8-9 классы ответы по химии

заочный тур 9 класс
1 Задание
– Его уже нет, – сказал Холмс. – С привидением, которое преследовало
ваш род, покончено навсегда.
Чудовище, лежавшее перед нами, поистине могло кого угодно испугать
своими размерами и мощью. Это была не чистокровная ищейка и не
чистокровный мастиф, а, видимо, помесь – поджарый, страшный пес
величиной с молодую львицу. Его огромная пасть все ещё светилась
голубоватым пламенем, глубоко сидящие дикие глаза были обведены
огненными кругами. Я дотронулся до этой светящейся головы и, отняв руку,
увидел, что мои пальцы тоже засветились в темноте.
– Фосфор, – сказал я.
Можно ли осуществить это в реальности? Если да, то объясните, как это
можно сделать, если нет, то почему. Какие виды фосфора вы знаете? В каком
виде он существует в природе?
Объяснение возможности осуществления в реальности явления: 3 балла.
Приведены примеры аллотропных модификаций фосфора: 4 ∙ 4 = 16
баллов.
Ответ
Такие события в реальности не могли происходить по нескольким
причинам.
Дело в том, что шерсть собаки могла бы светиться при наличии на ней
гидрида фосфора. Но фосфор – твёрдое вещество, и чтобы распылить его на
шерсти или каком-либо ином материале, существует только один способ:
смазывание летучей жидкостью, содержащей в себе фосфор в растворённом
виде. При испарении такой жидкости (хлороформ, сероуглерод) фосфор
выделится в виде тончайшего порошка. Однако мелко распылённый фосфор
на воздухе столь энергично окисляется, что выделяющееся тепло воспламеняет его. Живой организм, помимо ожога, может и отравиться, так как
фосфор – один из сильнейших ядов. Одна
десятая
доля
грамма
фосфора является смертельной дозой для человека.
С другой стороны, и это уже факты
правдоподобные, фосфор
необходим живому организму. Выключение из пищи фосфора ведёт у
животных к отставанию в росте, прогрессивному похуданию и смерти.
Наоборот, прибавление к пище растущих животных
незначительных
количеств фосфора (0,00015 г в день) ведёт к улучшению питания,
увеличению веса, числа красных кровяных клеток, росту и консолидации
костей.
Основная масса фосфора в организме животных и человека содержится в костях, которые с химической точки зрения являются фосфатом
кальция. Соединения фосфора входят также в состав мозга, нервов, крови.
Общее количество фосфора в организме человека достигает 500 граммов.
Этим количеством могут смертельно отравиться 5000 человек, и это же
количество фосфора необходимо для нормального существования одного
человека. Фосфор содержится не только в тканях, крови, нашего организма,
он входит и в состав продуктов его метаболизма.
Фосфор Р
В земной коре в соответствии с его устойчивой степенью фосфор
содержится в основном в виде фосфатов. Наиболее распространены
минералы фосфориты и апатиты: гидроксилапатит Са5(РО4)3(ОН),
фторапатит Ca5(PO4)3(ОН). Фосфор входит в состав живых организмов.
Гидроксилапатит
составляет минеральную часть костей, фторапатит –
зубов, а сложные органические производные фосфора входят в состав клеток
мозга и нервов.
Общее содержание фосфора в земной коре 0,05 % (мол. доли). Он
имеет только один природный изотоп 31Р. Получены его искусственные
радиоактивные изотопы.
Простые вещества. Атомы фосфора объединяются в двухатомные
Р2 , четырехатомные Р4 и полимерные Р2сс молекулы.
Фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях: белой,
красной, чёрной и других.
Молекулы Р2, построенные аналогично
температурах выше 1000 °С.
N2,
существуют при
В жидком и растворённом состоянии, а также в парах при температурах
ниже 1000 °С устойчивы четырёхатомные молекулы Р4, имеющие форму
тетраэдра. При конденсации паров образуется белый фосфор (пл. 1,8 г/см3).
Он имеет молекулярную кристаллическую решётку, в узлах которой
находятся молекулы Р4 (рис. 1). Белый фосфор – мягкое
бесцветное
воскообразное вещество, с характерным чесночным запахом, чрезвычайно
ядовит, легко плавится и летуч, хорошо растворяется в органических
растворителях, очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому
хранится под слоем воды. Белый фосфор обычно имеет желтоватый
оттенок, обусловленный частичным превращением в красную модификацию.
