Типичные реакции нормальных солей примеры. Типичные реакции средних солей. Типичные реакции оснований

Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO 4 – сульфат кальция и т. д.

Практически все соли являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:

Na + Cl – – хлорид натрия

Ca 2+ SO 4 2– – сульфат кальция и т.д.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na 2 CO 3 , KNO 3 и т.д.

2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO 3 , KAl(SO 4) 2 и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl и т.д.

По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO 4 – сульфат кальция, Mg SO 4 – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI 2 – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl 3) 2 – бикарбонат или гидрокарбонат магния.

При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия.

Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

Химические свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Взаимодействуют с основаниями , образуя новую соль и новое основание:

Ba(OH) 2 + Mg SO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2 .

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Остались вопросы? Хотите знать больше о солях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

«Определение солей аммония» - Получение аммония. Свойства солей аммония. Соли аммония. Отношение к нагреванию. Способность разлагаться. Аммоний. Химические свойства солей аммония. Физические свойства солей аммония. Применение солей аммония. Применение солей аммония в сельском хозяйстве. Получение солей аммония.

«Химические свойства солей» - Соль слабого основания и сильной кислоты. Неметалл. Na2CO3 + 2HCl. Соль сильного основания и сильной кислоты. Электролиты. Определение солей. Ряд металла. Генетическая связь между классами неорганических соединений. Химические свойства солей. Универсальный индикатор. Сложные вещества. Классификация солей.

«Соли» - Соли. Кальцит. Химическая формула - CaCO3. Карбонат кальция (углекислый кальций) -соль угольной кислоты и кальция. формула азотной кислоты HNO3 кислотный остаток NO3- - нитрат Составим формулы солей: NaNO3 - По таблице растворимости определим заряды ионов. - NaCI. Карбонат кальция CaCO3. Мрамор. Поэтому бертолетова соль используется в пиротехнике при производстве фейерверков, бенгальских свечей, спичек.

«Соль азотной кислоты» - Химические свойства нитратов. К каким выводам пришел юный химик? Занимательная история. Укажите окислитель, восстановитель. Знать и уметь. Какие вещества называют солями? Раствор азотной кислоты реагирует с каждым из веществ. Даны пары веществ, составьте возможные уравнения реакций. Разложение нитрата меди (II).

«Соли, кислоты и основания» - 8. Щелочь+соль. Получение солей. CuO+H2SO4 ?CuSO4+H2O. Fe?FeO?FeSO4?Fe(OH)2? Fe(OH)Cl?FeCl2 2Fe+O2?2FeO; 2) FeO+H2SO4?FeSO4+H2O; Получение основных солей. 3) Нерастворимые. 2. Средняя соль1+щелочь?основная соль+средняя соль2. CaCO3+CO2+H2O ?Ca(HCO3)2 Na2SO4+H2SO4 ?2NaHSO4. 2NaOH+Mg(NO3)2 ? 2NaNO3+Mg(OH)2?.

«Вещество соль» - План составления гидролиза: Например: NaHS- гидросульфид натрия. Первый тип гидролиза. Простые. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс - ид. Г) ni. Гидратные. Рассмотрим пример ионной кристаллической решетки: Неорганические. Физические свойства солей. Четвертый тип гидролиза.

Всего в теме 22 презентации

Разделение оснований на группы по различным признакам представлено в таблице 11.

Таблица 11
Классификация оснований

Все основания, кроме раствора аммиака в воде, представляют собой твёрдые вещества, имеющие различную окраску. Например, гидроксид кальция Са(ОН) 2 белого цвета, гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 голубого цвета, гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 зелёного цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 красно-бурого цвета и т. д.

Водный раствор аммиака NH 3 Н 2 O, в отличие от других оснований, содержит не катионы металла, а сложный однозарядный катион аммония NH - 4 и существует только в растворе (этот раствор вам известен под названием нашатырного спирта). Он легко разлагается на аммиак и воду:

Однако, какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла.

Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН - , которые и обусловливают ряд общих свойств: мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами.

Типичные реакции оснований

Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в § 38.

