Химия (материалы для подготовки)

Материалы для подготовки к экзамену по химии
1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.
Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в
зависимости от атомного (порядкового) номера.
2. Металлы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
строение атомов (на примере натрия, алюминия). Характерные физические и химические
свойства металлов.
3. Задача. Какой объем и количество вещества азота (моль) израсходуется при взаимодействии с
водородом объемом 562 л?
4. Неметаллы, их положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
строение атомов (на примере углерода, азота, кислорода, фтора). Отличие физических свойств
неметаллов от металлов. Взаимодействие неметаллов с простыми веществами (на примере
реакций соединения серы с металлами, водородом и кислородом).
5. Задача. Определите, какое количество вещества водорода получится, если в реакцию вступили
натрий и вода массой 4,5 г?
6. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, их сходство и различие.
7. Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей.
8. Простые и сложные неорганические вещества, их состав и классификация.
9. Задача. Какой объем оксида углерода (IV) выделится при н. у. в результате взаимодействия
соляной кислоты массой 5 г и карбоната натрия?
10. Взаимосвязь между классами неорганических веществ.
11. Классификация химических реакций.
12. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.
13. Задача. Какая масса оксида углерода (IV) образуется при взаимодействии карбоната кальция с
раствором соляной кислоты с массовой долей 3.5% и массой 200 г?
14. Реакции ионного обмена. Условия их протекания до конца. Отличие реакций ионного обмена
от окислительно-восстановительных.
15. Кислоты. Химические свойства кислот. Взаимодействие с металлами, основными оксидами,
основаниями, солями (на примере серной или хлороводородной кислот).
16. Задача. Вычислите массовую долю кислорода в карбонате кальция СаСО3.
17. Амфотерные гидроксиды (на примере гидроксида цинка или алюминия). Взаимодействие их с
кислотами, щелочами, разложение при нагревании.
18. Задача. Какой объем кислорода (н. у.) образуется при разложении бертолетовой соли (КСlO3)
массой 36,5 г? Известно, что кроме кислорода образуется хлорид калия.
19. Основания, их классификация. Химические свойства щелочей: взаимодействие с оксидами
неметаллов и кислотами.
20. Понятие аллотропии. Аллотропные видоизменения кислорода.
21. Соли угольной кислоты: карбонаты натрия, калия, кальция, их практическое значение.
Распознавание карбонатов.
22. Задача. Какое количество вещества алюминия (моль) образуется при восстановлении 10,4 г
оксида алюминия водородом?
23. Оксиды, их классификация и химические свойства (отношение к воде, кислотам, щелочам).
24. Строение атома: ядро, электронная оболочка. Химический элемент. Схемы строения атомов на
примере химических элементов третьего периода.
25. Натрий, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
строение атома. Физические и химические свойства; взаимодействие с неметаллами, водой.
26. Задача. Какую массу оксида углерода (IV) необходимо взять для получения 6 моль карбоната
кальция?
27. Углерод, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
строение атома, аллотропные видоизменения углерода. Оксиды углерода.
28. Задача. Какая масса хлорида железа (III) образуется при взаимодействии хлорида железа (II) с 7
моль хлора?
29. Кальций, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
строение атома. Физические и химические свойства; взаимодействие с кислородом, водой,
кислотами.
30. Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей.
31. Водород, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева,
строение атома и молекулы, физические и химические свойства, получение, применение.
32. Задача. Какой объем кислорода и воздуха (н. у.) потребуется для сжигания 67 л метана СН4?
33. Вода, ее состав, строение молекулы, физические и химические свойства (разложение,
отношение к натрию, оксидам кальция, серы (IV)). Основные загрязнители природной воды,
очистка природных и сточных вод.
34. Аммиак, состав его молекулы, физические и химические свойства (отношение к воде,
кислороду, кислотам), применение.
35. Воздух, его состав. Основные загрязнители атмосферы и способы их устранения.
36. Задача. Вычислите, какой объем ацетилена С2Н2 (при н. у.) образуется в результате
взаимодействия с водой 200 г технического карбида кальция (СаС2), содержащего 6%
примеси. Уравнение реакции процесса: СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + С2Н2.
37. Круговорот химических элементов в природе (на примере одного из элементов: углерода или
кислорода). Роль живых существ в круговороте химических элементов.
38. Экологические проблемы, связанные с производством серной кислоты, и способы их решения.
39. Получение металлов из оксидов с помощью восстановителей: водорода, алюминия, оксида
углерода (II). Роль металлов и сплавов в современной технике.
40. Задача. Определите количество вещества осадка гидроксида меди (II), образующегося при
взаимодействии хлорида меди (II) и 30 г раствора гидроксида натрия, с массовой долей 8%.
1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И.
Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и
главных подгрупп в зависимости от атомного (порядкового) номера.
До открытия Д. И. Менделеева в науке уже были предприняты попытки классифицировать
химические элементы по определенным признакам.
Предшественники Д. И. Менделеева, отмечая сходство некоторых элементов, объединили
их в отдельные группы или классы. Например, разделение элементов на два класса — металлы и
неметаллы — оказалось неточным, потому что есть химические элементы с двойственными
свойствами — как металлов, так и неметаллов.
Важным этапом в работе по созданию классификации химических элементов было
объединение сходных элементов в естественные семейства, например щелочные металлы,
галогены.
Однако все ученые, пытаясь классифицировать химические элементы, искали сходство
между элементами одного семейства, но не могли себе представить, что все элементы тесно
связаны друг с другом.
Гениальное подтверждение того, что все химические элементы взаимосвязаны, сделал
выдающийся русский химик Д. И. Менделеев, который сравнил их на основе двух свойств:
атомной массы и валентности, т. е. способности образовывать известные формы соединений
(оксиды, водородные соединения и др.).
В 1869 г. он впервые сформулировал периодический закон:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в
периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Это позже стало известно, что у атома есть ядро, которое имеет определенный заряд и
массу. Причем чем больше заряд ядра, тем больше в нем содержится протонов и нейтронов. Это в
конечном счете определяет взаимосвязь заряда атома и его массы. Чем больше заряд, тем, как
правило, больше масса атома. Необходимо было обладать большой научной интуицией, чтобы, не
зная состав атомного ядра, взять за основу систематизации элементов массу их атомов.
Расположив известные элементы по мере увеличения массы их атомов, ученый обнаружил
повторяемость свойств элементов, образующих одну большую последовательность.
Данные о строении атома подтвердили и объяснили периодическое изменение свойств
химических элементов и теперь периодический закон формулируют так: Свойства простых
веществ, а также формы, и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от
зарядов ядер атомов.
Периодическое изменение свойств химических элементов с точки зрения строения атомов
можно объяснить так. Возрастание положительного заряда атомных ядер приводит к возрастанию
числа электронов в атоме. Число электронов равно заряду ядра атома. Электроны же
располагаются в атоме не как угодно, а по электронным слоям. Каждый электронный слой имеет
определенное число электронов. По мере заполнения одного слоя начинает заполняться
следующий. А поскольку от числа электронов на внешнем слое в основном зависят свойства
элементов, то и свойства периодически повторяются.
В качестве примера можно рассмотреть накопление электронов на внешнем электронном
слое атомов второго и третьего периодов. Каждый из периодов начинается с элементов, атомы
которых на внешнем слое имеют один валентный электрон (Li, Na). Вследствие легкой отдачи этих
электронов элементы проявляют сходные свойства и называются щелочными металлами.
В конце этих периодов находятся галогены, имеющие семь электронов на внешнем слое
атомов, и инертные газы, у которых внешний слой завершен и содержит восемь электронов.
