) окисление альдегидов

2CH4 + 3O2t катализато, р 2HCOOH + 2H2O

(только для метана)2C4H10 + 5O2

t катализато, р 4HCOOH + 2H2OC2H5OH + O2 t катализато, р CH3COOH + H2O2CH3COH + O2 t катализато, р 2CH3COOH

Представители карбоновых кислот : Масляная (бутановая) - C4H7COOHПальмитиновая - C15H31COOHСтеариновая - C17H35COOHОлеиновая - C17H33COOHЛинолевая - C17H31COOHЛиноленовая - C17H29COOH

ЖИРЫ

Жиры - это продукты взаимодействия глицерина с высшими карбоновыми кислотами.

Твердые жиры образуют высшие предельные карбоновые кислоты (стеариновая, пальмитиновая).

Жидкие жиры образуют высшие непредельные карбоновые кислоты (олеиновая, линолевая).


1. Гидролиз:

CH 2-O-C

CH-O-C

CH 2-O-C

O

O

O

R 1

R 2

R 3

+ HOH

HOH

HOH CH 2-OH

CH-OH

CH2-OH

+

R1COOH

R 2COOH

R 3COOH

2. Щелочной гидролиз:

3. Гидрирование:

Получение жиров

CH 2-O-C

CH-O-C

CH 2-O-C

O

O

O

R 1

R 2

R 3

CH 2-OH

CH-OH

CH 2-OH

+

C-R 1

C-R 2

C-R 3

HO

HO

HO

O

O

OKt

- H 2O

ОБЗОР ВАЖНЕЙШИХ УГЛЕВОДОВ (сахариды)

Различают моно- и полисахариды. К моносахаридам относятся, например, глюкоза, фруктоза; к дисахаридам - сахароза; к полисахаридам - целлюлоза, крахмал.

Глюкоза C6H12O6

Глюкоза - альдегидоспирт - имеет как линейное:

CHO

OHH

HHO

OHH

OHH

CH2OH

CHO

HHO

OHH

HHO

HOH

CH2OH

D-глюкоза L-глюкозатак и циклическое строение:

O

CH2OH

H

OH

H

H

H

OH

OH

OH H

O

CH2OH

OH

H

H

H

H

OH

OH

OH H

- глюкоза - глюкоза


1. Свойства, связанные с наличием альдегидной группы:

CH2OH-(CHOH)4-COH + Ag2O t аммиак, CH2OH-(CHOH)4-COOH + 2AgCH2OH-(CHOH)4-COH + 2Cu(OH)2 CH2OH-(CHOH)4-COOH + Cu2O + 2H2O2. Свойства, связанные с наличием OH-групп: реагирует с карбоновыми

кислотами с образованием сложных эфиров и с основаниями с образованием алкоголятов.

3. Спиртовое брожение: C6H12O6 д ожжир 2C2H5OH + 2CO2

O

HHO

OHH

OHH

CH2OH

CH2OH

Отличить глюкозу от фруктозы можно с помощью реакции “серебряного зеркала”, которая характерна только для глюкозы.

Сахароза (C12H22O11)Молекула сахарозы состоит из остатков молекул глюкозы и фруктозы в

циклической форме. Гидролиз сахарозы, как и любых дисахаридов, под

действием разбавленных кислот приводит к получению соответствующих моносахаридов.

Химические свойства сахарозы

1. Гидролиз: C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6

глюкоза фруктоза2. При взаимодействии с Cu(OH)2 образуется ярко-синий раствор.3. Реакция “серебряного зеркала” не идет, так как нет альдегидной группы,

характерной для глюкозы.

Крахмал (С6Н10О5)n

1.Строение молекула крахмала состоит из остатков -глюкозы:

O

O

OHH

2. Свойства

1.Гидролиз: (C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6 (глюкоза)Гидролиз, в зависимости от условий может протекать ступенчато:

(C6H10O5)n (C6H10O5)m xC12H22O11 nC6H12O6

крахмал декстрины мальтоза глюкоза

Целлюлоза (C6H10O5)n

1. Строение: молекула состоит из остатков -глюкозы:

2.Свойства:

1.Гидролиз: (C6H10O5)n + nH2O C6H12O6

2.Реакция этерификации:

(C6H7O2)OHOHOH

+3nHNO3 (C6H7O2)ONO2ONO2ONO2 n

n

H2SO4

H2O

Качественные реакции

№ Тип реакции Уравнение реакции Наблюдаемый эффект


CH2CH2 + Br2 CH2Br-CH2BrCH3-СCH + Br2

Обесцвечивание бромной

непредельность CH3-СBrCHBr воды2 Качественная

реакция на концевую

тройную связь

CH3-СCH + [Ag(NH3)2]OH CH3СCAg + NH4OH

Выпадение белого осадка


спирты

2R-OH + 2Na 2R-ONa + H2 Выделение водорода


многоатомные спирты

Синее окрашивание


фенолы

C6H5OH + FeCl3 (C6H5O)FeCl2 + HCl

Фиолетовое окрашивание

6 Качественная реакция на альдегиды

RCOH + Ag2O RCOOH + 2Ag RCOH + 2Cu(OH)2 RCOOH + Cu2O + 2H2O

Выделение Ag

Красно-бурый осадок

7 Качественная реакция на карбоновые

кислоты

R-COOH + Na2CO3 R-COONa + CO2 + H2O

Выделение газа

8 Качественная реакция на амины

Белый осадок

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯЗакономерности в изменении свойств элементов

По периоду слева направо:1. Уменьшаются радиусы атомов.2. Уменьшаются металлические свойства элементов.3. Увеличиваются значения электроотрицательности.4. Увеличивается значение высшей возможной степени окисления элемента.5. Увеличиваются кислотные свойства оксидов и гидроксидов.

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4 H3PO4 H2SO4 HСlO4

H3AlO3 H2SiO3

основание основание амфотерн. амфотерн. кислота кислота кислота

По группе (основной подгруппе) сверху вниз:1. Увеличиваются радиусы атомов.2. Увеличиваются металлические свойства.3. Уменьшаются значения электроотрицательности.

4. Увеличиваются основные свойства оксидов и гидроксидов.Взаимодействие металлов с водой, щелочами, кислотами

Li K Ca Na Mg Al Ti Mo Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Ag Hg PtAuактивные металлы металлы средней активности малоактивные металлы

1. С водой реагируют щелочные и щелочно-земельные металлы:Ме + H2O Me(OH)n + H2

2. Со щелочами взаимодействуют некоторые металлы (Be, Zn, Cr, Al ...):

2Cr + 6NaOH + 6H2O 2Na3[Cr(OH)6] + 3H2 в растворе щелочи2Cr + 2NaOH 2NaCrO2 + H2 в расплаве щелочи

3. С разбавленными серной и соляной кислотами взаимодействуют все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (кроме свинца):

Me + H2SO4 MeSO4 + H2Пояснение: 1. с разбавленными серной и соляной кислотами не реагирует свинец, так как на его поверхности образуется защитная пленка хлорида или сульфата свинца, которая предохраняет свинец от взаимодействия.2. Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в низкой положительной степени окисления (Fe+2, Sn+2).3. С концентрированной серной кислотой не реагируют благородные металлы.

3. С серной концентрированной кислотой взаимодействуют все металлы в ряду напряжений, кроме благородных (Au, Pt ...). Al, Fe, Ni, Bi на холоду с концентрированной серной не взаимодействуют. Продукты взаимодействия зависят от многих факторов, в частности, от положения металла в ряду напряжений:

Meх(SO4)у + H2S + H2O для активных металловH2SO4 + Me Meх(SO4)у + S + H2O для металлов средней активности

Meх(SO4)у + SO2 + H2O для малоактивных металловПояснение: 1) Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в высокой положительной степени окисления (Fe+3, Sn+4).2. При комнатной температуре с концентрированной серной кислотой не реагируют Fe, Al, Ni, Co, Cr.3. С концентрированной серной кислотой не реагируют благородные металлы.

5. С разбавленной азотной кислотой взаимодействуют все металлы ряда напряжений, кроме благородных. Продукты взаимодействия зависят также от положения металла в ряду напряжений:

Me(NO3)n + NH4NO3 + H2O для активных металловHNO3 + Me Me(NO3)n + N2 + H2O для металлов средней активности

Me(NO3)n + NO + H2O для малоактивных металловПояснение: 1. С разбавленной азотной кислотой не реагируют благородные металлы.

6. С концентрированной азотной кислотой взаимодействуют все металлы ряда напряжений, кроме благородных, Al, Ni, Co, Bi. Продукты взаимодействия зависят также от положения металла в ряду напряжений:

Me(NO3)n +NO + H2O для активных металловHNO3 + Me Me(NO3)n + NО2 + H2O для металлов средней активности

Me(NO3)n + NO2 + H2O для малоактивных металловПояснение: 1) Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в высокой положительной степени окисления (Fe+3, Sn+4).2. С концентрированной азотной кислотой не реагируют Fe, Al, Ni, Co, Cr.3. С концентрированной азотной кислотой не реагируют благородные металлы.

6. Благородные металлы растворяются в смеси кислот:Au + 4HCl + HNO3 H[AuCl4] + NO + 2H2O

3Pt + 18HCl + 4HNO3 3H2[PtCl6] + 4NO + H2OСмесь 3 объемов HCl и 1 объема HNO3 называют «царской водкой»

ВОДОРОД

Получение водорода

Наименование Уравнения реакцийВ промышленности CH4 + H2O CO + 3H2

CO + H2O CO2 + H2

2H2O 2H2 + O2

В лаборатории 1) действие металла, стоящего в ряду напряжений до водорода, на разбавленную серную, соляную кислоту (исключение – Pb):Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

2) действие амфотерного металла на раствор щелочи:2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2

3) действие щелочного, щелочно-земельного металла на воду:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2


Наименование Уравнения реакцийГорение водорода 2H2 + O2 = 2H2OВзаимодействие с галогенами

2H2 + Г2 = 2HГ, где Г – фтор, хлор, бром, иод

Взаимодействие с активными металлами

2Na + H2 = 2NaH

Восстановительные свойства водорода

CuO + H2 = Cu + H2O

ГАЛОГЕНЫ

Получение галогенов

Наименование Уравнения реакцийПолучение фтора 2HF (KF) H2 + F2

Получение хлора1) в

промышленности

2) в лаборатории

1) 2NaCl + 2H2O Cl2 + H2 + 2NaOH2) 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2OK2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