Лабораторный опыт № 23
Взаимодействие щелочей с кислотами

Запишите два молекулярных уравнения реакций, сущность которых выражается следующим ионным уравнением:

H + + ОН - = Н 2 O.

Проведите реакции, уравнения которых вы составили. Вспомните, какие вещества (кроме кислоты и щёлочи) необходимы для наблюдения за этими химическими реакциями.

Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например,

Соответствует

и т.д.

При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода:

Рис. 141.
Взаимодействие щёлочи с оксидом неметалла

Лабораторный опыт № 24
Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов

Повторите опыт, который вы проделывали раньше. В пробирку налейте 2-3 мл прозрачного раствора известковой воды.

Поместите в неё соломинку для сока, которая выполняет роль газоотводной трубки. Осторожно пропускайте через раствор выдыхаемый воздух. Что наблюдаете?

Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции.

Рис. 142.
Взаимодействие щелочей с солями:
а - с образованием осадка; б - с образованием газа

Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:

Лабораторный опыт № 25
Взаимодействие щелочей с солями

В трёх пробирках слейте попарно по 1-2 мл растворов веществ: 1-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида аммония; 2-я пробирка - гидроксида калия и сульфата железа (III); 3-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида бария.

Нагрейте содержимое 1-й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции.

Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия щелочей с солями.

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:

Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O.

Лабораторный опыт № 26
Получение и свойства нерастворимых оснований

В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II).

Примечание . Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов.

Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции».

Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?

Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их цвет.

Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции».

Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди () (рис. 143). Что наблюдаете?

Рис. 143.
Разложение гидроксида меди (II) при нагревании

Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции».

Ключевые слова и словосочетания

1. Классификация оснований.
2. Типичные свойства оснований: взаимодействие их с кислотами, оксидами неметаллов, солями.
3. Типичное свойство нерастворимых оснований: разложение при нагревании.
4. Условия протекания типичных реакций оснований.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Билет 1.

1. Основные химические понятия (на примере любой химической формулы).

1. Сложное вещество – состоит из разных химических элементов.

2. 5 (коэффициент) молекул сложного вещества.

3. Качественный состав сложного вещества – состоит из водорода и кислорода.

4. Количественный состав 1 молекулы: 2 атома Н и один атом О; 5 молекул: 10 атомов Н и 5 атомов О.

5. Молярная масса М (Н 2 О) = 1*2 + 16 = 18 г/моль

6. Масса 5 молекул m (Н 2 О) = 5 * 18 = 90 г

7. Массовая доля водорода в молекуле: w = = = 0, 3333 (33,33%)

2.

Элементы подгруппы кислорода - кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полонии Ро - имеют общее назва­ние «халькогены», что означает «рождающие руды».

Строение и свойства атомов.

Атомы серы, как и атомы кисло­рода и всех остальных элементов главной подгруппы VI группы Пе­риодической системы Д. И. Менделеева, содержат на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, из которых 2 электрона неспаренные.

Простые вещества.Аллотропия кислорода – это простые вещества кислород О 2 и озон О 3 .

Для серы, как и для кисло­рода, характерна аллотропия. Это ромбическая и пласти­ческая сера.

Химические свойства.Сера может быть и окислителем и восстановителем.

1. По отношению к восстановителям - водороду, металлам сера проявляет окислительные свойства и приобретает сте­пень окисления -2. При обычных условиях сера реагирует со всеми щелоч­ными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром, например:

Н 2 + S = H 2 S.

2. Од­нако по сравнению с кислородом и фтором сера является восстановителем, образуя соединения со степе­нью окисления +4, +6.

Сера горит синеватым пламенем, образуя оксид серы (IV):

S + О 2 = SО 2 .

Это соединение широко известно под названием сер­нистый газ.

3.

Са + N 2 ®Ca 3 N 2

Сu + Н 2 SO 4(конц) ® CuSO 4 + SO 2 ­+ H 2 O

Билет 2.

1. Открытие Д.И. Менделеевым Периодического закона. Периодическая система химических элементов.