При окислении белый фосфор светится в темноте – происходит
непосредственное превращение химической энергии в световую. Белый
фосфор имеет ограниченное применение, например, в военном деле для
снаряжения зажигательных и дымовых снарядов и бомб.
Рис. 1.
Красный фосфор (рис. 2) – порошок красно-бурого цвета, не ядовит, не
воспламеняется на воздухе, но воспламеняется при нагревании.
Рис. 2.
Считается, что красный фосфор представляет собой смесь нескольких
аллотропных модификаций, отличающихся друг от друга цветом (от алого до
фиолетового) и некоторыми другими свойствами. Он нелетуч и нерастворим
почти во всех растворителях. Применяется при изготовлении спичек (он
содержится в массе, которая наносится на спичечную коробку, тогда как
основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль
КСlO3), в металлургии для получения и легирования полупроводниковых
материалов, бронзы.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь,
обладает полупроводниковыми свойствами, является самой устойчивой
формой фосфора, имеет атомную кристаллическую решётку (рис. 3). При
комнатной температуре не растворяется, не ядовит, химически малоактивен.
Чёрный фосфор применяют очень редко.
Рис. 3.
2 Задание
Назовите вещества А, В, С и D, если известно, что вещество В –
компонент воздуха; вещество С – обесцвечивает жёлто-коричневую "иодную
воду", применяется для отбеливания шерсти, шёлка и соломы, как
дезинфицирующее средство; вещество D – гидрат, окрашивающий синий
лакмус в красный цвет. Эти вещества вступают в реакции, описываемые
следующими схемами:
C
A + В (воздух) 280

 С,
0
С + H2O  D.
Названы вещества: 4 ∙ 2 = 8 баллов.
Верно составлены и записаны уравнения реакций: 2 ∙ 2 = 4 балла.
Всего: 12 баллов.
Ответ
S + O2 = SO2,
SO2 + H2O = H2SO3.
3 Задание
Перечислите признаки протекания химических реакций и приведите по
два примера на каждый случай. 10 баллов
Названы признаки протекания реакций: 6∙0,5 = 3 балла.
Верно составлены и записаны уравнения реакций: 6 ∙ 2 ∙ 2 = 24 балла.
Всего: 27 баллов.
Ответ
Признаки химических реакций. По ним можно судить, прошла ли
химическая реакция между реагентами или нет. К таким признакам принято
относить следующие:
- Изменение цвета
Например, светло-серое железо покрывается на влажном воздухе
сначала тёмно-зелёным, а затем бурым налётом:
2 Fe + O2 + 2 H2O = 2 Fe(OH)2
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3
Качественная реакция на ион Fe3+ протекает при добавлении к раствору соли
железа(III) раствора роданида калия с изменением бледно-жёлтой окраски
раствора на красную.
FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl
- Выпадение осадка
Например, если через известковый раствор (раствор гидроксида
кальция) пропустить углекислый газ, выпадет белый нерастворимый осадок
карбоната кальция).
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ↓
Образование белого осадка происходит при добавлении раствора сульфата
натрия к раствору хлорида бария: ВаС12 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2 NaCl.
- Выделение газа (например, если капнуть лимонной кислотой на
пищевую соду, то выделится углекислый газ), запах вещества.
Образование газов:
- бесцветный газ, без запаха
СаСО3 + 2 НСl = СаСl2 + СО2↑+ Н2О,
- бесцветный газ с резким запахом
NH4NO3 + КОН = KNO3 + NH3↑ + Н2O.
- Образование слабо диссоциирующих веществ (например, реакции, при
которых одним из продуктов реакции является вода, слабые кислоты и
основания, комплексные соединения).
НСl + NaOH = NaCl + Н2О,
ионы Н+ и ОН– реагируют с образованием воды. Эту реакцию называют
реакцией нейтрализации.
2KF + H2SO4 = K2SO4 + 2HF.
AgNO3 + 2NH3 = [Ag(NH3)2]NO3.
Во всех этих примерах реакции идут с образованием веществ с меньшей
концентрацией ионов в растворе.
- Свечение раствора
Примером свечения раствора может служить реакция с использованием
такого реагента как раствор люминола (люминол – это сложное химическое
вещество, которое может излучать свет при химических реакциях).