Получение иода и брома

2NaBr + Cl2 = Br2 + 2NaCl2NaI + Cl2 = I2 + 2NaCl

Химические свойства галогенов

Наименование Уравнения реакцийВзаимодействие с водородом

2H2 + Г2 = 2HГ

Взаимодействие с водой

2F2 + 2H2O = O2 + 4HFГ2 + H2O НГ + НГО, где Г – хлор, бром, иод

Взаимодействие с щелочами

Г2 + 2NaOH NaГ + NaГО + H2O, где Г – хлор, бром, иод

Взаимное вытеснение

2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

Взаимодействие с металлами

Г2 + 2Na = 2NaГ, где Г – фтор, хлор, бром, иод

Дополнения

1. Галогеноводороды:HF HCl HBr HI

Увеличивается длина химической связиУменьшается энергия связиУвеличивается сила кислот

HF – неограниченно растворяется в воде, слабая кислота, склонна к образованию ассоциатов как в жидком, так и в газообразном состоянии – (HF)n (свойства обусловлены наличием водородных связей между молекулами кислоты). Плавиковая кислота, в отличие от остальных галогеноводородных кислот, хорошо взаимодействует с SiO2 (обычным и кварцевым стеклом):

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2OSiF4 + 2HF = H2SiF6

2. Кислородсодержащие соединения галогенов:HClO - хлорноватистая кислота KClO - гипохлорит калияHClO2 - хлористая кислота KClO2 - хлорит калияHClO3 - хлорноватая кислота KClO3 - хлорат калия (бертолетова соль)HClO4 - хлорная кислота KClO4 - перхлорат калия

КИСЛОРОД

Получение кислорода

Наименование Уравнения реакцийВ промышленности Ректификация жидкого воздуха, tкип. = -1830СВ лаборатории 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

2KClO3 2KCl + 3O2

2KNO3 2KNO2 + O2

Химические свойства кислорода

Наименование Уравнения реакцийОкислительные свойства

В присутствии катализатора и при нагревании взаимодействует с большинством простых веществ непосредственно, образуя оксиды. Возможно также образование пероксидов, например, Na2O2, BaO2; надпероксидов (супероксидов) – KO2, RbO2, CsO2.

Восстановительные свойства

Проявляет по отношению к фтору, образуя O2F2, OF2

СEРА

Химические свойства серы и ее соединений

Наименование Уравнения реакцийХимические свойства серы. Сера - достаточно активный неметалл. Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

S + O2 SO2

S + 3F2 = SF6

S + H2 H2SS + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2OS + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O8S + 6NaOH 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Химические свойства оксида серы (IV). SO2

– кислотный оксид, проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства

SO2 + H2O H2SO3

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O2SO2 + O2 2SO3 (SO2 – окислитель)SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O (SO2 – восстановитель)

Химические свойства оксида серы (VI). SO3

– кислотный оксид.

SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

Химические свойства сероводорода. H2S – хорошо растворим в воде. Кислота слабая, двухосновная, сильный восстановитель

2H2S (раствор) + O2 = 2S + 2H2O2H2S (газ) + 3O2 = 2SО2 + 2H2OH2S + I2 = S + 2HIH2S + 3H2SO4 = 4SO2 + 4H2O4H2S + 3PbO2 = 3PbS + SO2 + 4H2O

Химические свойства сернистой кислоты. H2SO3 – слабая, неустойчивая, двухосновная кислота

SO2 + H2O H2SO3 HSO3- + H+ SO3

- + H+

Химические свойства серной кислоты. H2SO4 – сильная, двухосновная кислота, конц. H2SO4 - сильный окислитель.

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2OH2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4 H2SO4 + металл см. вышеH2SO4 – хороший осушитель

Получение соединений серы

Получение SO2 4FeS2 + 11O2 8SO2 + 2F2O3

Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2OПолучение серной кислоты

4FeS2 + 11O2 8SO2 + 2F2O3

2SO2 + O2 2SO3

SO3 + H2O = H2SO4 (реально SO3 поглощают серной кислотой, получая олеум - H2SO4n H2O)

АЗОТ и его соединения

Химические свойства и получение азота

Наименование Уравнения реакцийАзот (N2) – газ, без цвета, с низкими температурами кипения и плавления(tкип=-196оС), малорастворим в воде, химически инертен

N2 + 6Li = 2Li3N –при комнатной температуреХимическая активность азота резко повышается при высоких температурах ( 30000С), тлеющего и искрового электрических разрядов, в присутствии катализаторовN2 + 3H2 2NH3 (t = 450oC, p = 20-30MПа, катализатор)

Получение азота в промышленности

Фракционная перегонка жидкого воздуха

Получение азота в лаборатории

NH4Cl + NaNO2 N2 + NaCl + 2H2ONH4NO2(раствор) N2 + 2H2O

Химические свойства и получение аммиака

Наименование Уравнения реакцийАммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (при 00С 1л H2O растворяет 1176 л NH3)

NH3 + H2O NH3H2O NH4+ + OH-

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2OВо всех приведенных реакциях NH3 – восстановитель2NH3(жидкий) + 2Na = 2NaNH2 + H2 (NH3 – окислитель)NH3 + HCl NH4Cl

Получение аммиака N2 + 3H2 2NH3 (t=450oC, p=20-30MПа, катализатор)

Оксиды азота

N2O(г) NO(г) N2O3(г) NO2(г) N2O5(тв.)

Несолеобразующие оксиды HNO2 HNO3

Кислоты и соли азота

Наименование Уравнения реакцийАзотистая кислота (HNO2) – неустойчивая, при хранении или нагревании разлагается. Амфолит

3HNO2 HNO3 + 2NO + H2ONO+ + OH- HNO2 H+ + NO2

-

Нитриты – соли азотистой кислоты, хорошо растворимые в воде кристаллические

Окислительно-восстановительная двойственность свойств нитритов:KNO2 + 3Zn + 5KOH + 5H2O = NH3 + 3K2[Zn(OH)4]2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + K2SO4 + 2H2O

вещества 2KMnO4 + 5NaNO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

Азотная кислота (HNO3) – сильная, одноосновная кислота сильный окислитель

HNO3 = H+ + NO3-

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2OHNO3 + металл см. выше

Нитраты – соли азотной кислоты, хорошо растворимы в воде, термически неустойчивы

По продуктам разложения нитраты делятся на три группы:1) нитраты активных металлов (щелочных)2KNO3 2KNO2 + O22) нитраты металлов средней активности2Pb(NO3)2 2PbNO2 + 4NO2 + O23) нитраты малоактивных металлов2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2

Промышленный синтез азотной кислоты

1 стадия. Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновом катализаторе:4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O2 стадия. Окисление NO в NO2:2NO + O2 = 2NO2

3 стадия. Взаимодействие NO2 с водой:4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

ФОСФОР и его соединения

Химические свойства и получение фосфора

Наименование Уравнения реакцийФосфор образует несколько модификаций (белый, красный, черный и т.д.), различающихся физическими и химическими свойствами. Наиболее активен белый фосфор

2P + 5O2 = 2P2O5 (P2O3) (молекула фосфора четырехатомна – Р4)2P + 5Cl2 = 2PCl5 (PCl3)P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O4P + 3KOH + 3H2O = 3K(H2PO2) + PH3

PH3 – фосфинK(H2PO2) – гипофосфит калия

Получение фосфора 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 P4 + 6CaSiO3 + 10CO

Кислоты фосфора

H3PO2 - фосфорноватистая одноосновная кислота, соли - гипофосфитыH3PO3 – фосфористая двухосновная кислота, соли - фосфитыH3PO4 – ортофосфорная трехосновная кислота, соли - ортофосфатыHPO3 - метафосфорная одноосновная кислота, соли - метафосфатыH4P2O7 – дифосфорная четырехосновная кислота, соли - дифосфаты

H3PO4 – имеет наибольшее практическое значение. H3PO4 – твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Раствор H3PO4 – кислота средней силы.

Получение ортофосфорной кислоты

В промышленности ортофосфорную кислоту получают либо сжиганием в атмосфере воздуха P4 с последующим поглощением образующегося оксида водой (реально нагретой до 2000С разбавленной H3PO4), либо разложением фосфорита или фторапатита концентрированной нагретой серной кислотой, либо гидролизом хлорсодержащих соединений.

1. 2P + 5O2 = 2P2O5 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

2. Ca3(PO4)2 + 3H2SO4(конц) = 3CaSO4 + 2H3PO4

3. PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl

УГЛЕРОД и его соединения

Углерод образует 4 аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен.

Аллотропная модификация

Тип гибрид.

Структура Свойства

Алмаз sp3 гранецентрированная кубическая

Бесцветное, прозрачное, сильно преломляющее свет вещество. Самое твердое природное вещество. Хрупкое, тугоплавкое, химически инертное. Плотность – 3,51 г/см3

Графит sp2 Гексагональная, состоящая из бесконечных слоев шестичленных колец

Серое с металлическим блеском, жирное на ощупь вещество. Тепло- и электропроводное. Легко расслаивается. Самое тугоплавкое из простых веществ (tпл = 3800оС)

Карбин sp Гексагональная, построенная из цепей =C=C=C=,либо -CC-CC-

Черное, высокодисперсное вещество, полупроводник.Карбин впервые синтезирован окислительной конденсацией ацетилена в 1963г., позднее был обнаружен в природе

Фуллерен C60 – C70 Модификация получена в 1990 г

Оксиды углерода

Физические и химические свойства ПолучениеCO – оксид углерода(II), угарный газ. Газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде, ядовит. Несолеобразующий оксид. Сильный восстановитель. Склонен к реакциям присоединения.Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2

PdCl2 + CO + H2O = Pd + 2HCl + CO2

2CO + O2 = 2CO2 CO2 + C = 2COC + H2O(пар) = CO + H2

HCOOH CO + H2OH2C2O4 CO + CO2 + H2O

CO + Cl2 COCl2 (фосген)CO + S COSCO + 2H2 CH3OH5CO + Fe [Fe(CO)5] карбонил железаCO + NaOH HCOONa (15105Па)CO2 - оксид углерода(IV), углекислый газ. Газ, без цвета, в 1,5 раза тяжелее воздуха, не горит и не поддерживает горение. Кислотный оксид, ангидрид угольной кислоты.

CaCO3 CaO + CO2

CaCO3 + 2HCl = CO2 + CaCl2 + H2O

АЛЮМИНИЙ

Физические и химические свойства ПолучениеАлюминий – серебристо-белый металл. Обладает высокой электро- и теплопроводностью, весьма пластичен. Алюминий химически активен, но прочная оксидная пленка защищает его, поэтому при обычных условиях Al ведет себя довольно инертно. 4Al(тонкодисперсный) + 3O2 2Al2O3

2Al(тонкодисперсный) + 3S Al2S3

2Al + 3H2SO4(разб.) = 3H2 + Al2(SO4)3

Al + HNO3(конц.) пассивация2Al + 6NaOH + 6H2O 3H2 + 2Na3[Al(O H)6]

Алюминий получают электролизом расплава глинозема (Al2O3) в расплаве криолита при 9500С.Al2O3 AlO+ + AlO2

-

Катод: 3AlO+ + 3e = Al + Al2O3

Анод: 2AlO2- -2e = Al2O3 +

1/2O2Угольный анод постепенно сгорает и его все время приходится наращивать. Катодом служит подина железной ванны электролизера.