Д. И. Менделеев расположил все известные ко вре­мени открытия Периодического закона химические эле­менты в ряд,по возрастанию их атомных масс и отметил в нем отрезки - периоды, в которых свойства элементов и образованных ими веществ изменялись сходным образом, а именно (в современных терминах):

1) металлические свойства ослабевали;

2) неметаллические свойства усиливались;

3) степень окисления элемента в высших оксидах увеличива­лась с +1 до +7;

4) оксиды от основных через амфотерные сменялись кислотными;

5) гидроксиды от щелочей через амфотерные гидроксиды сменялись все более сильными кислотами.

На основании этих наблюдений Д. И. Менделеев в 1869 г. сделал вывод - сформулировал Периодический закон:

свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их атомных весов. В современной формулировкеатомные массы элементов заменены назаряд ядра.

2. Подгруппа углерода: строение и свойства атомов углерода, простых веществ, образованных углеродом, химические свойства углерода.

Подгруппа углерода (4 группа А) – углерод, кремний, германий, олово, свинец.

Углерод С - первый элемент глав­ной подгруппы IV группы Периодической системы Д. И. Менделее­ва. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 4 электрона, поэтому они могут принимать четыре электрона, приобретая при этом степень окисления -4, т. е. проявлять окислитель­ные свойства и отдавать свои электроны более электроот­рицательным элементам, т. е. проявлять восстанови­тельные свойства, приобретая при этом степень окисле­ния +4.

Углерод - простое вещество. Уг­лерод образует аллотропные модификации - алмаз и графит. Сходное с графитом строение имеют сажа и древес­ный уголь. Уголь благодаря своей пористой поверхности обладает способностью по­глощать газы и растворенные вещества. Такое свойство некоторых веществ называется адсорбцией.

Химические свойства углерода.

Алмаз и графит соединяются с кислородом при очень высокой температуре. Сажа и уголь взаимодействуют с кислородом гораздо легче, сгорая в нем. Но в любом слу­чае результат такого взаимодействия один - образуется углекислый газ:

С + O 2 = СO 2

С металлами углерод при нагревании образует карби­ды, например:

4Аl + 3С = Аl 4 С 3

3. Докажите с помощью характерной реакции наличие иона карбоната в карбонате натрия.

CO 3 2- + H + (любая кислота) ® CO 2 ­ +H 2 O

Выделяется тяжелый бесцветный газ, который гасит горящую спичку.

Билет 3.

1. Теория строения атома: планетарная модель строения атома, распределение электронов по энергетическим уровням на примере элемента главной и побочной подгруппы.

Планетарная модель атома (модель Резерфорда)

Ядро: протоны (р +) и нейтроны (n 0).

Понятие об электронной оболочке атома (электронных слоях, энергетических уровнях)

В электронной оболочке различают слои, на которых будут располагаться электроны с различным запасом энергии, поэтому их называют также энергетическими уровнями.

Число этих уровней в атоме химического элемента = соответствующему ему номеру периода в таблице Д. И. Менделеева:

у атома Аl, элемента 3 периода, - три уровня. Каждый уровень может вместить в себя определенное максимальное число электронов: 1-й - 2е - , 2-й - 8е - , и, хотя максимальное число электронов, способных поместиться на 3- уровне, равно 18, атомы элементов этого периода могут разместить на нем, подобно атомам элементов 2 периода, только 8е - .

Энергетические уровни, содержащие максимальное числ электронов, называются завершенными. Если они содержат меньшее число электронов, то эти уровни незавершенные.

У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне всегда 2 электрона (исключение Cr и Cu, у них 1 электрон). В последнюю очередь заполняется предвнешний уровень:

2. Подгруппа галогенов: строение и свойства атомов.

Элементы главной подгруппы VII группы Периодической системы Д. И. Менделеева, объединенные под общим названием галогены, фтор F, хлор Сl, бром Вr, йод I, ас­тат At (редко встречающийся в природе) - типичные неметал­лы. Это и понятно, ведь их атомы содержат на внешнем энергетиче­ском уровне семь электронов, и им недостает лишь одного элек­трона, чтобы завершить его. Ато­мы галогенов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом образуются соли. Отсюда и происходит общее название подгруппы «галогены», т. е. «рождающие соли».