Таким образом, в каждом периоде с возрастанием заряда ядра металлические свойства
элементов постепенно ослабевают, усиливаются неметаллические. Накопление восьми электронов
на внешнем слое (инертные газы) и появление еще одного электрона у следующего атома
приводит к резкому скачку в свойствах элементов и началу нового периода.
На основе периодического закона были систематизированы элементы, или, говоря иначе,
построена периодическая система химических элементов. Графическое изображение этого закона
называется периодической таблицей.
В таблице каждый химический элемент имеет атомный номер, который определяется
числом протонов в ядре атома, т. е. атомный номер численно равен заряду ядра. Таким образом,
основной признак, который определяет химический элемент, — это заряд его ядра. Массу атома в
основном определяют протоны и нейтроны, составляющие ядро.
Периодом называется ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс,
начинающийся со щелочного металла (за исключением первого периода; он начинается с
водорода) и заканчивающийся инертным газом. В первый период входят только два элемента, во
второй и третий — по восемь (эти периоды называются малыми). Четвертый период образован
восемнадцатью элементами, а пятый и шестой — еще большим числом элементов.
Чтобы определить, какая подгруппа — главная, а какая — побочная, важно помнить, что в
состав главных подгрупп входят элементы как малых, так и больших периодов.
Побочные подгруппы образованы только элементами больших периодов. Например, в
состав главной подгруппы II группы входят элементы второго и третьего периодов — бериллий Be
и магний Mg. Побочная подгруппа начинается с элемента четвертого (большого) периода — цинка
Zn. И еще одно отличие: главная подгруппа, как правило, состоит из большего числа элементов,
чем побочная (в VIII группе наоборот).
В малых периодах, как было отмечено выше, по мере увеличения атомного номера элемента
наблюдается закономерное увеличение числа электронов, находящихся на внешнем электронном
слое атомов элементов. Как следствие этого от щелочного металла к галогену уменьшаются
металлические свойства элементов и увеличиваются неметаллические свойства. Эта же
закономерность проявляется и в свойствах веществ, образованных этими элементами. Так,
например, оксид лития проявляет основные свойства, оксид бериллия — амфотерные. Высшие
оксиды остальных элементов являются кислотными (кислородное соединение фтора является не
оксидом, а фторидом).
В главной подгруппе по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается усиление
металлических свойств элемента и уменьшение неметаллических.
Это можно объяснить следующим образом. У элементов V группы на внешнем электронном
слое по пять электронов. Однако внешние электроны у атома висмута находятся дальше от ядра и
поэтому слабее удерживаются около него. Поэтому атомы висмута могут отдавать электроны,
иначе говоря, проявлять металлические свойства, что не характерно для азота.
Такая же закономерность в свойствах элементов и их соединений наблюдается в любой
группе. Так, IV группа начинается с двух неметаллов — углерода С и кремния Si, далее следует
германий Ge с промежуточными свойствами, и заканчивается группа оловом Sn и свинцом РЬ —
металлами.
Изменяются в группах и свойства соединений: оксид углерода (IV) — кислотный оксид, а
оксид свинца обладает основными свойствами.
Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их
соединений.
При создании периодической системы Д. И. Менделеев предсказал существование многих
еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и описал их свойства.
2. Металлы, их положение в периодической системе химических элементов Д.
И. Менделеева, строение атомов (на примере натрия, алюминия). Характерные
физические и химические свойства металлов.
Металлы составляют большую часть химических элементов. Каждый период
периодической системы (кроме 1-го) химических элементов начинается с металлов, причем с
увеличением номера периода их становится все больше. Если во 2-м периоде металлов всего 2
(литий и бериллий), в 3-м — 3 (натрий, магний, алюминий), то уже в 4-м — 13, а в 7-м — 29.
Атомы металлов имеют сходство в строении внешнего электронного слоя, который
образован небольшим числом электронов (в основном не больше трех).
Это утверждение можно проиллюстрировать на примерах Na, алюминия А1 и цинка Zn.
Составляя схемы строения атомов, по желанию можно составлять электронные формулы и
приводить примеры строения элементов больших периодов, например цинка.
В связи с тем что электроны внешнего слоя атомов металлов слабо связаны с ядром, они
могут быть «отданы» другим частицам, что и происходит при химических реакциях:
Свойство атомов металлов отдавать электроны является их характерным химическим
свойством и свидетельствует о том, что металлы проявляют восстановительные свойства.
При характеристике физических свойств металлов следует отметить их общие свойства:
электрическую проводимость, теплопроводность, металлический блеск, пластичность, которые
обусловлены единым видом химической связи — металлической, и металлической
кристаллической решетки. Их особенностью является наличие свободноперемещающихся
обобществленных электронов между ион-атомами, находящимися в узлах кристаллической
решетки.
При характеристике химических свойств важно подтвердить вывод о том, что во всех
реакциях металлы проявляют свойства восстановителей, и проиллюстрировать это записью
уравнений реакции. Особое внимание следует обратить на взаимодействие металлов с кислотами и
растворами солей, при этом необходимо обратиться к ряду напряжений металлов (ряд стандартных
электродных потенциалов).
Примеры взаимодействия металлов с простыми веществами (неметаллами):
с солями (Zn в ряду напряжений стоит левее Сu): Zn + СuС12 = ZnCl2 + Сu!
Таким образом, несмотря на большое многообразие металлов, все они обладают общими
физическими и химическими свойствами, что объясняется сходством в строении атомов и
строении простых веществ.
4. Неметаллы, их положение в периодической системе химических элементов Д.
И. Менделеева, строение атомов (на примере углерода, азота, кислорода, фтора).
Отличие физических свойств неметаллов от металлов. Взаимодействие
неметаллов с простыми веществами (на примере реакций соединения серы с
металлами, водородом и кислородом).
Ответ следует начать с характеристики положения неметаллов в периодической системе:
если провести воображаемую диагональ от бериллия Be к астату At, то неметаллы расположатся в
главных подгруппах выше диагонали (т. е. в верхнем правом углу). К неметаллам относятся также
водород Н и инертные газы.
Далее важно отметить, что для общей характеристики неметаллов необходимо обратить
внимание на строение их атомов, на то, как распределяются электроны по электронным слоям и
сколько электронов приходится на внешний электронный слой. Можно привести строение атомов
углерода С, азота N, кислорода О, фтора F. Это позволит сделать вывод о том, что по мере
увеличения порядковых номеров атомов элементов и накопления электронов на внешнем слое у
неметаллов одного периода усиливается способность принимать электроны от других атомов на
свой внешний слой, т. е. неметаллические свойства элементов в периодах увеличиваются.
Рассматривая изменение свойств неметаллов при движении по группе, следует отметить,
что они ослабевают. Это связано с увеличением расстояния от ядра до внешнего слоя, а
следовательно, уменьшением способности ядра притягивать к себе электроны от других атомов.
Для подтверждения этого вывода рассмотрим VI группу. В начале ее расположен кислород О —
типичный неметалл, а заканчивается группа полонием Ро, обладающим свойствами металла.
Далее следует перейти к рассмотрению физических свойств неметаллов. Следует отметить,
что простые вещества — неметаллы могут иметь как атомное (Si, В), так и молекулярное (Н2, N2,
Br2) строение. Поэтому среди неметаллов есть газы (О2, С12), жидкости (Вг2), твердые вещества
(С, 12). Большинство неметаллов не электропроводны, имеют низкую теплопроводность, а твердые
вещества непластичны.
Переходя к характеристике химических свойств, необходимо отметить, что более типичным
для неметаллов является процесс принятия электронов. В этом отличие химических свойств
неметаллов от химических свойств металлов. Это положение можно подтвердить взаимодействием
неметаллов с простыми веществами. При этом следует записать уравнения соответствующих
химических реакций и объяснить их сущность с точки зрения процессов окисления —
восстановления. Следует отметить, что неметаллы могут проявлять свойства как окислителей, так
и восстановителей. Приведем примеры.