Во время некоторых химических реакций часть энергии выделяется в
виде света. Такой процесс называют хемилюминесценцией. Иногда
хемилюминесценция происходит в живых организмах: самый наглядный
пример – всем известные светляки.
Слабое свечение появляется и при окислении некоторых органических
соединений. Например, химическая энергия, выделяющаяся при окислении
гидрохинона пероксидом в щелочной среде, почти полностью переходит в
световую, а не в тепловую, как обычно.
Иногда свечение возникает при кристаллизации. При добавлении к
насыщенному раствору хлорида натрия раствора концентрированной
соляной кислоты начинается кристаллизация соли и возникает свечение – в
растворе проскакивают маленькие искры, заметные в темноте. Подобным
образом ведут себя при кристаллизации и некоторые другие соли (хлорид
калия, хлорат бария, сульфат кали-натрия). Это явление называют
кристаллолюминесценцией.
- Выделение или поглощение теплоты
Химические реакции протекают с выделением или с поглощением энергии.
Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты. Например,
горение угля и природного газа, взаимодействие кислот со щелочами
сопровождаются выделением большого количества теплоты:
С + О2 = СО2



СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
Теплота выделяется
H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О
Наоборот, для разложения карбоната кальция, образования оксида азота (II)
необходим приток энергии – эти реакции идут с поглощением теплоты:
СаСО3
N2 + О2
t0

t0

СаО + СО2
2NO



Теплота поглощается ("t°" над знаком равенства в уравнении реакции
показывает, что реакция идет только
при нагревании)
4 Задание
К 1 л раствора с массовой долей серной кислоты, равной 30 % (ρ = 1,218
г/мл) прибавили 3 литра воды. Найдите массовую долю серной кислоты в
полученном растворе.
Верное выполнение каждого действия: 4 ∙ 2 = 8 баллов
Ответ
Найдём массу первого раствора:
m = v· ρ = 1000 · 1,218 = 1218 (г).
Масса 3 л воды равна 3 кг, т.е. 3000 г.
Найдём массу второго раствора, полученного после добавления воды:
m = m (первого раствора) + m (H2O) = 1218 + 3000 = 4218 (г).
Найдём массу серной кислоты в первом растворе, она остаётся
неизменной при добавлении воды, т.е. масса серной кислоты одинакова в
первом и во втором растворах.
m (H2SO4) = m (первого раствора) · ω (первого раствора) = 1218 · 0,3 =
365,4 (г).
Найдём массовую долю серной кислоты во втором растворе:
𝜔=
𝑚 (серной кислоты)
𝑚 (раствора)
· 100 =
365,4
4218
· 100 = 8,66 %.
8 класс заочный тур
1. Укажите химические формулы газов: озон, метан, угарный газ,
кислород, хлороводород, аммиак, фтор, сероводород, углекислый газ,
веселящий газ. Какие из этих газов являются простыми веществами,
оксидами, имеют окраску, характерный запах, ядовиты? Ответ оформите в
виде таблицы.
Название газа
Ответ
Химическая
формула
Тип
вещества
Окраска
Запах
Влияние на живой
организм
Название
газа
озон
Химическая
Тип
формула
вещества
O3
простое
метан
CH4
углеводород нет
угарный
газ
кислород
CO
оксид
нет
резкий,
специфический
«металлический»
(по Менделееву –
«запах
раков»).
При
больших
концентрациях
напоминает запах
хлора
нет
Нетоксичен,
но
есть сведения о его
токсичности
нет
ядовит
O2
простое
нет
нет
хлороводород
аммиак
HCl
водородное нет
соединение
водородное нет
соединение
фтор
F2
простое
сероводород
H2S
водородное нет
соединение
NH3
Окраска
голубая
Бледножёлтая
углекислый CO2
газ
оксид
нет
веселящий
газ
оксид
нет
N2O
Запах
резкий
Влияние на живой
организм
токсичен
необходим
дыхания
удушающий
для
резкий
удушающего
и
нейротропного
действия
резкий, похож на резорбтивное
запах хлора или действие
озона
гнилого белка
газотрансмиттер,
в
микромолярных
концентрациях
имеет
цитопротекторные
свойства
(антинекротические
и антиапоптические)
нет
нетоксичен,
удушающий
при
высоких
концентрациях
сладковатый
обладает
слабой
наркотической
активностью
2. Истории известны случаи, когда химические явления, законы и
химические вещества были открыты несколькими учеными независимо друг
от друга. Приведите примеры открытых таким образом основных законов
химии. 12 баллов
Ответ
Законов и открытий, совершенных разными авторами независимо друг
от друга довольно много и иногда интервал между ними достигает десятков
лет, что объясняется низким уровнем доступности информации и скорости ее
обмена даже в недалеком прошлом.