Галогены - очень сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окис­лительные свойства, и для него характерна только степень окис­ления -1 в соединениях. Осталь­ные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электро­отрицательными элементами - фтором, кислородом, азотом. При этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5,

7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с увеличением радиусов их атомов: атомы хлора примерно в полтора раза меньше, чем у иода.

Галогены - простые вещества.Все галогены сущест­вуют в свободном состоянии в виде двухатомных молекул F 2 , Cl 2 , Вr 2 , I 2. Фтор и хлор - газы, бром - жидкость, йод - твердое вещест­во. От F 2 к I 2 усиливается интенсивность окраски гало­генов. У кристаллов йода появляется металлический блеск.

3. Докажите с помощью характерной реакции наличие иона сульфата в сульфате натрия.

SO 4 2- + Ba 2+ (растворимая соль бария) ® BaSO 4 ¯

Белый мелкокристаллический осадок

Билет 4.

1. Правила определения степеней окисления.

Элементы, которые имеют постоянную степень окисления:

1. I группа А: Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + .

2. II группа А: Be +2 , Mg +2 , Ca +2 , Zn +2 , Sr +2 , Cd +2 , Ba +2 .

3. IIIгруппа А: Al +3

6. H +1 (МеН -1)

7. У простых веществ с.о. = 0.

У остальных элементов с.о. считают

H 2 +1 S х O 4 -2 : так у серы нет постоянной с.о., поэтому принимаем ее за х .

+1 *2 + х + (-2 ) * 4 = 0

Высшая с.о. = № группы (исключение О, F)

Низшая с.о. = № группы – 8 (у Ме нет низшей с.о.)

2. Химические свойства галогенов – простых веществ.

Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к йоду ослабевает.

Каждый галоген является самым сильным окислите­лем в своем периоде. Окислительные свойства галогенов отчетливо при их взаимодействии с метал­лами. При этом образуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании - и с золотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

0 0 +2 -1
Zn + F 2 = ZnF 2 .

Остальные галогены реаги­руют с металлами в основном при нагревании.

Об уменьшении окислительных и увеличении восста­новительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытеснять друг друга из рас­творов солей.

Так, хлор вытесняет бром и йод из растворов их солей, например:

Сl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2 .

3. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами: нитратом свинца (II) и сульфатом калия, хлоридом железа (III) и нитратом серебра.

Билет 5.

1. Классификация химических реакций по числу исходных веществ и продуктов реакции.

2. Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты и их соли.

Н 2 + Г 2 = 2НГ

(Г - условное химическое обозначение галогенов).

Все галогеноводороды (общую формулу их можно запи­сать как НГ) - бесцветные газы, с резким запахом, ток­сичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе, так как притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя при этом туманное облако.

Растворы галогеноводородов в воде являются кисло­тами, это HF - фтороводородная, или плавиковая, ки­слота, HC1 - хлороводородная, или соляная, кислота, НВr - бромоводородная кислота, HI - йодоводородная кислота. Самая сильная из галогеноводородных кислот - йодоводородная, а самая слабая - фтороводородная.

Соли галогеноводородных кислот.Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, броми­ды и йодиды. Хлориды, бромиды и йодиды многих ме­таллов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и йодид- ионов и их различения используют реакцию с нитратом серебра.

3. Вычислить массовую долю кислорода в сульфате натрия.

Дано: Na 2 SO 4	Решение: W O = = = W O = 0,451 =45,1%
W O - ? %

Ответ: массовая доля кислорода 45,1%.

Билет 6.

1. Электролиты и неэлектролиты.

По проводимости электрического тока все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – это вещества, растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся кислоты, основания, соли. Эти вещества проводят ток, т.к. могут диссоциировать на катион и анион:

Кислоты: HAn H + + An -

Основания: МОН М + + ОН -

Соли: МAn→ М + + An -

Индекс после простого иона или скобки становится коэффициентом

Ca 3 (PO 4) 2 → 3Ca 2+ + 2 (PO 4) 3-

К неэлектролитам относятся все остальные – простые вещества, оксиды, почти все органические вещества.

2.