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Li, Na, K, Rb, Cs – мягкие, легкоплавкие металлы. Li, Na, K, Rb - белые, Cs – золотисто-желтый. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители, на воздухе легко окисляются, образуя оксосоединения, а Rb и Cs – самовоспламеняются, поэтому все щелочные металлы хранят под слоем керосина, либо обезвоженного минерального масла.

Общая характеристика свойств

Свойства Li Na K Rb CsРадиус атома, нм 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268Тпл.,0С 180,5 97,8 63,4 38,7 28,6Плотность, г/см3 0,539 0,973 0,863 1,534 1,904Содержание в земной коре, масс. доли %

3,410-

32,64 2,6 3,510-2 3,710-4


1. Взаимодействие с кислородом:2Li + O2 = 2Li2O (оксид калия)2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия)K, Rb, Cs + O2 = KO2, RbO2, CsO2 (надпероксиды)

2. Взаимодействие с азотом:6Li + N2 = 2Li3N – при обычных условиях характерно только для Li

3. Взаимодействие с водой:2Э + 2H2O = 2ЭOH + H2

s-элементы II группы

Be, Mg, Ca, Sr, Ba – металлы, серебристо-белого цвета. На воздухе Ca, Sr, Ba разрушаются, так как образующаяся на поверхности металлов пленка из оксидов и нитридов является рыхлой и не обладает защитными функциями.

Общая характеристика свойств

Свойства Be Mg Ca Sr BaРадиус атома, нм 0,113 0,160 0,197 0,215 0,221Тпл.,0С 1283 650 847 770 718Плотность, г/см3 1,85 1,74 1,54 2,63 3,76Содержание в земной коре, масс. доли %

3,810-

41,9 3,3 3,410-2 6,510-2


1. Отношение к воздуху:2Be + O2 = 2BeO оксид предохраняет металл от коррозииCa, Sr, Ba на воздухе окисляются до оксидов и нитридов

2. Отношение к воде:Be с водой не взаимодействуетMg разлагает воду при нагреванииCa, Sr, Ba + H2O = Э(OH)2 + H2

3. Отношение к щелочам:С растворами щелочей реагирует только бериллийBe + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

4. Отношение к кислотам:В концентрированных холодных HNO3 и H2SO4 бериллий пассивируется, остальные металлы реагируют со всеми кислотами (кроме HF и H3PO4 и тех, с которыми образуют труднорастворимые соединения).

Основные химические свойства некоторых металлов

Некоторые характерные реакции лития и его соединений.

Свойства металлического лития

4Li + O2 = 2Li2O2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

6Li + N2 = 2Li3N2Li + K2O Li2O + 2K

2Li + 2C Li2C2

Свойства оксида лития

Li2O + 2H2O = 2LiOHLi2O + 2HCl = 2LiCl + H2OLi2O + СO2 = Li2CO3

Свойства нитрида лития

Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

Свойства гидроксида лития2LiOH Li2O + H2O2LiOH + СO2 = Li2CO3 + H2OLiOH + СO2 = LiHCO3

Некоторые характерные реакции калия и его соединений.

Свойства металлического калия

2K + O2 = K2O2

K + O2 = KO2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

3K + P K3P

2K + 2NH3 2KNH2 + H2

Свойства оксида и пероксида калия

K2O + 2H2O = 2KOHK2O + 2HCl = 2KCl + H2OK2O + СO2 = K2CO3

K2O2 + 2H2O = 2KOH + H2O2

2K2O2 + 2СO2 = 2K2CO3 + O2

Свойства гидроксида калия

2KOH + СO2 = K2CO3 + H2OKOH + СO2 = KHCO3 KOH + HCl = KCl + H2O2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + K2SO4

Некоторые характерные реакции кальция и его соединений.

Свойства металлического кальцияCa + H2 CaH2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Свойства гидрида кальция

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

Свойства оксида и карбида кальцияCaO + 3C CaC2 + COCaC2 + H2O = Ca(OH)2 + С2Н2

CaO + H2O = Ca(OH)2

CaO + Al2O3 Ca(AlO2)2

Свойства гидроксида кальцияCa(OH)2 CaO + H2OCa(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2OCa(OH)2 + СO2 = CaCO3 + H2OCa(OH)2 + 2СO2 = Ca(HCO3)2 2Ca(OH)2 + Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Свойства карбоната кальцияCaCO3 CaO + CO2

CaCO3 (к.) + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

Некоторые характерные реакции алюминия и его соединений.

Свойства металлического алюминия

4Аl + 3O2 = 2Al2O3

2Аl + N2 2AlN

2Аl + 3S Al2S3

2Al(без оксидной пленки) + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Al + 2NaOH NaAlO2 + H2

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)]4 + 3H2 (Na3[Al(OH)]6)2Al + Cr2O3 2Cr + Al2O3

Свойства оксида алюминия

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2OAl2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O2Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)]4 (Na3[Al(OH)]6)

Al2O3 + Na2CO3(к.) 2NaAlO2 + CO2

Разложение нитрата алюминия при нагревании4Al(NO3)3 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

Некоторые характерные реакции хрома и его соединений.

Свойства металлического хрома4Cr + 3O2 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 2CrCl3

Cr + H2SO4 (разб.) = CrSO4 + H2

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Cr + 3KNO3 + 2KOH = K2CrO4 + 3KNO2 + H2OCr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O

Свойства и получение оксида хрома(III)Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3(к.) 2NaCrO2 + CO2

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2 + 4H2O

Получение и свойства гидроксида хрома(III)

CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓+ 3NaClCr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)]6

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Взаимные переходы хроматов и дихроматов

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2OK2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома

K2Cr2O7 + 7HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2OK2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O2CrCl3 + 3Br2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 6NaBr + 8H2O2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

Окраска некоторых характерных соединений хромаCr2O3 – зеленыйCr2(SO4)3(р-р.) – зеленыйCr(OH)3 – светло-зеленыйK2CrO4 – жёлтыйK2Cr2O7 – оранжевый

Некоторые характерные реакции марганца и его соединений.

Свойства металлического марганца2Mn + O2 2MnO (Mn2O3 + Mn3O4)

Mn + Cl2 MnCl2

Mn + H2SO4 (разб.) MnSO4 + H2

Mn + 2HCl MnCl2 + H2

Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2 + 2H2OMn + 4HNO3 (конц.) = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Получение и свойства гидроксида марганца (II)

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2NaCl2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4

Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O

Свойства оксида марганца (IV)MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O

MnO2(кр.) + 2KOH(кр.) + KNO3(кр.) K2MnO4 + KNO2 + H2O

Получение и свойства манганатов

MnSO4 + 2Br2 + 8NaOH = Na2MnO4 + 4NaBr + Na2SO4 + 4H2O2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

Свойства перманганатов 2KMnO4 O2 + K2MnO4 + MnO2

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O2KMnO4 + KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO3 + H2O2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH

Цвет некоторых характерных соединений марганца

Mn(OH)2 – «телесный»Mn(OH)4 – бурыйMnO2 – черныйK2MnO4(р-р.) – зеленыйKMnO4(р-р.) – фиолетовый

Некоторые характерные реакции железа и его соединений

Свойства металлического железа

4Fe(тонкодисперсное) + 3O2 = 2Fe2O3

3Fe + 2O2 Fe3O4

2Fe + O2 2FeO4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2

2Fe + 6H2SO4 (конц.) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2OFe + CuSO4 (р-р.) = FeSO4 + Cu

Свойства оксида железа (II)FeO + H2 Fe + H2O

FeO + C Fe + CO

FeO + CO Fe + CO2

4FeO Fe + Fe3O4

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Получение и свойства гидроксида железа (II)

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3

Свойства оксида железа (III)

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2OFe2O3 + 2NaOH(конц.) 2NaFeO2 + H2O

Fe2O3 + Na2CO3 2NaFeO2 + CO2

Получение и свойства гидроксида железа (III)

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaClFe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2OFe(OH)3(кр.) + NaOH(кр.) NaFeO2 + 2H2O

2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Разложение нитрата железа (III) при нагревании4Fe(NO3)3 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

Свойства солей железа (III) 2FeCl3 + H2 2FeCl2 + 2HCl

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

Гидролиз солей железа

FeCl2 + H2O FeOHCl + HClFeCl3 + H2O FeOHCl2 + HClNaFeO2 + H2O = NaOH + Fe(OH)3

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓+ 3CO2 + 6NaCl

Качественные реакции на катионы железа (II) и (III)

Fe2+ FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl (выпадает белый, буреющий на воздухе осадок)FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 2KCl (выпадает синего цвета осадок)

Fe3+ FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl (выпадает бурого цвета осадок)FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 2KCl (выпадает синего цвета осадок)FeCl3 + 3NH4NСS = Fe(NСS)3 + 3NH4Cl (темно-красное окрашивание)

Окислительно-восстановительные реакции

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O2K2FeO4 + 16HCl = 2FeCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H2O6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Некоторые характерные реакции меди и её соединений

Свойства металлической меди 2Cu + O2 2CuO4Cu + O2 2Cu2O

Cu + Cl2 CuCl2

Cu + 2H2SO4 (конц.) CuSO4 + SO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3 (конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3 (разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2OСu + 2FeCl3(р-р.) = CuCl2(р-р.) + 2FeCl2(р-р.)2Cu + O2 + CO2 + H2O = Cu(OH)2∙CuCO3 ((CuOH)2CO3 – малахит)

Свойства оксида меди(II)

CuO + H2SO4 (разб.) = CuSO4 + H2OCuO + H2 Cu + H2O

CuO + CO Cu + CO2

Свойства гидроксида меди(II)Cu(OH)2 CuO + H2OCu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O2Cu(OH)2 + RCOH = RCOOH + Cu2O + 2H2OCu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O

Разложение нитрата меди(II) при нагревании2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2

Некоторые характерные реакции серебра и его соединений.

Свойства металлического серебра 2Ag + S Ag2S

2Ag + H2S Ag2S + H2

2Ag + 2H2SO4 (конц.) Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

Ag + 2HNO3(конц.) AgNO3 + NO2 + H2O

3Ag + 4HNO3(разб.) 3AgNO3 + NO + 2H2O

Получение и свойства оксида серебра

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2OAg2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

Разложение нитрата серебра при нагревании2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2

Таблицы переходов молекул и ионов в окислительно-восстановительных процессах

NO3- NO2

-N2H4NH2OHNH4OH

N2

Cr2O72- Cr3+ CrO4

2-H+ OH-

Cl-, Br-, I - Cl2, Br2, I2

Cl2 ClOn-

Cl-

Br2 BrOn-

Br-

I2

I2

IO3-

Fe2+ Fe3+ Fe3+ FeO42-OH-

H2O, OH- H2O2 O2

Качественные реакции на катионы и анионы

В неорганической химии весьма важным является знание качественных реакций на основные катионы и анионы, а также умение записывать реакции в молекулярном и ионом виде. Нижеприведенная таблица помогает сгруппировать реакции и представить их в компактном виде.