Закон сохранения массы исторически понимался как одна из
формулировок закона сохранения материи. Одним из первых его
сформулировал древнегреческий философ Эмпедокл (V век до н. э.):
Ничто не может произойти из ничего, и никак не может то, что есть,
уничтожиться.
Ранее Эмпедокла «принцип сохранения» применялся представителями
Милетской школы для формулировки теоретических представлений о
первовеществе, основе всего сущего.
Позже аналогичный тезис высказывали Демокрит, Аристотель и Эпикур
(в пересказе Лукреция Кара). Средневековые учёные также не высказывали
никаких сомнений в истинности этого закона. В 1630 году Жан Рэ
(англ.)русск. (Jean Rey, 1583—1645), доктор из Перигора, писал Мерсенну:
Вес настолько тесно привязан к веществу элементов, что, превращаясь
из одного в другой, они всегда сохраняют тот же самый вес.
С появлением в трудах Ньютона понятия массы как меры количества
вещества, формулировка закона сохранения материи была уточнена: масса
есть инвариант, то есть при всех процессах общая масса не уменьшается и не
увеличивается (вес, как указал Ньютон, инвариантом не является, поскольку
форма Земли далека от идеальной сферы).
В 1673 году опыты Роберта Бойля поставили закон сохранения массы
под сомнение — у него при химической реакции с нагреванием вес вещества
увеличился. Бойль из этого сделал вывод, что носитель теплоты
(«флогистон», по тогдашней терминологии) имеет вес; эта гипотеза
восстанавливала доверие к сохранению массы. Однако М. В. Ломоносов (в
1756 году) и другие физики нашли иное объяснение и указали на ошибку
Бойля: увеличение веса происходило за счёт воздуха, а в запаянном сосуде
вес сохранялся неизменным. Ломоносов писал Л. Эйлеру (см. текст в
Викитеке):
Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к
чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так,
сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у
другого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю от
бодрствования и т. д.
В СССР на основании этой фразы М. В. Ломоносова объявили автором
закона сохранения массы, хотя он никогда не претендовал на такой
приоритет и в своём «Обзоре важнейших открытий» данный закон не
упоминает. Современные историки подобные претензии считают
безосновательными. Известный физик и историк науки Я. Г. Дорфман
опровергает мнение, что закон сохранения массы был Ломоносовым
«выведен на основании опытов с прокаливанием металлов или подвергался
им проверке при помощи этих опытов. Всеобщий закон сформулирован
Ломоносовым
на
основе
общефилософских
материалистических
соображений, никогда не подвергался им сомнению или проверке, а
напротив, служил ему твёрдой исходной позицией во всех исследованиях на
всём протяжении его жизни».
В дальнейшем, вплоть до создания физики микромира, закон сохранения
массы считался истинным и очевидным. Иммануил Кант объявил этот закон
постулатом естествознания (1786). Лавуазье в «Начальном учебнике химии»
(1789) привёл точную количественную формулировку закона сохранения
массы вещества, однако не объявил его каким-то новым и важным законом, а
просто упомянул мимоходом как давно известный и достоверно
установленный факт.
Закон Бо́йля — Марио́тта — один из основных газовых законов,
открытый в 1662 году Робертом Бойлем и независимо переоткрытый Эдмом
Мариоттом в 1676 году. Описывает поведение газа в изотермическом
процессе. Закон является следствием уравнения Клапейрона.
Закон Шарля (второй закон Гей-Люссака, 1808 г.) — один из
основных газовых законов, описывающий соотношение давления и
температуры для идеального газа. Экспериментальным путем зависимость
давления газа от температуры при постоянном объёме установлена в 1787
году Шарлем и уточнена Гей-Люссаком в 1802 году.
В 1802 г. Ж. Гей-Люссаком был также уточнен закон Шарля,
описывающий изохорные процессы в идеальных газах, который иногда
называют его именем.