Физические свойства металлов определяются их строением: наличием в кристаллической решетки свободных электронов. Благодаря свободным электронам у всех металлов есть электропроводность, теплопроводность и металлический блеск.

Электро- и теплопроводность. Хаотически движущиеся в металле электроны под воздействием приложен­ного электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток. Наибольшую электропроводность имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, железо; наименьшую - марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего в той же последовательности, как и электро­проводность, изменяется и теплопроводность металлов. Она обусловлена большой подвижностью свободных элект­ронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Поэтому проис­ходит быстрое выравнивание температуры по всему куску металла.

Металлический блеск. Электроны, заполняющие межатом­ное пространство, отражают световые лучи, а не пропускают, как стекло, поэтому все металлы в кристаллическом состоя­нии имеют металлический блеск.

Остальные свойства – твердость, плотность, плавкость, пластичность – разные.

3. Дать характеристику одного из элементов - металлов (натрия, кальция, алюминия или железа) (все по выбору).

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА-МЕТАЛЛА НА ПРИМЕРЕ алюминия

1. Положение в Периодической системе. Алюминий (порядко­вый номер13 ) - это элемент 3 периода, главной под­группы 3

2. Число протонов в атоме алюминия равно 13 , число электронов - 13 , число нейтронов в изотопе 27 13 Аl - 27-13 =14 , заряд ядра +13 , распределение электронов по уровням 2, 8, 3 .

3. Простое вещество. Алюминий - это амфотерный металл . Атомы алюминия про­являют восстановительные свойства.

4. Высший оксид, его характер . Алюминий образует высший ок­сид, формула которого Al 2 O 3 . По свойствам это амфотерный оксид .

4. Высший гидроксид, его характер . Алюминий образует выс­ший гидроксид, формула которого Al(OH) 3 . По свойствам амфотерное основание .

Билет 7.

1. Понятие о сильных и слабых элекролитах.

К электролитам относятся соли, кислоты, основания.

Соли все сильные электролиты, т.е. хорошо проводят электрический ток. Поэтому в уравнении диссоциации ставят только одну стрелку в сторону распада на ионы

МAn→ М + + An -

Сильные основания – это щёлочи, т.е. растворимые в воде основания.

Са(ОН) 2 → Са 2+ +2(ОН) -

Нерастворимые и малорастворимые – слабые, поэтому при написании уравнения диссоциации ставят знак обратимости (помимо ионов, присутствуют молекулы)

МОН М + + ОН -

К сильным кислотам относятся HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , HClO 3 .

2. Сплавы.

Это материалы с характерными свойствами, состоящие из двух или более ком­понентов, из которых, по крайней мере, один - металл.

В металлургии железо и все его сплавы выделяют в одну группу под названием черные металлы; осталь­ные металлы и их сплавы имеют техническое название цветные металлы.

Подавляющее большинство железных (или черных) сплавов содержит углерод. Их разделяют на чугуны и стали.

Чугун - сплав на основе железа, содержащий более 2 % углерода, а также марганец, кремний, фосфор и се­ру. Чугун значительно тверже железа, обычно он очень хрупкий, не куется, а при ударе разбивается. Этот сплав применяют для изготовления различных массивных де­талей методом литья, так называемый литейный чу­гун, и для переработки в сталь - передельный чугун.

В зависимости от состояния углерода в сплаве разли­чают серый и белый чугун.

Сталь - сплав на основе железа, содержащий менее 2% углерода. По химическому составу стали разделяют на два основных вида: углеродистая и легированная.

Примерами цветных сплавов могут быть: нихром, припой «третник» , победит, дюралюминий.

Дюралюминий - сплав алюминия (95%), магния, меди и марганца. Очень легкий и прочный сплав. По прочности он ра­вен стали, но в три раза легче ее. Применяют в самолетострое­нии.

3. Дать характеристику одного из элементов - неметаллов (хлора, серы, фосфора, азота, углерода, кремния) (все по выбору).

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА-НЕМЕТАЛЛА НА ПРИМЕРЕ серы

1. Положение в Периодической системе Сера (порядко­вый номер16 ) - это элемент 3 периода, главной под­группы 6 группы Периодической системы.