Катион Характерные реакцииAg+ AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

Выпадает осадок белого цвета.2AgNO3 + Na2CrO4 = Ag2CrO4 + 2NaNO3

Выпадает осадок желтого цвета.Pb2+ Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3

Выпадает осадок желтого цвета.Ba2+ BaCl2 + Na2CrO4 = BaCrO4+ 2NaCl

Выпадает осадок белого цвета нерастворимый в уксусной кислоте.

Ca2+CaCl2 + H2C2O4 CaC2O4 + 2HCl

Выпадает осадок белого цвета.Al3+ Al2(SO4)3 + 6NaOH(недостаток) = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4

Выпадает осадок белого цвета.Al(OH)3 +3NaOH(избыток) = Na3[Al(OH)6]Осадок растворяется в избытке раствора щелочи.

Na3[Al(OH)6] + NH4Cl(нас.р-р) Al(OH)3 + NH3 + NaCl + NaOHВновь выпадает осадок белого цвета.

Zn2+ ZnSO4 + 2NaOH(недостаток) = Zn(OH)2 + Na2SO4

Выпадает осадок белого цвета.Zn(OH)2 + 2NaOH(избыток) = Na2[Zn(OH)4]Осадок растворяется в избытке раствора щелочи.Na2[Zn(OH)4] +4NH4Cl(нас.р-р) = [Zn(NH3)4]Cl2+ 2NaCl + 4H2OНе наблюдается выпадение осадка – этой реакцией катион Zn2+

отличается от катиона Al3+.Cr3+ CrCl3 + 3NaOH(недостаток) = Cr(OH)3 + 3NaCl

Выпадает осадок зеленого цвета.Cr(OH)3 + 3NaOH(избыток) = Na3[Cr(OH)6]Осадок растворяется в избытке раствора щелочи.

Fe2+ 1. FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4

Выпадает осадок белого цвета. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

Осадок буреет на воздухе.2. FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + K2SO4

Выпадает осадок синего цвета.Fe3+ 1. FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = Kfe[Fe(CN)6] + 3KCl

Выпадает осадок синего цвета.2. FeCl3 + 3NH4CNS = Fe(CNS)3 + 3NH4ClРоданид железа(III) – темно-красного цвета.

Cu2+ CuSO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4] SO4 + 4H2OОбразуется комплексная соль фиолетового цвета.

NH4+

NH4Cl + NaOH NH3 + NaCl + H2OОщущается неприятный запах.

Анион Характерные реакцииCO3

2- Na2CO3 + 2HCl = CO2 + 2NaCl + H2OSiO3

2- Na2SiO3 + NH4OH = H2SiO3 + NH4ClВыпадает в осадок гель кремниевой кислоты.

Cl- KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3

Выпадает осадок белого цвета.AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2OОсадок растворяется в избытке раствора аммиака.

I- 2KI + Pb(NO3)2 = PbI2 + 2KNO3

Выпадает осадок желтого цвета.SO4

2- Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaClВыпадает осадок белого цвета.

S2- Na2S + 2AgNO3 = Ag2S + 2NaNO3

Выпадает осадок черного цвета.CH3COO-

2CH3COONa + H2SO4 = 2CH3COOH + Na2SO4

Ощущается запах уксусной кислоты.

Химическая посуда и оборудование

Пробирки

Химический стакан Колбы плоскодонная и

коническаяХолодильник Цилиндры

Аппарат Киппа – прибор для получения газов

Схема перегонки

1

2

3

5

4

Установка для фильтрования

Единый государственный экзамен – основные требования и рекомендации

Содержание экзаменационной работы

Содержание экзаменационной работы определяется на основе следующих документов:

- Обязательный минимум содержания основного общего образования по химии (Приказ Минобразования от 19.05.98 г. № 1236);

- Обязательный минимум содержания среднего (полного) общего образования по химии (Приказ Минобразования от 30.06.99 г. № 56);

- Примерная программа вступительных экзаменов в высшие учебные заведения по химии. (Справочник для поступающих в высшие учебные заведения Российской Федерации в 2000 году / Авт. – сост. Г.В. Арсеньев и др. – М.: Высш.шк., 2000). Программа является

преемственной по отношению к примерным программам средней (полной) школы.Содержание экзаменационной работы определяется также с учетом

Федерального компонента государственного стандарта общего образованияпо химии (Приказ Минобразования от 05.03.2004 г. № 1089).

В экзаменационную работу включаются задания различного уровня сложности (базового – Б, повышенного – П, высокого – В), ориентированные на проверку усвоения элементов содержания всех четырех содержательных блоков курса – «Химический элемент», «Вещество», «Химическая реакция», «Познание и применение веществ и химических реакций». Совокупность этих знаний составляет инвариантное ядро содержания общеобразовательных программ по химии, рекомендованных для средней (полной) школы.

Содержание каждого задания экзаменационной работы соотносится с требованиями к уровню подготовки выпускников средней (полной) школы по химии, согласно которым учащиеся должны уметь: - называть вещества по их химическим формулам; - классифицировать неорганические и органические вещества (по составу и свойствам) и химические реакции (по всем известным признакам классификации); - определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений; вид химической связи в неорганических и органических веществах; тип кристаллической решетки в веществах; изомеры и гомологи по структурным формулам и т.д.; - составлять: а) уравнения химических реакций различных типов; б) уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей, солей; в) полные и сокращенные ионные уравнения реакций обмена; - характеризовать общие свойства химических элементов и их соединений на основе положения в периодической системе Д.И.Менделеева, состав, свойства и применение веществ, факторы, влияющие на изменение скорости химической реакции и состояние химического равновесия; - объяснять закономерности в изменении свойств веществ, сущность изученных видов химических реакций; - проводить вычисления по химическим формулам и химическим уравнениям и т.д.

Структура экзаменационной работы

Каждый вариант экзаменационной работы состоит из трех частей и включает 45 заданий. Одинаковые по форме представления и уровню сложности задания сгруппированы в определенной части работы.

Часть 1 содержит 30 заданий с выбором ответа (базового уровня сложности). Их обозначение в работе: А1; А2; А3; А4 …А30.

Часть 2 содержит 10 заданий с кратким ответом (повышенного уровня сложности). Их обозначение в работе: В1; В2; В3 … В10.

Часть 3 содержит 5 заданий с развернутым ответом (высокого уровня сложности). Их обозначение в работе: С1; С2; С3; С4; С5.

Общее представление о количестве заданий и их распределении в каждой из частей экзаменационной работы дает таблица.

Распределение заданий по частям экзаменационной работы

№п/п

Части работы


Максимальный первичный балл

Процент максимального

первичного балла за задания данной

части от максимального

первичного балла за всю работу,

равного 67

Тип заданий

1 Часть 1 30 30 44,8% Задания с выбором ответа

Часть 2 10 18 26,9% Задания с кратким ответом

Часть 3 5 19 28,3% Задания с развернутым ответом

Итого 45 67 (100%)

Задания с выбором ответа, самые многочисленные в экзаменационной работе, построены на материале практически всех важнейших разделов школьного курса химии. В своей совокупности они проверяют на базовом уровне усвоение значительного количества элементов содержания, предусмотренных стандартом образования – 43 из 55.

В работе представлены две разновидности заданий этого типа. В первом случае задание состоит из основной части и 4-х дополнений к ней, во втором – в задании предлагаются два суждения, верность которых следует оценить.

Выполнение заданий с выбором ответа предполагает использование знаний для подтверждения правильности одного из четырех предложенных вариантов ответа. Последовательное соотнесение каждого из предложенных вариантов ответа с условием задания – основное правило, которое должно соблюдаться при выполнении этих заданий.

Задания с кратким ответом также построены на материале важнейших разделов курса химии, но в отличие от заданий с выбором ответа

имеют повышенный уровень сложности. Это проявляется прежде всего в том, что выполнение таких заданий предполагает:а) осуществление большего числа учебных действий, нежели в случае заданий с выбором ответа;б) самостоятельное формулирование и запись ответа.

В экзаменационной работе предложены следующие разновидности заданий с кратким ответом:

1. Задания на установление соответствия позиций, представленных в двух множествах.

2. Задания на выбор нескольких правильных ответов из предложенного перечня ответов (множественный выбор).

3. Задания, требующие написания ответа в виде числа.Задания с развернутым ответом самые сложные в экзаменационной

работе. В отличие от заданий с выбором ответа и кратким ответом они предусматривают одновременную проверку усвоения нескольких (двух и более) элементов содержания из различных содержательных блоков и подразделяются на следующие типы:

- задания, проверяющие усвоение основополагающих элементов содержания, таких, например, как «окислительно-восстановительные реакции»;

- задания, проверяющие усвоение знаний о взаимосвязи веществ различных классов (на примерах превращений неорганических и органических веществ);

- задания на определение молекулярной формулы вещества;- расчетные задачи.Задания с развернутым ответом ориентированы на проверку умений:- объяснять обусловленность свойств и применения веществ их

составом и строением; характер взаимного влияния атомов в молекулах органических соединений; взаимосвязь неорганических и органических веществ; сущность и закономерность протекания изученных видов реакций;

- проводить комбинированные расчеты по химическим уравнениям и по определению молекулярной формулы вещества;

- прогнозировать результаты химического эксперимента (процесса).

Распределение заданий экзаменационной работы по уровню сложности.

Как уже указывалось выше, предлагаемые в экзаменационной работе задания имеют различный уровень сложности – базовый, повышенный, высокий. Тем самым обеспечивается возможность для дифференциации экзаменуемых по уровню их подготовки.

Распределение заданий по уровню сложности

Уровень сложности

заданий


Максимальныйбалл за выполнение по

каждому уровню сложности

% от общего максимального

балла (67)

Базовый 30 30 44,8%Повышенный 10 18 26,9%Высокий 5 19 28,3%Итого 45 67 100%

Время выполнения работы

Примерное время, отводимое на выполнение отдельных заданий, составляет:- для каждого задания части 1 – 2-3 минуты; - для каждого задания части 2 – до 5 минут;- для каждого задания части 3 – до 10 минут.

Общая продолжительность работы составляет 3 ч -180 минут.

Дополнительные материалы и оборудование

В аудитории во время экзамена у каждого экзаменующегося должны быть следующие материалы и оборудование:

- периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева;- таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде;- электрохимический ряд напряжений металлов;- не программированный калькулятор.