Закон теплового расширения газов
Это один из основных газовых законов, описывает изобарные процессы
в идеальных газах. Закон открыт независимо Ж. Л. Гей-Люссаком в 1802 г. и
Дж. Дальтоном в 1801 г.
Согласно закону теплового расширения газов: объем V данной массы
газа при постоянном давлении газа прямо пропорционален изменению
температуры:
V = V0(1+t),
V0 — начальный объем газа;
t — разность начальной и конечной температур;
В термодинамической шкале температур закон Гей-Люссака можно
записать следующим образом:
При постоянном давлении для постоянной массы газа (p = const, m =
const):
V1/V2 = T1/T2 = const.
Закон справедлив только для идеальных газов, реальные газы
подчиняются ему при температурах и давлениях, далеких от критических
значений. Является частным случаем уравнения Клайперона.
Закон Джоуля-Ленца, открытый ими с интервалом в 1 год; фактически
Джоуль обогнал Ленца.
3. Сравните массовые доли меди в малахите, медном колчедане и в
медном купоросе. Ответ подтвердите расчётом.
Приведены химические формулы веществ: 3 ∙ 1 = 3 балла.
Верное выполнение каждого действия: 3 ∙ 2 ∙ 2 = 12 баллов.
Всего: 15 баллов
Ответ
Химические формулы веществ: малахита – (CuOH)2CO3, медного
колчедана – CuFeS2, медного купороса – CuSO4·5H2O.
Массовая доля элемента в соединении рассчитывается по формуле:
𝜔(элемента) =
𝑛𝐴𝑟(элемента)
𝑀𝑟(вещества)
Найдём относительные молекулярные массы веществ.
Mr [(CuOH)2CO3] = 2 Ar (Cu) + 2 Ar (O) + 2 Ar (H) + Ar (C) + 3 Ar (O) = 2·64 +
+ 2·16 + 2·1 + 12 + 3·16 = 222 г/моль
Mr (CuFeS2) = Ar (Cu) + Ar (Fe) + 2 Ar (S) = 64 + 56 + 2·32 = 184 г/моль
Mr (CuSO4·5H2O) = Mr (CuSO4) + 5 Mr (H2O) = Ar (Cu) + Ar (S) + 4 Ar (O) +
+ 5 (2 Ar (H) + Ar (O)) = 64 + 32 + 4·16 + 5(2·1 + 16) = 160 + 90 = 250 г/моль
Найдём массовые доли меди в соединениях:
𝜔(меди в малахите) =
2·64
222
· 100 = 57,66 %,
𝜔(меди в медном колчедане) =
𝜔(меди в медном купоросе) =
64
184
64
250
· 100 = 34,78 %,
· 100 = 25,60 %.
Массовая доля меди больше в малахите.
4. Найдите в периодической системе химических элементов Д.И.
Менделеева элементы, атомные массы которых не округляются при расчётах
до целых чисел. Почему?
Найдены 3 элемента и дано объяснение: 3 ∙ 2 + 2 = 8 баллов
Ответ
Элемент и его символ
Атомная масса, а.е.м.
Хлор Cl
35,453
Рубидий Rb
85,468
Гафний Hf
178,49
Медь Cu
63,546
Атомная масса химического элемента (Аотн., или Ar) равна среднему
арифметическому масс атомов нуклидов элемента с учётом их молярной
доли в природе (распространённости).
Ar (Э) = ΣAi · xi,
xi = ni/n,
где Ai – массовое число данного нуклида;
xi – молярная доля нуклида в природной смеси;
ni – число атомов данного нуклида;
n – суммарное число атомов всех нуклидов.
Например, природный хлор состоит из двух нуклидов: 35С1 % и 37Cl,
массы которых равны соответственно 34,964 и 36,961, а относительные
распространенности составляют 75,53 и 24,47%. Относительная атомная
масса элемента хлора равна: 34,964 · 75,43 + 36,961 · 24,47 = 35,453 а. е. м.
Математическое правило округления десятичных дробей гласит:
чтобы округлить десятичную дробь до определённого разряда целой или
дробной части, все меньшие разряды заменяются нулями или отбрасываются,
а предшествующий отбрасываемой при округлении цифре разряд не
изменяет своей величины, если за ним идут цифры 0, 1, 2, 3, 4, и
увеличивается на 1 (единицу), если идут цифры 5, 6, 7, 8, 9.