Можно добавить, что некоторые неметаллы могут реагировать и со сложными веществами
(оксидами, кислотами, солями). Следующие уравнения учащийся приводит по желанию:
6. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, их
сходство и различие.
Химическая связь — это взаимодействие частиц (атомов, ионов), осуществляемое путем
обмена электронами. Различают несколько видов связи.
При ответе на данный вопрос следует подробно остановиться на характеристике
ковалентной и ионной связи.
Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием
общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В
образовании ковалентной связи участвуют электронные облака двух атомов.
Различают две основные разновидности ковалентной связи: а) неполярную и б) полярную.
а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того же
химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О 2; N2; Cl2. Можно
привести схему образования молекулы водорода:
(на схеме электроны обозначены
точками).
б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов.
Схематично образование ковалентной полярной связи в молекуле НС1 можно изобразить
так:
Общая электронная плотность оказывается смещенной в сторону хлора, в результате чего на
атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд
, а на атоме водорода — частичный
положительный
. Таким образом, молекула становится полярной:
Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из
атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов Ионная связь
характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере
образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон,
находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе
один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору.
В итоге образуются противоположно заряженные частицы — ионы Na+ и Сl-, которые
притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из
ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные
кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не
молекулами.
После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной
характеристике.
Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в
образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит
в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти
электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалентная неполярная; если
эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалентная полярная. В
случае, если электроны, участвующие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь
ионная.
Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и
сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу)
электронов (Mg, Fe).
Все вышеперечисленные отличия в механизме образования связи объясняют различие в
свойствах веществ с разными видами связей.
7. Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей.
Все вещества по их поведению в растворах принято условно делить на две группы: а)
электролиты и б) неэлектролиты.
Электролитами называют сложные вещества, растворы и расплавы которых способны
проводить электрический ток. Неэлектролиты, наоборот, электрический ток не проводят.
К электролитам относят большинство неорганических кислот, щелочей и солей.
Электролиты — хлороводородная (соляная) кислота НС1, хлорид натрия NaCl, гидроксид
калия КОН.
К неэлектролитам относят многие органические соединения, например спирты, углеводы
(сахара), а также газообразные вещества и оксиды.
В химии диссоциацией принято называть распад кристаллов и молекул на ионы, который
приводит к электрической проводимости растворов. Следовательно, причиной электрической
проводимости растворов и расплавов некоторых веществ является образование носителей
электричества — свободных заряженных частиц, называемых ионами.
Диссоциация происходит под действием молекул растворителя (чаще воды) или
температуры. При этом химические связи между частицами в кристаллической решетке
разрушаются.
Типичными видами связи для электролитов являются ионная или ковалентная полярная.
Таким образом, под электролитической диссоциацией понимают процесс распада
электролитов на ионы под действием молекул воды или при расплавлении.
Рассмотрим электролитическую диссоциацию хлорида натрия (NaCl). При расплавлении
энергия, подводимая к кристаллам, усиливает колебания ионов в узлах кристаллической решетки,
в результате чего связи между ионами разрушаются и появляются свободные ионы. Аналогичный
эффект достигается при растворении хлорида натрия в воде. Только роль разрушающего фактора
выполняют молекулы воды, которые как бы растягивают кристалл на отдельные частицы. Но при
этом ионы оказываются окруженными («гидратированными») молекулами воды.
Уравнение диссоциации:
Диссоциация веществ с ковалентной полярной связью происходит несколько сложнее,
например диссоциация хлороводорода в воде. Сначала происходит взаимодействие молекул воды с
молекулами НС1, находящимися в узлах кристаллической решетки, и их отщепление от нее, а
затем происходит «растягивание» полярной молекулы НС1 на гидратированные ионы
.
Уравнение электролитической диссоциации хлороводорода выглядит так:
. В
составе кислот, солей и оснований (щелочей) можно выделить части, определяющие их
химические свойства. У кислот это ионы водорода, у солей — ионы металлов и кислотных
остатков, у щелочей — ионы гидроксогрупп.
а) Кислоты диссоциируют на катионы водорода (упрощенно) и анионы кислотных остатков:
8. Простые и сложные неорганические вещества, их состав и классификация.
Ответом на этот вопрос может служить схема, в основе которой лежит классификация
веществ по количественному и качественному составу.
Используя схему, необходимо кратко охарактеризовать вещества простые и сложные,
состав веществ различных классов, привести примеры.
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов
образуются только ионы водорода (Н+).
Основания — это электролиты, при диссоциации которых из отрицательных ионов
образуются только гидроксид-ионы (ОН-).
Соли — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и
анионы кислотного остатка.
Далее следует привести уравнения реакций, характеризующие основные свойства каждого
класса соединений.
Для оксидов таким свойством является взаимодействие с водой:
Характерным свойством солей является взаимодействие друг с другом:
В заключение важно показать, что причинами многообразия веществ являются их: а)
качественный состав; б) количественный состав.
В настоящий момент известно более 50 тыс. неорганических и несколько миллионов
органических соединений, в то время как открыто лишь 114 химических элементов. Это
объясняется тем, что атомы могут соединяться в разной последовательности и в разном
количественном соотношении. Так, например, азот может образовывать пять оксидов: N2O; NO;
N2O3; NO2, N2O5. А сера входит в состав 11 кислот.
Другая причина многообразия заключается в том, что некоторые химические элементы
могут образовывать несколько простых веществ. Такое явление получило название аллотропия, а
простые вещества — аллотропные видоизменения. Например, видоизменения кислорода, углерода
и фосфора соответственно: кислород О2 и озон О3; графит, алмаз,
карбин, фуллерен; белый, красный, черный.
Различие в свойствах объясняется разным порядком связи атомов в молекулах и их
расположением в пространстве, т. е. химическим строением.
10. Взаимосвязь между классами неорганических веществ.
При ответе важно показать единство мира неорганических веществ. Для этого можно
использовать схемы, отражающие связи между классами неорганических веществ, а затем записать
уравнения химических реакций, подтверждающих эти связи.
Схемы могут быть, например, такими:
При составлении уравнений химических реакций необходимо давать названия веществам и
указывать, к каким классам неорганических соединений они относятся
11. Классификация химических реакций.
тов реакции; б) выделение или поглощение теплоты; в) изменение степени окисления
химических элементов; г) наличие или отсутствие катализатора; д) обратимость реакций.
а) По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции химические реакции можно
разделить на следующие типы: разложение; соединение; обмен; замещение
Разложение — это реакция, в результате которой из одного вещества получается несколько.
Разложению могут быть подвергнуты некоторые соли, кислоты, оксиды и основания
(прежде всего нерастворимые):
Соединение — это реакция, в результате которой из нескольких веществ получается одно.
Например, сера соединяется с железом; многие кислотные и основные оксиды соединяются с
водой или друг с другом:
Обмен — это реакция между сложными веществами, в результате которой они
обмениваются своими составными частями. Обмен наиболее характерен для ионных реакций.
Например, реакция нейтрализации НСl + NaOH = NaCl + H2O; реакции между солями СаСl2 +
Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl и т. д.
Замещение — в неорганической химии к такому типу относят реакцию, в которую вступает
сложное вещество и простое. В результате этой реакции образуется новое простое и сложное
вещества. Например, железо замещает медь из ее хлорида Fe + CuCl2 = = Сu + FeCl2; натрий
замещает водород из воды 2Na + 2Н20 = H2 + 2NaOH.
б) В зависимости от теплового эффекта реакции подразделяются на экзотермические и
эндотермические.
Экзотермическими называют реакции, протекающие с выделением энергии:
2Mg + 02 = 2MgO + Q
Реакции, сопровождающиеся поглощением энергии, называют эндотермическими:
СаСО3 = СаО + СО2 – Q
Выделение или поглощение энергии может быть обозначено в уравнении реакции
соответственно знаком +Q или -Q.