Условия проведения и проверки экзамена

На экзамен в аудиторию не допускаются специалисты по химии. Использование инструкции по проведению экзамена позволяет обеспечить соблюдение единых условий без привлечения лиц со специальным образованием по данному предмету.Проверку экзаменационных работ (заданий с развернутыми ответами) осуществляют специалисты-предметники.

Рекомендации по подготовке к экзамену

К экзамену можно готовиться по учебникам, имеющим гриф Минобразования РФ.

Желательно также использовать пособия:1) Единый государственный экзамен: Химия: Контрольные

измерительные материалы/ А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев и др.; МОРФ – М.: Просвещение (2003, 2004, 2005).

2) Учебно-тренировочные материалы для подготовки к единому государственному экзамену. Химия/ Каверина А.А., Добротин Д.Ю., Медведев Ю.Н., Корощенко А.С. – М.: Интеллект-Центр, 2004.

ПРИМЕРЫ ЗАДАНИЙ

Раздел 1.1. Современные представления о строении атомов; строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов (понятие об электронном облаке, s- и р- электронах; радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов.Пояснение. Разделу 1.1. соответствуют задания А1, которые имеют базовый уровень сложности (БУС). На выполнение такого задания отводится 2 минуты. Максимальный балл за правильно выполненное задание равен 1. С заданиями А1 успешно справились 82,48% учащихся.

1. Одинаковую конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы элементов магния и 1) кальция 2) хрома 3) кремния 4) алюминия

(100% учащихся правильно выполнили задание)

2. Атом химического элемента, высший оксид которого ЭО2, имеет конфигурацию внешнего энергетического уровня1) ns2np4 2) ns2np2 3) ns2 4) ns2np1

(55,17% учащихся правильно выполнили задание)

3. Какой частице соответствует электронная формула 1s22s22p6?1) S-2 2) Si+4 3) P+3 4) N+2

Раздел 1.2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. (Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.)Пояснение. А2: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А2 успешно справились 75,42 % учащихся.

4. У химических элементов одного периода с увеличением порядкового номера1) возрастают радиусы атомов и усиливаются металлические свойства2) уменьшаются радиусы атомов и усиливаются металлические свойства3) возрастают радиусы атомов и усиливаются неметаллические свойства4) уменьшаются радиусы атомов и ослабевают металлические свойства

(44,83% учащихся выполнили задание)

5. Наименьший радиус имеет атом1) фтора 2) фосфора 3) бария 4) кремния

(77,50% учащихся правильно выполнили задание)

Раздел 1.3. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная. Способы образования ионной и ковалентной связи. Длина и энергия связи.Пояснение. А3: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А3 успешно справились 69,77 % учащихся.

6. У атомов элементов одного периода с увеличением заряда ядер не изменяется1) число энергетических уровней2) общее число электронов3) количество электронов на внешнем энергетическом уровне4) количество протонов

(51,61 % учащихся правильно выполнили задание)

7. Веществами с ковалентной неполярной связью являются1) хлороводород и водород2) графит и известняк3) кремний и алюминий4) фосфор и кремний


8. Веществу с ионным типом связи отвечает формула1) SO3 2) SiF4 3) HСl 4) RbF


Раздел 1.4. Понятие об электроотрицательности химических элементов. Заряды ионов. Степень окисления.Пояснение. А4: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А4 успешно справились 85,90 % учащихся.

9. Степень окисления +3 азот проявляет в каждом из двух соединений1) HNO2 и NH3 2) NH4Cl и N2O3 3) NaNO2 и NF3 4) HNO3 и N2


Раздел 1.5. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Зависимость свойств веществ от особенностей их кристаллической решетки.Пояснение. А5: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А5 успешно справились 72,30 % учащихся.

10.Кристаллическая решетка йода1) металлическая 2) молекулярная3) атомная 4) ионная


Раздел 1.6. Классификация неорганических веществ.Пояснение. А6: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А6 успешно справились 73,87 % учащихся.

11.Амфотерным является каждый из двух гидроксидов1) Cr(OH)2 и Cu(OH)2 2) Ba(OH)2 и Fe(OH)3

3) Al(OH)3 и Mg(OH)2 4) Zn(OH)2 и Cr(OH)3


12.Только основными свойствами обладают все вещества, расположенные в ряду:1) Ba(OH)2, СН3ОН, Н2О 2) CH3NH2, NaOH, CaO2) NH2CH2COOH, H2SO4, Cu(OH)2 4) N2O, Al(OH)3, HOCH2CH2OH


Раздел 1.7. Общая характеристика металлов главных подгрупп I—III групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.Пояснение. А7: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А7 успешно справились 76,26 % учащихся.

13.Наиболее легко валентный электрон отдает атом1) Na 2) K 3) Rb 4) Cs


14.Валентные электроны труднее отдает атом1) Mg 2) Ca 3) Sr 4) Ba


Раздел 1.8. Характеристика металлов – меди, хрома, железа (по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов).Пояснение. А8: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А8 успешно справились 61,78 % учащихся.

15.Какой из оксидов проявляет только кислотные свойства?1) CrO 2) CrO3 3) Fe2O3 4) Cr2O3


Раздел 1.9. Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV-VII групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.Пояснение. А9: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А9 успешно справились 75,99 % учащихся.

16.Cила галогеноводородных кислот возрастает в ряду1) HCl, HBr, HI2) HBr, HCl, HI3) HBr, HI, HCl4) HI, HCl, HBr


17.Неметаллические свойства кремния выражены слабее, чем у1) алюминия 2) углерода 3) германия 4) титана


Раздел 1.10. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: простых веществ-металлов.

Пояснение. А10: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А10 успешно справились 74,53 % учащихся.

18.С водой только при нагревании реагирует1) Na 2) Ca 3) Fe 4) Cu


19.Водный раствор соли меди не реагирует с1) ртутью 2) железом 3) свинцом 4) цинком


Раздел 1.11. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: простых веществ- неметаллов. Пояснение. А11: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А11 успешно справились 47,12 % учащихся.

20.Верны ли суждения о свойствах кислорода?А. Положительную степень окисления кислород проявляет в соединениях с фтором.Б. Кислород очень хорошо растворяется в воде.

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


21.Верны ли суждения о свойствах кислорода?А. Кислород не может проявлять положительную степень окисления. Б. Кислород в лаборатории получают разложением оксида серебра.



22.Верны ли суждения о свойствах азота?А. Малая реакционная способность азота объясняется наличием тройной связи в молекуле N2. Б. Азот при обычных условиях реагирует и с кислородом, и с водородом.



23.Верны ли суждения о свойствах серы?А. Сера в сероводороде проявляет степень окисления -2. Б. Оксид серы (VI) получают сгоранием серы на воздухе.



Раздел 1.12. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: оксидов (основных, амфотерных, кислотных).Пояснение. А12: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А12 успешно справились 68,62 % учащихся.

24.Оксид цинка не реагирует с1) HCl 2) NaOH 3) H2O 4) H2SO4


25.Какое уравнение не подтверждает основный характер оксида кальция?1) CaO + CO2 = CaCO3

2) CaO + C = CaC2 + CO3) CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2 + H2O4) CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O


Раздел 1.13. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: оснований, амфотерных гидроксидов. Пояснение. А13: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А13 успешно справились 51,69 % учащихся.

26.Гидроксид цинка реагирует с каждым из двух веществ1) HCl и MgSO4 2) NaOH и H2SO4

3) NaOH и KNO3 4) MgCl2 и HNO3


27.Гидроксид алюминия реагирует с каждым из двух веществ1) HCl и Fe 2) CO2 и H2S 3) NaCl и NH3 4) NaOH и HNO3


28.При разложении нерастворимых оснований образуется1) вода и кислотный оксид2) водород и оксид неметалла3) вода и основной оксид4) водород и оксид металла


29.Гидроксид алюминия не растворяется в1) соляной кислоте 2) щелочи3) воде 4) серной кислоте


Раздел 1.14. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: кислот.Пояснение. А14: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А14 успешно справились 70,27 % учащихся.

30.Разбавленная серная кислота не реагирует ни с одним из двух веществ:1) оксидом углерода (IV) и серебром2) карбонатом натрия и метаном3) магнием и оксидом меди4) ртутью и гидроксидом бария


31.С разбавленной серной кислотой взаимодействует каждое из двух веществ:1) медь и оксид азота (IV)2) цинк и оксид меди (II)3) водород и сероводород4) оксид углерода (IV) и хлороводород


Раздел 1.15 Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: солей (средних).Пояснение. А15: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А15 успешно справились 55,72 % учащихся.

32.Хлорид бария реагирует с1) KOH 2) Na2SO4 3) H2SiO3 4) Al(OH)3


33.Карбонат натрия не реагирует с1) гидроксидом бария2) гидроксидом калия3) серной кислотой4) углекислым газом


34.С раствором хлорида натрия реагирует1) AgNO3 2) Cu 3) K2SO4 4) CaCO3


Раздел 1.16 Взаимосвязь неорганических веществ.Пояснение. А16: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А16 успешно справились 72,43 % учащихся.35.В схеме превращений Zn(OH)2 X1 X2 веществом Х2

является1) ZnH2 2) Zn(OH)2 3) ZnO 4) Zn


36.В схеме превращений FeSO4 → X1 → X2 → Fe веществами Х1 и Х2 могут быть соответственно1) Fe(NO3)2 и FeCl3

2) FeO и Fe(OH)2

3) Fe(OH)2 и FeO4) Fe3(PO4)2 и Fe(OH)2


Раздел 1.17 Основные положения теории химического строения органических веществ А.М Бутлерова. Изомерия и гомология органических веществ.Пояснение. А17: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А17 успешно справились 79,13 % учащихся.

37.Изомерами являются1) бензол и толуол2) этилен и ацетилен3) пропаналь и пропанол4) циклогексан и гексен


38.Гомологом аминоуксусной кислоты является1) CH3-COOH2) CH3-CH2-CO-NH2

3) CH3-NH2

4) NH2-CH2-CH2-COOH(67,50 % учащихся правильно выполнили задание)

Раздел 1.18 Классификация органических веществ. Систематическая номенклатура.Пояснение. А18: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А18 успешно справились 85,39 % учащихся.

39.Группу -NH2 содержит каждое из двух веществ1) нитрометан и нитробензол2) этиламин и этанол3) аммиак и нитробензол4) метиламин и анилин


40.Гидроксогруппа – ОН является функциональной для каждого из веществ, расположенных в ряду:1) спиртов, аминов, щелочей2) спиртов, фенолов, оснований3) оснований, альдегидов, кислот4) кислот, щелочей, фенолов


Раздел 1.19 Особенности химического и электронного строения алканов, алкенов, алкинов, их свойства. Бензол – ароматический углеводород (электронное строение и свойства). Толуол – гомолог бензола.Пояснение. А19: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А19 успешно справились 61,97 % учащихся.