2. Строение атома, его свойства. Число протонов в атоме серы равно 16 , число электронов - 16 , число нейтронов в изотопе 32 16 S - 32-16 =16 , заряд ядра +16 , распределение электронов по уровням 2, 8, 6.

3. Простое вещество. Сера - это неметалл . Атомы серы про­являют окислительные свойства.

3.Высший оксид, его характер . Сера образует высший ок­сид, формула которого SO 3 . По свойствам это кислотный оксид.

4.Высший гидроксид, его характер . Сера образует выс­ший гидроксид, формула которого H 2 SO 4 . По свойствам кислота .

Билет 8.

1. Оксиды: их состав, классификация и названия.

Оксиды – это бинарные соединения, на втором месте у которых стоит кислород со степенью окисления -2.

В зависимости от того, какой элемент стоит на первом месте оксиды делятся на три группы:

1) Основные. Это оксиды, у которых на первом месте стоит металл: СаО, Na 2 O.

2) Кислотные. Это оксиды, у которых на первом месте стоит неметалл: P 2 O 5.

3) Амфотерные. Это оксиды, у которых на первом мете стоит амфотерный элемент (переходный металл): Аl 2 O 3, Fe 2 O 3

Основным оксидам соответствуют основания. Например, Na 2 О - NaOH. Кислотным оксидам соответствуют кислоты: P 2 О 5 - H 3 PО 4 .

Названия складываются из названия кислорода (по латыни) – оксид, и названия первого элемента с указанием степени окисления (если переменная)

P 2 +5 О 5 оксид фосфора (V), Fe 2 +3 O 3 оксид железа(III)

2. Подгруппа кислорода: строение и свойства атомов, простых веществ, химические свойства серы.

Ответ см. в билете 1, вопрос 2.

3. Докажите с помощью характерной реакции наличие иона хлорида в хлориде калия.

Cl - + Ag + (растворимая соль серебра) ® Ag Cl ¯

Белый творожистый осадок

Билет 9.

1. Кислоты. Названия и формулы кислот.

Кислоты – это сложные неорганические вещества, состоящие из катиона водорода и аниона кислотного остатка.

НСl – соляная

HNO 3 – азотная

H 2 SO 4 – серная

H 2 CO 3 – угольная

H 3 PO 4 – фосфорная

2. Сплавы.

Ответ см. в билете 7, вопрос 2.

3. Дать характеристику одного из элементов - металлов (лития, магния, калия или алюминия) (все по выбору).

Образец ответа см. в билете 6, вопрос 3.

Билет 10.

1. Положение металлов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, строение их атомов и кристаллов.

Ме – это простые вещества, которые легко отдают электроны. Для главных подгрупп:

К Ме относятся все элементы побочных подгрупп. Такое положение Ме в периодической системе связано с их строением: малое количество электронов на внешнем уровне (1-3), которое у главных подгрупп определяется по № группы, а у побочных – постоянно 2 электрона. Вторая характеристика для Ме – это большой радиус (растет в таблице сверху вниз).

В кристаллической решетке у Ме есть свободные электроны, которые отвечают за главные физические свойства Ме:

2. Основания в свете ТЭД; их классификация и хим. свойства.

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют катион металла и анион кислотного остатка.

Классификация:

1. Нерастворимые в воде основания.

2. Щёлочи – растворимые в воде.

Типичные реакции оснований

1 . Основание + кислота ® соль + вода.

(реакция обмена)

Нl + NaOH = NaCl + Н 2 O

Н + + ОН - = Н 2 O (реакция нейтрализации) .

2. Основание+ кислотный оксид ®соль + вода.

(реакция обмена)

2NaOH + N 2 O 5 = 2NaNO 3 + Н 2 O
2OН - + N 2 O 5 = 2NO 3 - + Н 2 O;

3 . Щелочь + соль ® новое основание + новаясоль.

(реакция обмена)

2КOН + CuSO 4 = = Cu(OH) 2 ¯+ K 2 SO 4

Cu 2+ + 2OH - = = Cu(OH) 2 ¯

4. Нерастворимые в воде основания разлагаются при на­гревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:

Сu(ОН) 2 ¯ = СuО + Н 2 O

3. Расставьте коэффициенты в схемах реакций методом элек­тронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель, про­цессы окисления и восстановления.