Реакции разложения обычно протекают с поглощением энергии, а присоединения — с
выделением энергии.
в) Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых некоторые
элементы, входящие в состав исходных веществ и продуктов, меняют свои степени окисления.
Например, окисление меди кислородом:
Замещение иона брома атомами хлора тоже является окислительно-восстановительной
реакцией:
Есть реакции, идущие и без изменения степени окисления. Например, реакции ионного
обмена:
г) Каталитические и некаталитические реакции. Реакции, идущие с участием катализаторов,
называются каталитическими. Не все реакции нуждаются в катализаторах, но многие без
катализаторов практически идти не могут. Пример такой реакции — разложение пероксида
водорода (протекает быстрее в присутствии оксида марганца (IV)):
д) Необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до полного
превращения исходных веществ в продукты:
Признаками
необратимости
реакций
в
растворах
является
образование
малодиссоциирующего вещества (осадка, газа или воды).
Обратимые реакции протекают как в сторону получения продуктов реакции, так и в сторону
получения исходных веществ:
Важно отметить, что по разным признакам одна и та же реакция может быть отнесена
одновременно к нескольким типам, например
Эта реакция относится к реакциям:
соединения, экзотермическим, окислительно-восстановительным, каталитическим и обратимым.
12. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель.
Ответ можно начать с утверждения о том, что по изменению степени окисления химических
элементов различают реакции окислительно-восстановительные и реакции, идущие без изменения
степеней окисления (например, ионного обмена).
Реакции, протекающие с изменением степени окисления, называются окислительновосстановительными реакциями.
Рассмотрим с точки зрения этого признака пример:
Частица (атом, ион), которая в ходе окислительно-восстановительного процесса отдает
электроны, называется восстановителем. Процесс отдачи электронов — окисление.
Восстановитель свою степень окисления повышает. В приведенном примере это натрий Na.
Частица, принимающая электроны, — окислитель, он восстанавливается и понижает
степень окисления. В нашем случае это сера S.
Важно обратить внимание, что число электронов, отданных восстановителем, должно
равняться числу электронов, принятых окислителем.
В составе сложных веществ элементы могут иметь разные степени окисления. От этого
зависит, окислителем или восстановителем является это вещество. Так, например, азотная кислота
является окислителем. В состав азотной кислоты HNO3 входит азот, имеющий степень окисления
+5, который в процессе окислительно-восстановительной реакции может только понижать свою
степень окисления, принимая электроны.
Сероводород H2S — восстановитель за счет атома серы со степенью окисления -2.
14. Реакции ионного обмена. Условия их протекания до конца. Отличие
реакций ионного обмена от окислительно-восстановительных.
Ответ можно начать с положения о том, что поскольку электролиты в растворах образуют
ионы, то реакции в них происходят не между молекулами, а между ионами.
Если смешать растворы двух диссоциирующих веществ, то положительно заряженные ионы
(катионы) взаимодействуют с ионами, заряженными отрицательно (анионы).
Это положение следует подтвердить примерами.
1. Одно из образующихся веществ является малодиссоциирующим. Это может быть:
а) осадок
В результате реакции образуется угольная кислота, которая разлагается на газ оксид
углерода (IV) и воду.
Все участвующие в реакции вещества находятся в виде ионов. Связывание их с
образованием нового вещества не происходит, поэтому реакция в этом случае практически не
осуществима.
Приведенные примеры свидетельствуют о том, что необходимыми условиями протекания
реакций ионного обмена до конца являются: 1) образование осадка; 2) выделение газа; 3)
образование малодиссоциирующих молекул воды.
Естественно, что в ходе ответа можно приводить другие примеры реакций ионного обмена,
но при этом важно помнить об использовании таблицы «Растворимость кислот, оснований и солей
в воде», из которой видно, какое вещество растворимо, а какое — нет.
Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных
реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в
реакции частиц
15. Кислоты. Химические свойства кислот. Взаимодействие с металлами,
основными оксидами, основаниями, солями (на примере серной или
хлороводородной кислот).
17. Амфотерные гидроксиды (на примере гидроксида цинка или алюминия).
Взаимодействие их с кислотами, щелочами, разложение при нагревании.
В начале ответа можно разъяснить, что такое ам-фотерность. Амфотерностъ (от греч.
amphoteros — и тот и другой, оба) — способность некоторых химических элементов и их
соединений (например, оксидов, гидроксидов) в зависимости от условий проявлять либо основные,
либо кислотные свойства.
Известно, что свойства химических элементов одного периода периодической системы Д.
И. Менделеева в связи с увеличением атомного номера изменяются: в начале периода
расположены химические элементы металлы, а в конце — неметаллы.
В пределах каждого периода элементы со свойствами металлов сменяются элементами,
которые проявляют свойства как металлов, так и неметаллов. Соединения этих элементов
называются амфотерными, например Zn — цинк, Be — бериллий, А1 — алюминий и др. Простое
вещество цинк — металл. Он образует оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(OH)2 — белое
нерастворимое в воде вещество.
Как известно, характерным свойством кислот и оснований является их взаимодействие друг
с другом.
Гидроксид цинка, как основание, взаимодействует с кислотой, образуя растворимую в воде
соль:
Но оказывается, что гидроксид цинка вступает во взаимодействие и со щелочью. При этом
происходит следующая реакция:
Гидроксид цинка в этой реакции проявляет свойства кислоты. Таким образом, гидроксид
цинка имеет двойственные свойства, он амфотерен.
Разложение амфотерных гидроксидов при нагревании происходит так же, как и всех
нерастворимых оснований:
В заключение необходимо отметить, что наличие амфотерных соединений свидетельствует
об отсутствии резких границ в классификации веществ (металлы — неметаллы, основания —
кислоты).
19. Основания, их классификация. Химические
взаимодействие с оксидами неметаллов и кислотами.
свойства
щелочей:
Основаниями называют сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или
нескольких гидроксогрупп.
По отношению к воде основания можно разделить на растворимые: NaOH; Ba(OH)2 и
нерастворимые: Cu(OH)2; Fe(OH)2. Растворимые основания называются щелочами.
С точки зрения электролитической диссоциации основанием называется соединение,
образующее в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН .
20. Понятие аллотропии. Аллотропные видоизменения кислорода.
Ответ следует начать с определения понятия аллотропии как способности химических
элементов существовать в виде нескольких простых веществ (аллотропных видоизменений).
Аллотропия (от греч. allos — другой и tropos — образ, способ) связана либо с разным
числом атомов в молекуле, либо со строением.
Аллотропные видоизменения есть у большинства химических элементов. Например, сера
бывает ромбическая, моноклинная, пластическая; углерод существует в виде графита, алмаза,
карбина, фуллере-на. Известно серое и белое олово; фосфор красный, белый и черный.
Кислород может существовать в виде двух аллотропных видоизменений: кислород О2 и
озон О3.
При сравнении физических свойств кислорода и озона целесообразно вспомнить, что это
газообразные вещества, различающиеся по плотности (озон в 1,5 раза тяжелее кислорода),
температурам плавления и кипения. Озон лучше растворяется в воде.
Кислород в нормальных условиях — газ, без цвета и запаха, озон — газ голубого цвета с
характерным резким, но приятным запахом.
Есть отличия и в химических свойствах.
Озон химически активнее кислорода. Активность озона объясняется тем, что при его
разложении образуется молекула кислорода и атомарный кислород, который активно реагирует с
другими веществами. Например, озон легко реагирует с серебром, тогда как кислород не
соединяется с ним даже при нагревании:
Но в то же время и озон и кислород реагируют с активными металлами, например с калием
К.