41.В молекуле пропина атом углерода при тройной связи образует:1) 4σ–связи2) 2σ– и 2 π-связи3) 3σ– и π-связь4) 1σ– и 3 π-связи


42.Каждый атом углерода в молекуле ацетилена образует1) 4σ–связи2) 2σ– и 2 π-связи3) 3σ– и π-связь4) 1σ– и 3 π-связи


Раздел 1.20 Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений: предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола.Пояснение. А20: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А20 успешно справились 54,13 % учащихся.

43.С раствором NaOH не реагирует вещество, формула которого1) С6Н5СООН 2) С6Н5ОН 3) С2Н5СООН 4) С2Н5ОН


44.С раствором гидроксида натрия реагирует1) С2Н5ОН 2) СН3СНО 3) СН3ОСН3 4) С6Н5ОН


45.При взаимодействии многоатомных спиртов с гидроксидом меди (II)1) выделяется газ2) образуется раствор ярко-синего цвета3) выпадает белый осадок4) выпадает осадок голубого цвета


Раздел 1.21 Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений: альдегидов.Пояснение. А21: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А21 успешно справились 58,65 % учащихся.

46.Реакция «серебряного зеркала» характерна для каждого из двух веществ:1) муравьиной кислоты и уксусной кислоты

2) муравьиной кислоты и формальдегида3) пропионового альдегида и пропионовой кислоты4) уксусного альдегида и уксусной кислоты


47.В схеме превращений: этаналь → Х → этилацетат веществом Х является1) диэтиловый эфир 2) ацетат натрия3) ацетилен 4) этановая кислота


Раздел 1.22 Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений: предельных карбоновых кислот.Пояснение. А22: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А22 успешно справились 68,91 % учащихся.

48.По углеводородному радикалу происходит реакция между уксусной кислотой и1) Cl2 2) NaOH 3) Ca 4) Na2CO3


Раздел 1.23 Классификация химических реакций.Пояснение. А23: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А23 успешно справились 76,22 % учащихся.

49.Схемами реакций замещения и соединения соответственно являются1) С2Н2 + Н2О → и С3Н6 + Н2 2) С2Н5ОН + Na → и Fe2O3 + Al 3) НCl + Fe(OH)3 → и НCl + Zn 4) CH4 + Cl2 и С2Н4 + Н2


50.Схемами реакций обмена и замещения соответственно являются1) НCl + CuО → и NaOH + SO2 →2) HNO3 + Al(OH)3 → и C3H8 + O2 → 3) C2H2 + Br2 → и HNO3 + CaO → 4) MgO + HCl → и С2Н6 + Br2 →


Раздел 1.24 Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на изменение скорости химической реакции.Пояснение. А24: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А24 успешно справились 56,84 % учащихся.

51.Для увеличения скорости реакции 4Fe(тв.) + 3O2(газ) = 2Fe2O3(тв.) + Q следует1) уменьшить температуру2) увеличить температуру3) уменьшить концентрацию кислорода

4) увеличить количество железа(42,86 % учащихся правильно выполнили задание)

52.Под скоростью химической реакции понимают изменение1) концентрации реагента в единицу времени2) количества вещества реагента в единицу времени3) количества вещества реагента в единице объема4) количества вещества продукта в единице объема


53.С наибольшей скоростью при обычных условиях происходит взаимодействие воды с1) оксидом кальция2) железом3) оксидом кремния (IV)4) магнием


Раздел 1.25 Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условие его смещения.Пояснение. А25: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А25 успешно справились 60,07 % учащихся.

54.В какой системе повышение давления приводит к уменьшению выхода продукта?1) 2H2(газ) + O2(газ) 2H2O(газ)2) 2N2(газ) + O2(газ) 2NO(газ)3) CO2(газ) + C(графит) 2СO(газ)4) 3H2(газ) + N2(газ) 2NH3(газ)


55.Химическое равновесие в системе 2H2O + 4NO2 + O2 = 4HNO3 + Q сместится в сторону образования азотной кислоты, если1) повысить давление2) повысить температуру3) уменьшить концентрацию кислорода4) уменьшить концентрацию оксида азота (IV)


Раздел 1.26 Электролитическая диссоциация неорганических и органических кислот, щелочей, солей. Степень диссоциации.Пояснение. А26: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А26 успешно справились 63,73 % учащихся.

56.Концентрация каких частиц в растворе H3PO4 наименьшая?1) H+ 2) PO4

3- 3) H2PO4- 4) HPO4

2-


57.Наиболее слабым электролитом является1) Ca(OH)2 2) H2SO4 3) CH3COOH 4) HNO3


Раздел 1.27 Реакции ионного обмена.Пояснение. А27: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А27 успешно справились 85,61 % учащихся.

58.В соответствии с сокращенным ионным уравнением 2Н+ + СО3

2- → Н2О + СО2

происходит взаимодействие между:1) HCl и Na2CO3 2) HNO3 и CaCO3

3) H2S и NaHCO3 4) H2SO4 и Ba(HCO3)2


Раздел 1.28 Реакции окислительно-восстановительные.Пояснение. А28: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А28 успешно справились 80,39 % учащихся.

59.Только восстановительные свойства проявляет1) P 2) Br2 3) Zn 4) S


60.Только окислительные свойства проявляет1) фтор 2) хлор 3) бром 4) иод


Раздел 1.29 Гидролиз солей (реакция среды раствора).Пояснение. А29: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А29 успешно справились 52,92 % учащихся.

61.Фенолфталеин окрашивает в малиновый цвет водный раствор соли1) сульфата натрия2) сульфида натрия3) хлорида натрия4) хлорида алюминия


62.Щелочную среду имеет водный раствор1) фторида калия2) хлорида алюминия3) бромида натрия4) хлорида цинка


Раздел 1.30 Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения углеводородов.

Пояснение. А30: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А30 успешно справились 63,46 % учащихся.

63.Горению какого углеводорода соответствует правая часть уравнения реакции: … = 4СО2 + 2Н2О?

1) С2Н4 2) С2Н8 3) С2Н2 4) С2Н6


64.Для получения бутена-2 из 2-бромбутана следует использовать1) водный раствор серной кислоты2) водный раствор гидроксида калия3) спиртовый раствор гидроксида калия при нагревании4) никелевый катализатор


65.Реакция полимеризации характерна для1) бензола 2) толуола 3) стирола 4) циклогексана


Раздел 1.31 Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения кислородосодержащих соединений.Пояснение. А31: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А31 успешно справились 47,42 % учащихся.

66.Глицерин и ацетальдегид реагируют с1) H2 2) Ag2O (NH3 р-р)3) Cu(OH)2 4) HBr


67.Как этанол, так и этаналь реагируют с1) гидроксидом меди (II)2) кислородом3) бромоводородом4) уксусной кислотой


68.Взаимодействуют между собой1) формальдегид и бензол2) уксусная кислота и хлорид натрия3) этиловый спирт и оксид меди (II)4) этилацетат и фенол


Раздел 1.32 Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения азотсодержащих соединений.Пояснение. А32: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А32 успешно справились 52,15 % учащихся.

69.Этиламин взаимодействует с1) кислотами

2) основаниями3) простыми эфирами4) углеводородами


70.В отличие от этиламина, анилин реагирует с1) кислородом 2) водой3) бромной водой 4) хлороводородом


71.Метиламин реагирует с каждым из двух веществ:1) O2 и N2

2) FeCl2 и NH3

3) HСl и NaCl4) H2O и H2SO4


72.При горении аминов, кроме углекислого газа, образуется1) азот и вода2) аммиак и вода3) азот и водород4) оксид азота (IV) и вода


Раздел 1.33 Сведения о токсичности и пожарной опасности изучаемых веществ. Правила обращения с веществами и оборудованием.Методы исследования объектов, изучаемых в химии. (Качественные реакции неорганических и органических веществ.)Пояснение. А33: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А33 успешно справились 54,89 % учащихся.

73.В цинковом сосуде нельзя хранить раствор1) BaCl2 2) NaCl 3) Al(NO3)3 4) Cu(NO3)2


74.Какой из продуктов горения поливинилхлорида является наиболее токсичным?1) CO2 2) H2O 3) HCl 4) N2


75.Азотную кислоту необходимо хранить в1) стеклянных банках темного цвета2) сосудах с медным покрытием3) оцинкованных сосудах4) стеклянных бесцветных банках


76.В оцинкованном сосуде нельзя хранить раствор

1) Na2SO4 2) MgCl2 3) C2H5OH 4) CH3COOH(46,88 % учащихся правильно выполнили задание)

Раздел 1.34 Общие научные принципы химического производства (на примере промышленного получения аммиака, серной кислоты, метанола). Природные источники углеводородов, их переработка. Основные методы синтеза высокомолекулярных соединений (пластмасс, синтетических каучуков).Пояснение. А34: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А34 успешно справились 37,93 % учащихся.

77.В производстве аммиака основным аппаратом является1) колонна синтеза2) поглотительная башня3) сепаратор4) теплообменник


78.Основным аппаратом в производстве метанола является1) ректификационная колонна2) сепаратор3) поглотительная башня4) колонна синтеза


79.Сырьем для производства метанола в промышленности служат1) СH3Cl и NaOH 2) HCHO и SO2

3) CO и H2 4) HCOOH и NaOH(27,59 % учащихся правильно выполнили задание)

80.В производстве NH3 и CH3OH основным аппаратом является1) сепаратор2) поглотительная башня3) колонна синтеза4) теплообменник


81.В производстве серной кислоты для поглощения оксида серы (VI) используют

1) H2O 2) H2SO3 3) H2SO4(конц.) 4) H2SO4(разб.)(28,13 % учащихся правильно выполнили задание)

Раздел 1.35 Тепловой эффект химической реакции. Расчеты теплового эффекта реакции.Пояснение. А35: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А35 успешно справились 65,89 % учащихся.

82.При взаимодействии 10 г кальция с 9 г серы выделилось 120 кДж теплоты. Теплота образования сульфида кальция равна

1) 240 кДж/моль 2) 480 кДж/моль 3) 360 кДж/моль 4) 600 кДж/моль(57,50 % учащихся правильно выполнили задание)

83.Согласно термохимическому уравнению реакции Mg + SiO2 = 2MgO + Si + 372 кДж

При получении 200 г оксида магния количество выделившейся теплоты будет равно

1) 1860 кДж 2) 465 кДж 3) 620 кДж 4) 930 кДж(44,83 % учащихся правильно выполнили задание)

Примеры задач

1. Массовая доля соляной кислоты в растворе, полученном при растворении 11,2 л хлороводорода в 1 л воды, равна_________%.