Аl + O 2 ® Аl 2 O 3

HNO 3 + P® H 3 PO 4 + NO 2 + Н 2 O

При подготовке к экзамену решение см. в лабораторном журнале - практическая работа № 2.

Билет 11.

1. Метод электронного баланса.

Аl 0 + O 2 0 ®Аl 2 +3 O 3 -2

Выписываем элементы, которые изменили с.о.

Al 0 – 3e - → Al +3 4 Al 0 – восстановитель, процесс окисления

O 2 0 +2*2e - →2O -2 3 О 2 0 – окислитель, процесс восстановления

Примечание. Если у простого вещества есть индекс (2), то его переносят в электронный баланс.

Уравниваем реакцию с помощью коэффициентов из электронного баланса (4, 3):

4Аl +3O 2 ®2 Аl 2 O 3

2. Общие химические свойства металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов и взаимодействие металлов с растворами кислот и солей.

Металлы – восстановители. Восстановительные свойства проявляют в реакциях с простыми и сложными веществами.

I. С простыми – неметаллами

2Na + S = Na 2 S сульфид натрия

II. Со сложными: водой, кислотами, растворами солей (реакции замещения). При написании всех этих реакций необходимо учитывать ряд активности (электрохимический ряд) металлов.

К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au.

1. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водоро­да, вытесняют его из растворов кислот, а стоящие правее, как правило, не вытесняют водород из растворов кислот:

Zn + 2НСl = ZnCl 2 + Н 2 .

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей дру­гие металлы, находящиеся правее него в ряду напряже­ний, и сам может быть вытеснен металлами, располо­женными левее, например:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

Сu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2 .

3. Определите массу оксида углерода(IV) количеством вещества 2ммоль.

Ответ: 88 мг оксида углерода(IV).

Билет 12.

1. Гидролиз солей по катиону.

МAn + HOH = MOH + HАn

Соль основание кислота

Соль подвергается гидролизу, если образована, хотя бы одним слабым ионом. Если слабый катион (от слабого основания), то гидролиз называется по катиону.

Слабые основания – нерастворимые в воде.

Например, FeCl 3 cоль образованная сильной кислотой (HCl) и слабым основанием (Fe(OH) 3)

FeCl 3 Û Fe 3+ +3Cl -

слабый катион

Fe 3+ + Н + ОН - Û Fe ОН 2+ +Н +

4. Определить среду раствора кислая

Это случай гидролиза по катиону .

2. Общие физические свойства металлов.

Ответ см. в билете 6 , вопрос 2.

3. Проделайте реакции, подтверждающие, что в состав серной кислоты входят катионы водорода и сульфат анионы.

H 2 SO 4 Û 2H + + SO 4 2-

H + - метиловый оранжевый (станет красный), или лакмус (станет красный)

SO 4 2- + Ва 2+ ® Ва SO 4 ¯(белый мелкокристаллический осадок)

Билет 13.

1. Гидролиз солей по аниону.

Гидролиз солей – это взаимодействие растворимой соли с водой.

МAn + HOH = MOH + HАn

Соль основание кислота

Соль подвергается гидролизу, если образована, хотя бы одним слабым ионом. Если слабый анион (от слабой кислоты), то гидролиз называется по аниону.

Сильные кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HCl, HBr, HI

Остальные – слабые.

Например, Na 2 CО 3 - соль образована слабой кислотой и сильным основанием

1. Записать уравнение диссоциации соли. Na 2 CО 3 Û 2Na + + CО 3 2-

слабый анион

2. Выбрать слабый ион: катион или анион.

3. Записать его взаимодействие с водой. CО 3 2- + Н + ОН - Û НСО 3 - +ОН -

4. Определить среду раствора: ОН - - щелочная среда, Н + - кислая среда, отсутствие Н + и ОН - нейтральная.

Это случай гидролиза по аниону .

2. Общие химические свойства металлов.

Ответ см. билет 11, вопрос 2.