Получение озона происходит по следующему уравнению:
Реакция идет с поглощением энергии при прохождении электрического разряда через
кислород, например во время грозы, при сверкании молнии. Обратная реакция происходит при
обычных условиях, так как озон — неустойчивое вещество. В природе озон разрушается под
действием газов, выбрасываемых в атмосферу, например фреонов, в процессе техногенной
деятельности человека.
Результатом является образование так называемых озоновых дыр, т. е. разрывов в
тончайшем слое, состоящем из молекул озона.
21. Соли угольной кислоты: карбонаты натрия, калия, кальция, их
практическое значение. Распознавание карбонатов.
Карбонаты — соли угольной кислоты. Наиболее распространены в природе карбонаты
кальция
да NaHCO3), кондитерском производстве (хлебопечение — разрыхлитель (NH4)2CO3),
оптика (кальцит), сельском хозяйстве (известняк, доломитовая мука для известкования кислых
почв), строительстве (известняк), в быту (кальцинированная и питьевая сода) и так далее.
23. Оксиды, их классификация и химические свойства (отношение к воде,
кислотам, щелочам).
Следует обратить внимание на то, что к кислотным оксидам, помимо оксидов неметаллов,
могут относиться также и оксиды металлов с валентностью больше трех (например, оксид хрома
(VI)).
Примеры несолеобразующих оксидов учащийся приводит по желанию: СО, NO.
Разложение солей, кислот и нерастворимых оснований:
Аналогично основным оксидам рассматривают химические свойства кислотных оксидов и
составляют соответствующие уравнения реакций, обратив внимание на взаимодействие кислотных
оксидов с основными:
Свойства амфотерных оксидов можно (по желанию) рассмотреть на примере оксида
алюминия:
1) реагирует с кислотами (как основные оксиды):
2) реагирует с основаниями (как кислотные оксиды):
По желанию учащийся может рассказать о взаимодействии основных и амфотерных
оксидов с водородом (Н2) (на примере оксида меди II):
24. Строение атома: ядро, электронная оболочка. Химический элемент. Схемы
строения атомов на примере химических элементов третьего периода.
В результате экспериментов, посвященных изучению строения атома, было установлено,
что атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.
Ядро образовано протонами и нейтронами.
Протон — это частица, имеющая положительный заряд (+1).
Нейтрон — это нейтральная частица, заряд ее равен 0.
Из определений следует, что величина заряда ядра атома равна числу протонов и имеет
положительное значение.
Электронная оболочка образована электронами, заряд у которых отрицательный. Число
электронов равно числу протонов, поэтому заряд атома в целом равен 0 (т. е. атом
электронейтральная частица).
Число протонов, а следовательно, заряд ядра и число электронов численно равны
порядковому номеру химического элемента.
Далее следует отметить, что практически вся масса атома сосредоточена в ядре. Это связано
с тем, что масса электрона настолько меньше массы протона или нейтрона, что ею пренебрегают
(не учитывают).
Электроны двигаются вокруг ядра атома, не беспорядочно, а в зависимости от энергии,
которой они обладают, образуя так называемый электронный слой.
На каждом электронном слое может располагаться определенное число электронов: на
первом — не больше двух, на втором — не больше восьми, на третьем — не больше восемнадцати.
Число электронных слоев определяется по номеру периода, в котором расположен
химический элемент.
Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы
рассматриваемого элемента.
Так, например, кислород расположен во втором периоде VI группы. Из этого следует, что у
него два электронных слоя и на внешнем (втором) расположено шесть электронов.
Электронные слои заполняются у атомов постепенно, по мере увеличения общего числа
электронов, которое соответствует порядковому номеру химического элемента. В сумме на первых
двух электронных слоях может располагаться не более 10 электронов, т. е. элементом,
завершающим второй период, является неон (Ne).
У атомов третьего периода в атоме находится три электронных слоя. Первый и второй
электронные слои заполнены электронами до предела. Для первого представителя элементов
третьего периода натрия схема расположения электронов в атоме выглядит так:
Из схемы видно, что атом натрия имеет заряд ядра +11. Электронную оболочку атома
составляют 11 электронов. На первом электронном слое находится два электрона, на втором —
восемь, а на третьем — один электрон. У магния, как элемента II группы этого периода, на
внешнем электронном слое находится уже два электрона:
Для остальных элементов периода изменение строения атома происходит аналогично. У
каждого последующего элемента, в отличие от предыдущего, заряд ядра больше на одну единицу и
на внешнем электронном слое расположено на один электрон больше. Число электронов,
располагающихся на внешнем электронном слое, равно номеру группы.
Завершает период аргон. Заряд его ядра +18. Это элемент VIII группы, поэтому на внешнем
электронном слое его атома находится восемь электронов:
Далее можно сделать выводы и об изменении свойств элементов в периоде.
Любой период (кроме первого) начинается типичным металлом. В третьем периоде это
натрий Na. Далее следует магний Mg, также обладающий ярко выраженными металлическими
свойствами. Следующий элемент в периоде — алюминий А1. Это амфотерный элемент,
проявляющий двойственные свойства (и металлов и неметаллов). Остальные элементы в периоде
— неметаллы: кремний Si, фосфор Р, хлор С1. И заканчивается период инертным газом аргоном
Аг.
Таким образом, в периоде происходит постепенное ослабление металлических свойств и
возрастание свойств неметаллов. Такое изменение свойств объясняется увеличением числа
электронов на внешнем электронном слое: от 1 — 2, характерных для металлов, и заканчивая 5 —
8 электронами, соответствующими элементам-неметаллам.
25. Натрий, его положение в периодической системе химических элементов Д.
И. Менделеева, строение атома. Физические и химические свойства;
взаимодействие с неметаллами, водой.
В периодической таблице химических элементов натрий Na расположен в третьем периоде I
группы главной подгруппы.
Рассказывая о строении атома натрия, учащийся должен изобразить распределение
электронов по электронным слоям:
Однако по желанию учащийся может расширить свой ответ информацией о составе атома
графической схемой и электронной формулой:
Натрий — металл. Основная степень окисления +1. Натрий образует оксид Na2O и
гидроксид NaOH, которые проявляют основные свойства.
При освещении вопроса о нахождении натрия и его соединений в природе необходимо
отметить, что как простое вещество натрий в природе не встречается из-за высокой химической
активности. Получают натрий из расплава хлорида или гидроксида натрия при прохождении через
него электрического тока.
Натрий — серебристо-белый металл, с небольшой плотностью, легкоплавкий, легко
окисляется на воздухе.
При характеристике химических свойств необходимо отметить, что натрий, как и другие
щелочные металлы, чрезвычайно активный металл. Это происходит потому, что он легко отдает
единственный электрон, находящийся на внешнем электронном слое.
Далее можно рассмотреть его взаимодействие: а) с простыми веществами; б) со сложными
веществами.
При записи уравнений реакций со сложными веществами необходимо помнить, что в
растворах кислот натрий сначала реагирует с водой (см. реакцию выше), а потом уже идет реакция
между щелочью и кислотой:
Закончить ответ можно рассказом о применении натрия.
Применение натрия как металла связано с его восстановительными свойствами; он
используется в качестве катализатора в органической химии, газа-наполнителя в светильниках, в
виде сплава с калием — как хладагент в ядерных реакторах-размножителях на быстрых нейтронах.
Мировое ежегодное потребление натрия и его соединений превосходит 100 млн т.
Наиболее важные соединения натрия, применяемые в быту и на производстве, —
бикарбонат натрия NaHCO3, карбонат натрия Na2CO3, гидроксид натрия NaOH, раствор силиката
натрия Na2SiO3 (жидкое стекло) — силикатный клей.
27. Углерод, его положение в периодической системе химических элементов Д.