2. Объем формальдегида (НУ), который потребуется для получения 1л 40% раствора (ρ=1,11 г/мл), равен _________.

3. Чтобы в результате реакции образовался 9,5% раствор гидроксида лития, к 100 г воды необходимо добавить оксид лития массой ___________г.

4. Массовая доля серной кислоты, полученной смешиванием 120 г 20% и 40 г 50% растворов этой же кислоты равна ________.

5. При кипячении 200 г 25% раствора аммиака 20 г этого вещества улетучилось. Массовая доля аммиака после кипячения в растворе равна ____________%.

6. Масса воды, которую нужно добавить к раствору гидроксида натрия массой 150 г с массовой долей 0,1, чтобы получить раствор с массовой долей 0,02, равна ___________.

7. Масса хлорида натрия, которую нужно подвергнуть взаимодействию с конц. серной кислотой при нагревании, чтобы выделившегося хлороводорода хватило для получения 50 г 14,6% раствора соляной кислоты, равна ______. (Реакция)

8. Газообразный аммиак, выделившийся при кипячении 160 г 7%-ного раствора гидроксида калия с 9,0 г хлорида аммония, растворили в 75 г воды. Определите массовую долю аммиака в полученном растворе.

9. Гидратацией 89,6 л (ну) ацетилена можно получить 20% раствор уксусного альдегида массой _________ г. (Реакция)

10. Образовавшийся при окислении 4 моль спирта формальдегид растворили в 150 мл воды. Массовая доля формальдегида в растворе равна _______%.(Реакция)

11. При растворении в 150 мл воды формальдегида, полученного окислением 4 моль метана, образуется раствор с массовой долей альдегида __________ %.

12. Масса 10% раствора, который можно приготовить из азотной кислоты, полученной при взаимодействии 2,02 кг нитрата калия с избытком серной кислоты, равна _______ кг.

13. Объем уксусной кислоты (ρ = 1,07), который можно получить окислением 92 г этанола, равен __________ мл.

14. Массовая доля азотной кислоты в 1050 г раствора, необходимого для получения тринитрофенола при взаимодействии с 470 г фенола, равна ________%.

15. Какое количество (моль) продукта получится при пропускании 2,24 л (ну) пропилена через 200 г 2% раствора брома в воде?

16. Масса соли, полученной при сливании 10 г 10% раствора муравьиной кислоты с 10 г раствора гидроксида натрия с такой же массовой долей, равна ______ г.

17. К 200 г 20% раствора гидроксида натрия прилили 200 г 20% раствора азотной кислоты. Масса образовавшейся соли равна _____ г.

18. Масса сульфата натрия, полученного при сливании 200 г 6% раствора гидроксида натрия с 50 г 19,6% раствора серной кислоты, равна _____ г.

19. Масса 10% раствора гидроксида натрия, необходимого для нейтрализации 196 г 10% раствора серной кислоты, равна _____ г.

20. Смешали 200 мл 5% раствора гидроксида натрия (пл. 1,05) и 100 мл 10% раствора азотной кислоты (пл.1,07). Определите массовую долю нитрата натрия в полученном растворе.

21. Какую массу стронция нужно растворить в 100 мл воды, чтобы получить раствор с массовой долей гидроксида стронция 1%?

22. Какую массу бария нужно растворить в 1 л воды, чтобы получить раствор с массовой долей гидроксида стронция 10%?

23. Рассчитайте массовую долю вещества в растворе, полученном при растворении 0,78 г калия в 100 мл воды.

24. Рассчитайте массовую долю (%) серной кислоты в растворе, полученном после приливания к 14,5 г 10% раствора серной кислоты 200 г 1,04 раствора хлорида бария. %.

25. В какой массе раствора с массовой долей FeSO4 10% нужно растворить 200 г FeSO4*7H2O, чтобы получить раствор с массовой долей FeSO4 16%?

Демонстрационный вариант билета ЕГЭ

Инструкция по выполнению работы

На выполнение экзаменационной работы по химии дается 3 часа (180 минут). Работа состоит из 3 частей и включает 45 заданий.

Часть 1 включает 30 заданий (А1 – А30). К каждому заданию дается 4 варианта ответа, из которых только один правильный.

Часть 2 состоит из 10 заданий (В1 – В10), на которые надо дать краткий ответ в виде числа или последовательности букв. В этой части используются задания на установление соответствия, на выбор нескольких правильных ответов из числа предложенных, а также расчетные задачи.

Часть 3 содержит 5 самых сложных заданий по общей, неорганической и органической химии. Задания C1 – C5 требуют полного (развернутого) ответа.

Часть 1

А1. Какую электронную конфигурацию имеет атом наиболее активного металла?1) 1s22s22p1

2) 1s22s22p63s1

3) 1s22s2

4) 1s22s22p63s23p1

А2. B ряду: Na Mg Al Si 1) увеличивается число энергетических уровней в атомах2) усиливаются металлические свойства элементов3) уменьшается высшая степень окисления элементов4) ослабевают металлические свойства элементов

А3. В каком ряду записаны формулы веществ только с ковалентной полярной связью?1) Cl2, NH3, HCl2) HBr, NO, Br2

3) H2S, H2O, S8

4) HI, H2O, PH3

А4. Высшую степень окисления марганец проявляет в соединении 1) KMnO4 2) MnO2 3) K2MnO4 4) MnSO4

А5. Молекулярную кристаллическую решетку имеет 1) CaF2 2) CO2 3) SiO2 4) AlF3

А6. Амфотерным и основным оксидами соответственно являются: 1) FeO и CaO2) Al2O3 и K2O3) CO2 и NO4) Fe2O3 и CO

А7. В порядке уменьшения восстановительных свойств металлы расположены в ряду:

1) Al, Zn, Fe2) Al, Na, K3) Fe, Zn, Mg4) Fe, Zn, Al

А8. Верны ли следующие суждения о неметаллах?А. Все неметаллы являются химически активными веществами.Б. Все неметаллы обладают только окислительными свойствами.

1) верно только А2) верно только Б3) верны оба суждения 4) оба суждения неверны

А9. Химическая реакция возможна между 1) Cu и HCl 2) Fe и Na3PO4 3) Ag и Mg(NO3)2 4) Zn и FeCl2

А10. А12. Хлорид железа (II) реагирует с каждым из двух веществ:

1) MgO и HCl

2) Zn и AgNO3

3) HNO3 и CO2

4) CaO и CO2

А13. В схеме превращенийCa X1 X2

веществами «X1», «X2» являются соответственно1) Ca(OH)2, CaCO3

2) CaO, CaCO3

3) Ca(OH)2, CaO4) Ca(OH)2, CaC2

А14. Сколько веществ изображено следующими формулами? CH3

|

а) HО — CH — CH3 | CH2 — СН3

б) CH3 — C — CН2ОН | H

в) CH3 — CH — СН2 — СН3

| ОH

CH3

|г) CH3 — CН — СH2 | ОH

СH3

|д) СН3 — C — CH2ОH | СH3

1) 5 2) 2 3) 3 4) 4

А15. Карбоксильную группу содержат молекулы1) сложных эфиров2) альдегидов3) многоатомных спиртов4) карбоновых кислот

А16. Число -связей в молекуле пропина равно1) 1 2) 2 3) 3 4) 4

А17. Кислотные свойства наиболее выражены у 1) фенола 2) метанола 3) этанола 4) глицерина

А18. Реакция «серебряного зеркала» характерна для каждого из двух веществ:1) глюкозы и формальдегида2) глюкозы и глицерина3) сахарозы и глицерина4) сахарозы и формальдегида

А19. Реакциями замещения и присоединения соответственно являются1) CH4 + Cl2 и C2H2 + Cl2

2) СH3COONa + HCl и C6H6 + Br2

3) H2SO4 + Zn и H2SO4 + CuO4) C8H16 + H2 и C2H6 + Cl2

А20. При обычных условиях с наименьшей скоростью происходит взаимодействие между1) Fe и O2

2) Mg и HCl (10% р-р)3) Cu и O2

4) Zn и HCl (10% р-р)

А21. Химическое равновесие в системе 2NO(г) + O2 (г) 2NO2 (г) + Qсмещается в сторону образования продукта реакции при1) повышении давления2) повышении температуры3) понижении давления4) применении катализатора

А22. Диссоциация по трем ступеням возможна в растворе1) хлорида алюминия2) нитрата алюминия3) ортофосфата калия4) ортофосфорной кислоты

А23. Сокращенное ионное уравнение реакции Al3+ + 3OH– = Al(OH)3соответствует взаимодействию1) хлорида алюминия с водой2) алюминия с водой3) хлорида алюминия со щелочью4) алюминия со щелочью

А24. Окислительные свойства оксид серы (IV) проявляет в реакции1) SO2 + NaOH = NaHSO3

2) SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr3) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O4) 2SO2 + O2 = 2SO3

А25. Щелочную среду имеет раствор 1) Pb(NO3)2 2) NaNO3 3) NaCl 4) Na2CO3

А26. А27. В2. В4. В5. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА РЕАГЕНТЫ1) C2H5OH А) NaOH, HNO3, FeCl3

2) C6H5OH Б) Cu(OH)2, NaCl, Ag3) C2H5CHO В) Na, H2SO4 (конц.), HCl 4) C2H5COOH Г) CuO, Na2CO3, Cl2

Д) O2, CH3OH, [Ag(NH3)2]OH

Е) HCl, Cu, SO3

1 2 3 4

В6. Правильные ответы

№ задания Ответ № задания Ответ № задания ОтветА1 2 А11 4 А21 1А2 4 А12 2 А22 4А3 4 А13 1 А23 3А4 1 А14 3 А24 3А5 2 А15 4 А25 4А6 2 А16 2 А26 2А7 1 А17 1 А27 2А8 4 А18 1 А28 1А9 4 А19 1 А29 3А10 3 А20 3 А30 4

ЧАСТЬ 2

№ ОтветВ1 ЕГАДВ2 АВДДВ3 ВБАБВ4 ДГЕБВ5 ВАДГВ6 БВДВ7 БГЕВ8 БВДЕВ9 3В10 80<или>76

ЧАСТЬ 3

За выполнение заданий С1, С5 ставится от 0 до 3 баллов; за задания С2, С4 – от 0 до 4 баллов; за задание С3 – от 0 до 5 баллов.

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:P + HNO3 NO2 + … .Определите окислитель и восстановитель.

Ответ:

Содержание верного ответа и указания по оцениванию(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла)

Баллы

Элементы ответа:1) Составлен электронный баланс:

15

P0 – 5ē → P+5

N+5 + ē → N+4

2) Расставлены коэффициенты в уравнении реакции:P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + Н2О3) Указано, что фосфор в степени окисления 0 является восстановителем, а азот в степени окисления + 5 (или азотная кислота за счет азота в степени окисления + 5) – окислителем.Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы

3

В ответе допущена ошибка только в одном из элементов 2В ответе допущены ошибки в двух элементах 1Все элементы ответа записаны неверно 0Максимальный балл 3

С2. Даны водные растворы: хлорида железа (III), иодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами.