3. Сколько граммов йода и спирта нужно взять для приготовления 30г 5%-го раствора йодной настойки?

При подготовке к экзамену решение см. в лабораторном журнале - практическая работа № 1.

Билет 14.

1 . Составление формул химических веществ по степени окисления.

1. Проставить степени окисления:

Для первого элемента постоянную –высшую(по номеру группы) , или переменную (указана в названии вещества)

Для второго – низшую (-(8-№гр.)), или по таблице растворимости (для группы элементов);

2. Снести крест-накрест степени окисления – получим индексы (если нужно – сократить).

Например.

1) составить оксид алюминия: Al 2 +3 O 3 -2

2) составить сульфид свинца(IV) : Pb 2 +4 S 4 -2 → PbS 2

3) составить сульфат кальция: Ca +2 SO 4 -2

2. Подгруппа галогенов.

При подготовке к экзамену ответ см. в билете3, вопрос 2.

3. Проделайте реакции, подтверждающие качественный состав хлорида бария.

ВаСl 2 Û Ва 2+ + 2Сl -

Ва 2+ + SO 4 2- ® Ва SO 4 ¯(белый мелкокристаллический осадок)

Сl - + Ag + ® Ag Сl ¯(белый творожистый осадок)

Билет 15.

1. Реакции ионного обмена.

Для того, чтобы записать реакцию ионного обмена надо придерживаться следующего алгоритма.

1. Составить молекулярное уравнение реакции

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaNO 3

2. Проверить возможность протекания реакции (продукты реакции: осадок, газ или вода)

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3

3. Записать ионное уравнение реакции, при этом не забывать:

· Оставляем в виде молекулы – слабый электролит (Н 2 О) и неэлектролит, осадок или газ;

· Коэффициент перед формулой вещества относится к обоим ионам!!!

· Формулы многоатомных (сложных) ионов не разрывают: OH - , CO3 2- , PO4 3- и т.д.

· Индекс после простого иона или скобки переходит в ионном уравнении в коэффициент перед ним

Fe 3+ + 3(NO 3) - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + NO 3 -

4. «Сократить» подобные

Fe 3+ + 3NO 3 - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓ + 3Na + + NO 3 -

5. Переписываем сокращенное ионное уравнение

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3 ↓

2. Общая характеристика щелочных металлов: строение атомов и физические свойства простых веществ.

Типичные реакции кислот, оснований, оксидов, солей (условия их проведения)

Типичные реакции кислот

1 . Кислота + основание → соль + вода

2 . Кислота + оксид металла → соль + вода

3 . Кислота + металл → соль + водород (условия: а) металл должен находиться в электрохимическом ряду напряжений левее водорода; б) должна получиться растворимая соль; в) нерастворимая кислота – кремниевая не реагирует с металлами; г) концентрированные серная и азотная кислоты реагируют иначе с металлами, водород не выделяется)

4 . Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (условие: реакция идёт в том случае, если образуется осадок или газ)

Типичные реакции оснований

1 . Основание + кислота → соль + вода

2 . Основание + оксид неметалла → соль + вода (условие: оксид неметалла – кислотный оксид)

3 . Щёлочь + соль → новое основание + новая соль (условие: образуется осадок или газ)

Типичные реакции основных оксидов

1 . Основный оксид + кислота → соль + вода

2 . Основный оксид + кислотный оксид → соль

3 . Основный оксид + вода → щёлочь (условие: образуется растворимое основание-щёлочь)

Типичные реакции кислотных оксидов

1 . Кислотный оксид + основание → соль + вода

2 . Кислотный оксид + основный оксид → соль

3 . Кислотный оксид + вода → кислота (условие: кислота должна быть растворимой)

Типичные реакции солей

1 . Соль + кислота → другая соль + другая кислота (условие: если образуется осадок или газ)

2 . Соль + щёлочь → другая соль + другое основание (условие: если образуется осадок или газ)

3 . Соль 1 + соль 2 → соль 3 + соль 4 (условие: образуется осадок)

4 . Соль + металл → другая соль + другой металл (условие: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений; при этом обе соли должны быть растворимыми)