И. Менделеева, строение атома, аллотропные видоизменения углерода. Оксиды
углерода.
В периодической таблице химических элементов углерод (С) расположен во втором
периоде, в IV группе главной подгруппы.
Рассказ о строении атома углерода следует начать с изображения распределения электронов
по электронным слоям:
По желанию учащийся может дополнить свой ответ информацией, приведя состав,
графическую схему и электронную формулу атома углерода:
Углерод (С) — неметалл. Возможные степени окисления: -4; 0; +2; +4. Формулы высшего
оксида и гидроксида: СО2 и Н2СО3. Оба соединения проявляют кислотные свойства.
При освещении вопроса о нахождении углерода в природе и характеристике физических
свойств углерода следует остановиться на явлении адсорбции (поглощение одного вещества
поверхностью другого). Вещество, на поверхности которого происходит поглощение, называется
адсорбентом. Вследствие большой пористости древесный уголь является хорошим адсорбентом, т.
е. способен поглощать своей поверхностью большие порции веществ (например, газов). Это
свойство угля используется в медицине (активированный уголь), на этом основано использование
угля в противогазах.
Среди аллотропных модификаций следует рассмотреть алмаз и графит . Следует отметить,
что различие физических свойств алмаза и графита обусловлено строением их кристаллических
решеток. Необходимо показать, что графит и алмаз превращаются друг в друга, при этом
целесообразно воспользоваться схемой:
О других видоизменениях углерода (карбин, фулле-рен) ученик может рассказать по
желанию.
Рассказ о химических свойствах углерода можно начать с анализа строения атома. Наличие
четырех электронов на внешнем электронном слое (валентных электронов) предполагает
возможность как принятия, так и отдачи этих электронов. Из этого следует, что углерод по
химическим свойствам может быть: а) окислителем (например, в реакциях с металлами и
водородом):
Эта реакция играет важную роль в металлургии (получение чистых металлов).
Далее следует перейти к сравнительной характеристике двух оксидов, образуемых
углеродом: оксид углерода (II) и оксид углерода (IV). Для удобства ответ можно представить в
виде таблицы.
Оба оксида имеют важное значение: СО — в металлургии, получение метилового спирта;
СО2 — в процессе фотосинтеза, получение мочевины (удобрения). Оба являются составной частью
круговорота углерода в природе.
29. Кальций, его положение в периодической системе химических элементов Д.
И. Менделеева, строение атома. Физические и химические свойства;
взаимодействие с кислородом, водой, кислотами.
В периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева кальций Са расположен
в 4-м периоде II группы главной подгруппы.
Распределение электронов по электронным слоям в атоме кальция выглядит следующим
образом:
По желанию учащийся может привести состав, графическую схему и электронную формулу
кальция:
Кальций Са — металл. Основная степень окисления 4-2. Формулы высшего оксида и
гидроксида СаО и Са(ОН)2. Оба соединения проявляют основные свойства.
По физическим свойствам: кальций — металл серебристо-белого цвета, относительно
легкий (плотность р = 1,54), температура плавления 854 °С, окисляется на воздухе.
Переходя к характеристикам химических свойств кальция, следует отметить, что его
высокая активность объясняется легкостью отдачи двух электронов, расположенных на внешнем
электронном слое.
Таким образом, в химических реакциях кальций — восстановитель. Это можно подтвердить
уравнениями реакций кальция как с простыми, так и со сложными веществами:
1) с неметаллами
Получают кальций электролизом расплавленного СаС12.
Касаясь вопроса о применении, важно отметить широкое использование соединений
кальция в строительстве: карбонат кальция СаС03 (известняк), оксид кальция СаО (негашеная
известь), гидроксид кальция Са(ОН)2 (гашеная известь), сульфат кальция CaSO4 • 2Н2О (гипс,
алебастр).
30. Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И.
Менделеева, взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами
солей.
В периодической таблице гимических элементов Д. И. Менделеева железо Fe расположено в
4-м периоде VIII группы побочной подгруппы.
Распределение электронов по электронным слоям в атоме железа выглядит так:
По желанию учащийся может привести состав, графическую схему и электронную формулу
железа:
Физические свойства железа известны из повседневной жизни: металл, темно-серого цвета,
пластичный, электро- и теплопроводный, тяжелый, притягивается магнитом.
Далее целесообразно отметить, что железо — после алюминия — самый распространенный
в природе металл (общее содержание в земной коре — 4,65% по массе). Известно большое число
минералов, в состав которых входит железо: магнетит (магнитный железняк) — Fe3O4, гематит
(красный железняк) — Fe2O3, железный шпат (сидерит) — FeCO3, железный колчедан — FeS2 и
др.
Железо проявляет химические свойства, характерные для всех металлов. Оно
взаимодействует:
Получают железо восстановлением (водородом, оксидом углерода (II), алюминием) его из
оксидов, а также при прохождении электрического тока через растворы солей. Можно привести
примеры таких реакций:
При ответе следует обратить внимание, что основное применение находят сплавы железа с
углеродом — чугун и сталь. Друг от друга они отличаются различным содержанием углерода: в
чугуне его более 2%, а в стали 0,5—1,5%. Кроме того, для придания особых свойств могут
вводиться и другие элементы (Si, Mn, Cr, Ni).
31. Водород, его положение в периодической системе химических элементов Д.
И. Менделеева, строение атома и молекулы, физические и химические свойства,
получение, применение.
Характеризуя водород по положению в периодической системе химических элементов Д. И.
Менделеева, следует обратить внимание на особенности строения атома водорода — самого
простейшего из химических элементов (состоит из ядра, представляющего собой один протон, и
одного электрона). Такое строение обусловливает разнообразие свойств водорода, его
двойственное положение в системе Д. И. Менделеева — в I и VII группах (об этом можно
рассказать по желанию)*.
Наиболее распространенная степень окисления водорода +1. Водороду свойственна
валентность, равная единице.
Молекула водорода двухатомная, связь ковалентная неполярная. Схема образования
молекулы водорода:
Водород — газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, в 14,5 раз легче воздуха.
л Так же как и у щелочных металлов (Li, Na, К и др.), у Н на внешнем электронном слое
один электрон, с другой стороны, так же как и элементам VII группы, водороду не хватает одного
электрона до его завершения.
Водород — самый распространенный элемент во Вселенной. На Земле водород содержится
в воде, природном газе, нефти.
Получение водорода следует выразить уравнениями химических реакций. Например, в
лаборатории водород получают при взаимодействии металлов с растворами кислот, например
соляной:
В промышленности водород получают из водяного пара при взаимодействии его с коксом,
который в основном состоит из углерода, из природного газа метана СН4 и др.
При характеристике химических свойств водорода необходимо записать уравнения
соответствующих реакций.
Водород может быть как восстановителем, так и окислителем:
В этих реакциях водород проявляет свойства восстановителя, его атомы повышают степень
окисления до 4-1.
По желанию учащийся может рассказать об окислительных свойствах водорода, которые он
проявляет, например, при взаимодействии с металлами:
Говоря о применении водорода, стоит рассказать о его использовании в синтезе НСl и NH3,
а также резке, сварке и получении металлов, в переработке нефти и жиров.
33. Вода, ее состав, строение молекулы, физические и химические свойства
(разложение, отношение к натрию, оксидам кальция, серы (IV)). Основные
загрязнители природной воды, очистка природных и сточных вод.
Вода — самое распространенное в природе соединение. Молекула ее состоит из двух
атомов водорода и одного атома кислорода (Н2О).
Молекула воды имеет угловую форму и образована по типу ковалентной полярной
химической связи:
В ходе рассказа о физических свойствах воды можно подчеркнуть, что это единственное
соединение, которое в природных условиях существует в трех агрегатных состояниях (твердом,
жидком и газообразном).