Ответ:


Баллы

Элементы ответа:Приведены четыре уравнения возможных реакций с участием указанных веществ:1) 2FeCl3 + 2NaI = 2NaCl + 2FeCl2 + I2 2) FeCl3 + 3CsOH = Fe(OH)3 + 3CsCl 3) H2SO4 + 2CsOH = Cs2SO4 + 2H2O4) Na2Cr2O7 + 2СsOH = Na2CrO4 + Cs2CrO4 + Н2OОтвет правильный и полный, включает все названные выше элементы

4

Правильно записаны 3 уравнения реакций 3Правильно записаны 2 уравнения реакций 2Правильно записано одно уравнение реакции 1Все элементы ответа записаны неверно 0Максимальный балл 4

С3. Ответ :


Баллы

Элементы ответа:Составлены уравнения реакций, соответствующие схеме превращений:1) Al4C3 + 12H2O 4Al(OH)3 + 3CH4 2) 2СH4 C2H2 + 3H2 3) C2H2 + H2О СH3CHO 4) 3СH3CHO + 2KMnO4 2СH3COOK + СH3COOH + 2MnO2 + H2O 5) СH3COOK + KOH CH4 + K2CO3

Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы

5

Правильно записаны 4 уравнения реакций 4Правильно записаны 3 уравнения реакций 3Правильно записаны 2 уравнения реакций 2Правильно записано 1 уравнение реакции 1Все элементы ответа записаны неверно 0Максимальный балл 5

С4. Ответ :


Баллы

Элементы ответа:1) Записано уравнение реакции:SO3 + H2O = Н2SО4

2) Рассчитано количество вещества образовавшейся серной кислоты:n(SО3) = 8/80 = 0,1 моль,n(Н2SО4) = n(SО3) = 0,1 моль3) Определено соотношение количества вещества взятой щелочи и суммарного числа моль кислоты, находящейся в полученном растворе:n(КOH) = 10,6/56 = 0,19 моль n(Н2SО4) = 110∙0,08/98 + 0,1 = 0,19 мольКоличества веществ кислоты и щелочи относятся как 1 : 1, значит при их взаимодействии образуется кислая соль.4) Составлено уравнение реакции и определено число моль соли:Н2SО4 + КOH = КНSО4 + H2O,n(Н2SО4) = n(КOH) = n(КНSО4) = 0,19 моль.

Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы

4

В ответе допущены ошибки только в 4-м элементе 3В ответе допущены ошибки в 3-м и в 4-м элементах 2В ответе допущена ошибка в одном из первых двух элементов, которая повлекла ошибки в последующих вычислениях (элементы 3-й и 4-й)

1

Все элементы ответа записаны неверно 0Максимальный балл 4

С5.Ответ : Демонстрационный билет межвузовской олимпиады

ХИМИЯ1. Запишите полные и краткие электронные формулы бора и марганца.

2. Определите степени окисления элементов и заряды ионов в следующих соединениях:

1) K2Cr2O7; 2) Ca(OCl)2; 3) CaOCl2; 4) BaHPO4; 5) NH4NO3; 6) V2O5; 7) VOSO4.

3. Перечислите классы соединений представленные в молекуле вещества:

4. В трех пронумерованных сосудах без надписей находятся ацетальдегид, гексин-1 и толуол. С помощью какого одного реактива можно различить эти соединения? Укажите признаки протекания реакций.

Общая сумма оценки заданий №№ 1 - 4 – 20 баллов

5. По термохимическому уравнению S(к) + O2 = SO2; Н= - 296,2 кДж рассчитайте:1) сколько литров кислорода (н.у.) вступает в реакцию, если при этом выделяется 59,4 кДж теплоты;2) сколько граммов серы сгорело, если известно, что выделилось 594 кДж теплоты.3) сколько теплоты выделяется при сжигании 64 кг серы?

6. Закончите молекулярные и напишите ионные уравнения реакций:NH4Cl + Ca(OH)2 Na3PO4 + H2O CH3COONa + HCl Al(OH)3 + H2SO4 Al(OH)3 + NaOH

7. Составьте уравнения химических реакций, позволяющих осуществить следующие превращения. Укажите условия протекания реакций.NH4Cl NH3 NH4NO2 N2 NO NO2 HNO3 AgNO3 NO2

8. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения и назовите вещества, участвующие в реакциях:

Общая сумма оценки заданий №№ 5 - 8 – 40 баллов

9. Железо массой 11,2 г сплавили с серой массой 6,4 г. К полученному продукту добавили избыток соляной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор массой 200 г с массовой долей хлорида меди (П) 15 %. Какая масса осадка образовалась?

10.При гидрировании бутадиена -1,3 массой 8,1 г получили смесь бутана и бутена-1. При пропускании этой смеси через раствор брома образовался 1,2-дибромбутан массой 10,8 г. Определите массовые доли углеводородов в полученной смеси.

Общая сумма оценки заданий №№ 9 – 10 – 40 баллов

Учебное издание

ХимияСистемный курс

для поступающих в ВУЗ

Составитель: Елена Михайловна Князева

Подписано к печати 16.01.2010Формат 60х84/16. Бумага №1.Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная.Уч.- изд. л. 6.


БаллыЭлементы ответа:1) Записано уравнение реакции в общем виде и найдено количество вещества альдегида:

(моль)

2) Рассчитана молярная масса альдегида:

(г/моль)

3) Определено число атомов углерода в молекуле альдегида и установлена его формула:

14n + 30 = 58n = 2C2H5CHOОтвет правильный и полный, включает все названные выше элементы 3Правильно записаны первый и второй элементы ответа 2Правильно записан первый или второй элементы ответа 1Все элементы ответа записаны неверно 0Максимальный балл 3

При взаимодействии 11,6 г предельного альдегида с избытком гидроксида меди (II) при нагревании образовался осадок массой 28,8 г. Выведите молекулярную формулу альдегида.

Оксид серы (VI) массой 8 г растворили в 110 г 8%-ной серной кислоты. Какая соль и в каком количестве образуется, если к полученному раствору добавить 10,6 г гидроксида калия?

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

С5. При взаимодействии 11,6 г предельного альдегида с избытком гидроксида меди (II) при нагревании образовался осадок массой 28,8 г. Выведите молекулярную формулу альдегида.

С4. Оксид серы (VI) массой 8 г растворили в 110 г 8%-ной серной кислоты. Какая соль и в каком количестве образуется, если к полученному раствору добавить 10,6 г гидроксида калия?

С3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

С2. Даны водные растворы: хлорида железа (III), иодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами.

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:P + HNO3 NO2 + … .Определите окислитель и восстановитель.

В10. Объем воздуха (н.у.), необходимый для сжигания 32 л (н.у.) угарного газа, равен ________ л. (Запишите число с точностью до целых.)

В9. Масса соли, которая вводится в организм при вливании 353 г физиологического раствора, содержащего 0,85% по массе поваренной соли, равна _______ г. (Запишите число с точностью до целых.)

В7.Для ацетилена характерны:

А) sp2- гибридизация атомов углерода в молекулеБ) наличие в молекуле 3σ - и 2π-связейВ) высокая растворимость в воде Г) реакция полимеризацииД) взаимодействие с оксидом меди (II)Е) взаимодействие с аммиачным раствором оксида серебра (I)

Ответ: ________________ .(Запишите соответствующие буквы в алфавитном порядке.)

В8. Диметиламин взаимодействует сА) гидроксидом барияБ) кислородомВ) азотной кислотойГ) пропаномД) уксусной кислотойЕ) водородом

Ответ: ________________ . (Запишите соответствующие буквы в алфавитном порядке.)

И серная кислота и гидроксид бария способны реагировать с

А) гидроксидом калия Б) гидроксидом алюминияВ) цинкомГ) водородомД) оксидом меди (II)Е) силикатом натрия

Ответ: ________________ .(Запишите соответствующие буквы в алфавитном порядке.)

Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора

ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА1) CaCl2 А) Ca, O2 , Cl2

2) Fe(NO3)3 Б) Fe, H2, Cl2

3) K2SO4 В) K, H2, SO3

4) FeCl3 Г) Fe, H2, O2

Д) H2, Cl2

Е) H2, O2

1 2 3 4

В3. Установите соответствие между названием соли и типом гидролиза ее в водном растворе.

НАЗВАНИЕ СОЛИ ТИП ГИДРОЛИЗА1) сульфид алюминия А) по катиону2) сульфид натрия Б) по аниону3) нитрат магния В) по катиону и аниону4) сульфит калия

1 2 3 4

Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной реакции и веществом, которое является в ней восстановителем.

СХЕМА РЕАКЦИИ ВОССТАНОВИТЕЛЬ

1) Si + C SiC А) Si

2) NO2 + Mg MgO + N2 Б) C

3) SO2 + O2 SO3 В) Mg

4) NO2 + SO2 SO3 + NO Г) NO2

Д) SO2

Е) O2

1 2 3 4

В1. Установите соответствие между названием вещества и классом (группой) неорганических соединений, к которому оно принадлежит.

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА КЛАСС (ГРУППА) СОЕДИНЕНИЙ1) гидрокарбонат свинца (II) А) бескислородная кислота2) серная кислота Б) щелочь3) соляная кислота В) основная соль4) гидроксид бериллия Г) кислородсодержащая кислота

Д) амфотерный гидроксидЕ) кислая соль

1 2 3 4

А30. В результате реакции, термохимическое уравнение которой2AgNO3(тв) = 2Ag(тв) + 2NO2(г) + O2(г) – 317 кДж,поглотилось 15,85 кДж теплоты. Масса выделившегося серебра равна

1) 1,08 г 2) 54 г 3) 5,4 г 4) 10,8 г

А29. Какой процесс в производстве серной кислоты осуществляется в контактном аппарате?

1) обжиг колчедана2) поглощение SO3 концентрированной H2SO4

3) окисление SO2 до SO3

4) разбавление олеума

А28. Веществом, неядовитым для человека, является1) N2 2) H2S 3) CO 4) Cl2

Взаимодействуют между собой1) этанол и водород2) уксусная кислота и хлор3) фенол и оксид меди (II)4) этиленгликоль и хлорид натрия

Превращение бутана в бутен относится к реакции1) полимеризации2) дегидрирования3) дегидратации4) изомеризации

А11. Гидроксид натрия не реагирует с1) Al(OH)3 2) ZnO 3) H2SO4 4) Ba(OH)2

Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ:1) вода и соляная кислота2) кислород и оксид магния3) оксид кальция и гидроксид натрия4) вода и медь

ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ...

Documents