Рассказ о химических свойствах воды целесообразно сопровождать записями уравнений
реакций.
Далее следует рассказать о значении воды в природе и жизнедеятельности человека. Вода
составляет 2/3 от массы человеческого организма.
Рассказ будет выглядеть более полным, если в нем удастся раскрыть важность
использования воды как универсального растворителя в природе, быту, промышленности,
сельском хозяйстве. Основные источники природной воды — лед, дождь, снег, вода рек и озер. Из
10в18cт т. воды на Земле лишь 3% приходится на пресную воду, из которых 80% недоступно для
использования. По теоретическим расчетам максимальное количество пресной воды, доСпособность реагировать и с основными, и с кислотными оксидами говорит об амфотерных
свойствах воды (об этом учащийся говорит по желанию). доступной для использования, составляет
40 000 км3 в год. Отсюда следует важность экономного и разумного использования запасов
пресной воды, необходимость очистки загрязненных природных и сточных вод. К основным
загрязнителям воды относятся: промышленные и бытовые стоки, твердые отходы, отходы
сельского хозяйства (удобрения), естественные примеси, радиоактивные и тепловые загрязнители.
Очистка воды производится в промышленных масштабах на очистных сооружениях. В
общем случае очистка воды включает три стадии: 1) первичная очистка проводится с целью
удаления механических примесей; 2) вторичная очистка, при которой происходит разложение
содержащихся органических веществ под действием микроорганизмов или хлора; 3) третичная
очистка включает биологическую, химическую и физическую обработку вод. Эта стадия позволяет
довести сточные и природные воды до такого уровня чистоты, что она отвечает стандартам на
питьевую воду. Особое внимание в последнее время уделяется чистоте питьевой воды.
34. Аммиак, состав его молекулы, физические и химические свойства
(отношение к воде, кислороду, кислотам), применение.
Ответ можно начать с того, что для неметаллов характерно существование газообразных
соединений с водородом. У азота таким соединением является аммиак NH3, который состоит из
атома азота и трех атомов водорода.
В молекуле аммиака три химических связи, образованных по ковалентному полярному
механизму:
Далее можно перейти к описанию .физических свойств аммиака.
Аммиак (NH3) — газ, без цвета, с резким запахом, легче воздуха (Мг = 17), хорошо
растворим в
в t°. «кип = -33,4 C°
Рассматривая химические свойства аммиака, следует остановиться на следующих группах
реакций, протекающих:
1. Без изменения степени окисления.
а) Взаимодействие с водой:
В результате растворения аммиака в воде образуются гидроксид-ионы ОН и ионы аммония
NH. Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой или гидроксидом аммония.
Следует отметить также, что раствор аммиака в воде имеет щелочную реакцию среды, что
говорит об основном характере гидроксида аммония.
б) Взаимодействие с кислотами:
2. С изменением степеней окисления. Взаимодействие с кислородом (при этом продук ты
реакции зависят от условий ее проведения):
а) Горение в кислороде:
И в том и в другом случае аммиак за счет атома азота проявляет свойства восстановителя.
При описании получения и применения аммиака важно подчеркнуть, что основной способ
связывания азота воздуха — это соединение его с водородом — синтез аммиака:
Используя аммиак, получают различные соединения, например азотные удобрения, азотную
кислоту, нашатырный спирт.
35. Воздух, его состав. Основные загрязнители атмосферы и способы их
устранения.
Воздух — смесь газов. Основные компоненты его — азот (78,16% по объему), кислород
(20,9%) и инертные газы (0,94%). Переменные составные части воздуха — углекислый газ и
водяной пар. Пыль и различные газы, например SO2, H2S, оксиды азота и др., — примеси, наличие
которых в воздухе зависит от местных условий, времени года, близости промышленных
предприятий и др.
Основное назначение воздуха — это обеспечение дыхания живых организмов; кроме того,
воздух используется для получения азота и кислорода, благородных газов (из сжиженного
воздуха), при его наличии происходит горение топлива и многие другие природные процессы.
Воздух — среда обитания всего живого на Земле, поэтому охрана воздуха — важнейшая
задача человека. Первым шагом на пути к этому должно стать увеличение количества зеленых
насаждений. Ведь именно растения являются основными поставщиками кислорода в атмосферу.
Происходит это в процессе фотосинтеза:
Далее важно остановиться на источниках загрязнения атмосферы: химические
производства, продукты сжигания топлива, выхлопные газы автомобилей, продукты сжигания
бытовых отходов (полиэтиленовые пакеты, пластик, поливинилхлоридные материалы и т. д.).
Основные загрязнители воздуха: пыль, оксиды азота (II), (IV), оксиды серы (IV), (VI), сероводород,
оксид углерода (II). Следует отметить, что большая загазованность крупных городов отрицательно
сказывается на экологической обстановке, что в свою очередь влияет на самочувствие людей,
флору и фауну.
В настоящее время основные экологические проблемы атмосферы: а) образование озоновых
дыр; б) парниковый эффект (выбросы СО2); в) увеличение выбросов ионов тяжелых металлов
(РЬ2+, Hg2+, Cd2+ и др.); г) выпадение кислотных дождей.
На сегодняшний день экологические бедствия приняли широкие масштабы, особенно в
местах скопления крупных промышленных производств (Центр России, Урал).
Можно выделить несколько способов очистки атмосферы: установка очистных устройств на
предприятиях (фильтры, улавливатели газов, дегазаторы и т. д.), создание малоотходных
экологически чистых производств, а также разработка новых экологически чистых материалов.
37. Круговорот химических элементов в природе (на примере одного из
элементов: углерода или кислорода). Роль живых существ в круговороте
химических элементов.
Освещая вопрос о круговороте химических элементов, важно отметить, что в природе
постоянно протекают различные химические реакции. Часть этих реакций проходит без участия
живых существ, а часть — при их непосредственном участии, т. е. в живой природе. В результате
химических процессов атомы перемещаются, движутся. Вследствие этого происходит обмен
веществ и энергии между всеми оболочками Земли: литосферой, атмосферой, гидросферой,
биосферой. Круговорот химических элементов является причиной постоянства протекания
химических реакций. Можно сказать, что благодаря круговороту химических элементов возможна
жизнь на Земле.
Круговорот веществ — это повторяющиеся процессы превращения и перемещения веществ
в природе, имеющие более или менее циклический характер. Особо важную роль для жизни на
Земле играют круговороты углерода и кислорода.
Далее можно рассмотреть, например, круговорот кислорода. Простое вещество кислород
содержится в атмосфере, а как химический элемент он входит в состав многих природных
соединений. Основная масса кислорода содержится в земной коре, где он связан с кремнием,
алюминием, железом, образуя горные породы и минералы: оксиды (SiO2, A12O3, Fe2O3);
карбонаты (СаСО3, MgCO3, FeCO3); сульфаты (CaSO4, квасцы) и др.
Минералы и горные породы в процессе многовекового выветривания могут оказаться на
поверхности, где получат запас энергии, исходящей от Солнца. Энергия расходуется на
перестройку кристаллов горных пород, содержащих кислород, и останется там как внутренняя
энергия образовавшихся кристаллических соединений. Эти породы с течением времени будут
изменять свою структуру, разрушаться, растворяться, перекристаллизовываться, вступать в
химические реакции и т. д., поглощая и освобождая энергию. Таким образом, кислород в земной
коре играет большую роль в обмене энергии между слоями литосферы.
В природе происходит много реакций, в ходе которых кислород расходуется (дыхание,
горение, медленное окисление и др.), и лишь одна реакция, в результате которой выделяется
кислород. Это фотосинтез — процесс, который происходит на свету в листьях растений:
Большая часть кислорода (3/4) выделяется растениями суши, а 1/4 образуется в процессе
жизнедеятельности растений Мирового океана.
Молекулярный кислород есть и в гидросфере. В природных водах всегда растворен очень
большой объем кислорода.
Уравнение реакции фотосинтеза записывать не обязательно.
Круговорот кислорода связывает атмосферу с гидросферой и литосферой.
Кратко основные звенья круговорота кислорода можно обозначить так: фотосинтез
(выделение О2) — окисление элементов на поверхности Земли — поступление соединений в
глубинные зоны земной коры - частичное восстановление соединений в недрах Земли с
образованием СО2 и Н2О - вынос СО2 и Н2О в атмосферу и гидросферу — фотосинтез.
Нетрудно заметить, что во многих процессах принимают участие углеродсодержащие
соединения. Из них наиболее известными являются нефть, каменный уголь, торф, природный газ, а
также карбонаты. С ними в природе также происходят химические процессы:
Из приведенных уравнений видно, что превращения углерода и кислорода тесно связаны
между собой, что свидетельствует о единстве круговоротов различных химических элементов в
природе.
Роль живых существ, в частности человека, в круговороте химических элементов все
увеличивается. Например, вследствие деятельности человека увеличивается выделение многих
веществ в атмосферу, гидросферу и в почву. Выделение автомобилями, ТЭЦ, заводами и
фабриками в атмосферу оксида углерода (IV) и активная вырубка лесов создает опасность
увеличения содержания этого оксида в атмосфере, что может привести к парниковому эффекту,
изменению климата на планете.
При ответе на этот вопрос важно использовать схемы круговоротов различных элементов,
имеющиеся в химическом кабинете.
38. Экологические проблемы, связанные с производством серной кислоты, и
способы их решения.
В начале рассказа важно подчеркнуть, что в сернокислотном производстве перерабатывают
и получают такие вещества, как сероводород H2S, оксид серы (IV) SO2, оксид серы (VI) SO3,
серную кислоту H2SO4. Эти вещества, присутствуя в воздухе, вредно отражаются на здоровье
людей, губительно действуют на растения, разрушают постройки и т. п. Именно поэтому уделяется
серьезное внимание проблеме охраны окружающей среды от загрязнения.
Далее в ответе можно выделить целый ряд экологических проблем, связанных с
производством серной кислоты. Первая связана с обжигом серного колчедана FeS2 и других
сульфидных руд. При обжиге, протекающем в «кипящем слое», получающийся оксид металла,
например Fe2O3, выделяется в атмосферу*:
Это можно объяснить тем, что для аппаратов обжига в «кипящем слое» требуется порошок
руды, подвергшийся сильному измельчению. В результате обжига образуется оксид железа или
другого металла с очень маленькими частицами. С улавливанием этих частиц фильтры могут не
справиться. Частицы оксида могут попасть в атмосферу при выгрузке из печи. Попадание в
атмосферу измельченных оксидов железа или других металлов называют металлизацией
атмосферы.
При производстве серной кислоты в атмосферу попадает много оксида серы (IV):
Это связано с тем, что производственные установки не всегда герметичны, а также с тем,
что иногда автоматические системы управления не справляются с работой, что приводит к
аварийным выбросам.
Для производства серной кислоты нередко используется сера, получаемая из сероводорода
(это вещество является отходом ряда производств). Производится сера с помощью неполного
окисления сероводорода Эта технологическая схема настолько несовершенна, что около 20% серы
идет на образование оксида серы (IV), который выделяется в атмосферу.
В ходе производства возможны выбросы в атмосферу оксида серы (VI) и серной кислоты:
SO3 + Н2О = H2SO4
Эти выбросы считаются аварийными, но они возможны и, к сожалению, случаются нередко.
Один из способов разрешения экологических проблем — использование технологических
схем, сводящих к минимуму загрязнение атмосферы:
1) непрерывность процесса;
2) циркуляционные процессы (непрореагировавшие вещества возвращаются в сферу
реакции);
3) принцип противотока (увеличивается площадь поверхности реагирующих веществ и
скорость реакции);
4) комплексное использование сырья, безотходная технология;
5) выбор оптимального сырья и режима его переработки.
Так, например, в мире около 80% серной кислоты производится из серы, а не из пирита
FeS2. Это позволяет избежать металлизации атмосферы.
Еще один важный путь — это совершенствование технологического оборудования, в
частности различных фильтров и поглотителей. Большое значение имеет профилактический
ремонт оборудования, а также установка современных автоматических систем управления
производством.
39. Получение металлов из оксидов с помощью восстановителей: водорода,
алюминия, оксида углерода (II). Роль металлов и сплавов в современной
технике.
В начале ответа целесообразно объяснить, почему металлы часто получают из оксидов. Это
связано с тем, что многие металлы распространены в природе в виде оксидов, а также из-за того,
что металлы в оксидах проявляют свойства окислителей.
Далее при иллюстрации способов восстановления металлов обращают внимание на
составление уравнений химических реакций (по желанию можно указывать переход электронов у
окислителя и восстановителя):
Необходимо отметить также, что восстановление водородом используется в основном в
лабораториях, реже в промышленности. Это объясняется важностью водорода как сырья для
производства аммиака и его относительной дороговизной. Оксид углерода (II) более доступен как
один из продуктов при производстве стали. Восстановление алюминием — дорогостоящий
процесс, однако с его помощью получают многие цветные металлы высокой степени чистоты.
Восстановление металлов из оксидов с помощью алюминия называют алюминотермией.
Касаясь вопроса о роли металлов и сплавов, отмечают, что металлы, благодаря своим
свойствам (твердость, механическая прочность, тепло- и электрическая проводимость,
пластичность, магнитные свойства и др.), находят широкое применение во всех областях
промышленности и в быту. Железо, хоть и является основным металлом современной техники,
сдает некоторые свои позиции алюминию и титану. Ядерная энергетика широко использует уран,
торий и цирконий. В электротехнике незаменимы медь, вольфрам, молибден. Редкоземельные
металлы (№ 58—71) используют в различных отраслях техники: в радиоэлектронике,
приборостроении, атомной технике, машиностроении, в стекольной промышленности (оксиды La,
Ce, Nd, Pr), в химической промышленности (производство пигментов, лаков, красок;
использование в качестве катализаторов и др.), фото- и киноматериалы содержат серебро.
Однако более широкое применение находят сплавы (системы, состоящие из двух и более
металлов, а также металлов и неметаллов).
Свойства сплавов отличаются от свойств каждого из металлов, из которых они получены.
Например, чистый алюминий — мягкий, ковкий металл. Сплавы алюминия с медью, магнием и
марганцем отличаются прочностью и твердостью. Они называются дуралюминами и идут на
изготовление корпусов самолетов, речных и морских судов.
Для паяния применяют сплав олова и свинца. Температура плавления этого сплава (припоя)
ниже, чем температура плавления олова и свинца, отдельно взятых.
Сплав меди и никеля — мельхиор, блестящий и довольно прочный. По сравнению с медью
и никелем обладает высокой химической стойкостью, широко используется для изготовления
ювелирных украшений, столовых приборов.
Свойство сплавов можно регулировать, изменяя их состав. Они позволяют увеличить число
материалов, обладающих более ценными свойствами, чем чистые металлы.
Сплавы известны человеку с глубокой древности. Уже тогда было замечено, что при
сплавлении разных металлов получают соединения, отличающиеся свойствами от исходных
веществ. Так, медь и олово образуют бронзу (90% Си, 10% Sn), твердость которой значительно
выше, чем твердость просто меди и олова.
В технике используют более 5000 сплавов, но самое большое значение имеют сплавы на
основе железа и алюминия. Железо и его сплавы (чугун, сталь, ферросплавы) называют черными
металлами, остальные же металлы и их сплавы — цветными.