2. задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества icon

2. задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества


5 чел. помогло.
Смотрите также:
Программа вступительных испытаний по химии часть I. Основы теоретической химии предмет химии...
Программа вступительного экзамена утверждаю...
Программа по химии предмет и задачи химии. Место химии среди естественных наук...
Решение. Находим молярную массу оксида фосфора (V)...
Программа вступительных испытаний по химии орел 2011...
Программа вступительного экзамена по химии орел 2009 г...
Методическая разработка для проведения занятий по дисциплине “Безопасность жизнедеятельности”...
Методическая разработка для проведения занятий по дисциплине “Безопасность жизнедеятельности”...
План факультативного занятия в 9 предпрофильном классе по теме: «массовая доля вещества в...
5. вещества, определяющие вкус и аромат пищевых продуктов > Подслащивающие вещества...
Сложные вещества (или химические соединения)...
Вопросы оро по физике...



Загрузка...
страницы: 1   2   3   4
вернуться в начало
скачать
^

Метод электронного баланса



Суть метода электронного баланса заключается в том, что количество электронов, отданных восстановителем должно быть равно количеству электронов, принятых окислителем.


H2S+ HNO3 → H2SO4+ NO+ H2O

1. Расставляем степени окисления

+ H2S-2+ +H +5NO-23+H2 +6SO-2 4+ +2NO+2+ +H2O-2


2. Определим химические элементы, которые изменили свою степень окисления


+ H2S-2+ +H +5NO-23+H2 +6SO-2 4+ +2NO+2+ +H2O-2

3. Запишем уравнение электронного баланса

восстановитель S-2 -8е +6S

окислитель +5N +3е +2N


Для определения окислителя т восстановителя используйте схему:

восстановитель (процесс окисления)

----------------------

-4…..-3…..-2…0…+1….+2….+3….+4

-----------------------

окислитель ( процесс восстановления)

4.Количество отданных электронов равно количеству принятых, поэтому уравниваем число отданных и принятых электронов.

восстановитель S-2 -8е +6S | 3

окислитель +5N +3е +2N | 8


5.Подставим коэффициенты в уравнение

3H2S+8HNO33H2SO4+ 8NO+ H2O

6.Подравняем остальные коэффициенты

3H2S+8 HNO3 → 3H2SO4+ 8NO+ 4H2O

7. Проверяем, правильно ли расставили коэффициенты. Для этого складываем количество атомов кислорода в правой и левой части уравнения и оно должно сойтись

3H2S+8 HNO3 → 3H2SO4+ 8NO+4 H2O

24 атома 12+8+4=24атома


2. ЗАДАЧА. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения дан раствор с определенной массовой долей исходного вещества (в процентах).


а) К 50 мл раствора с массовой долей серной кислоты 12 % ( плотностью 1,08г/мл) добавили избыток хлорида бария. Определите массу образовавшегося осадка.

Ответ:15,4 г

б) к 300 мл раствора соляной кислоты с массовой долей 20 % и плотностью 1,1г/мл добавили избыток цинка. Рассчитайте, какую массу хлорида цинка можно будет выделить из полученного раствора.

Ответ: 123г


Билет 10.

1.Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца.

2.ОПЫТ. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия этого газа в пробирке.


Вопрос 1. Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца.


Реакции обмена между ионами в растворах электролитов называются реакциями ионного обмена. Эти реакции протекают до конца, т.е. являются необратимыми, если в результате реакции образуется осадок ( нерастворимое вещество), газ или малодиссоциирующее вещество ( например – вода). То есть образуется вещество, которое покидает зону реакции.


Реакции ионного обмена записываются с помощью молекулярных, полных ионных и сокращённых ионных уравнений:


А) BaCl2 + Na2SO4BaSO4 +2 NaCl

2+Ba + 2Cl- +2 Na2+ + SO42-BaSO4 +2 Na + + 2Cl-

2+Ba + SO42-BaSO4 сокращённое ионное уравнение показывает, между какими

ионами в растворе произошло взаимодействие.


Б) Na2CO3 + 2HCl H2CO3 + 2NaCl

/ \

H2O CO2

2Na + +CO3 2-+ 2H+ + 2Cl- H2O + CO2+ 2Na+ + 2Cl-

CO3 2-+ 2H+ H2O + CO2


В) HCl + NaOH H2O + Na Cl - реакция нейтрализации

H+ +Cl- + Na+ + OH- H2O + Na+ + Cl-

H+ + OH- H2O


Если в результате реакции не образуется осадка, воды или газа, то такая реакция обратимая и до конца не идёт.

Например: 2 KCl + Na2SO4K2SO4 + 2NaCl

2 K++2Cl-+2Na++2SO42- 2 K++2Cl-+2Na++2SO42-


Реакции ионного обмена имеют большое значение в природе, в результате этих реакций образуются не растворимые соли и минералы. Эти реакции широко используются в аналитической химии для определение веществ.


Вопрос2. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия этого газа в пробирке.( Zn и HCl)

Zn + 2HCl H2+ ZnCl2


Билет 12.

1.Амфотерные гидроксиды (на примере гидроксидов цинка или алюминия). Взаимодействие их с кислотами, щелочами, разложение при нагревании.

2.ЗАДАЧА. Вычисление количества вещества (или объема) полученного газа, если известна масса исходного вещества.


1.Амфотерные гидроксиды (на примере гидроксидов цинка или алюминия). Взаимодействие их с кислотами, щелочами, разложение при нагревании.

1. Амфотерность и амфотерные химические элементы.

Амфотерный значит «и тот и другой», т.е. оксиды и гидроксиды этих химических элементов проявляют двойственный характер, могут реагировать как с кислотами

( подобно основаниям и основным оксидам), так и с щелочами (подобно кислотам).


Вещества, которые в зависимости от условий проявляют кислотные или основные свойства, называются амфотерными.


Символы амфотерных химических элементов в ПСХЭ часто имеют специальную окраску. Обычно это металлы, имеющие валентность II –III и степень окисления +2,+3(Zn, Al).

Если металлы имеют переменную валентность (и проявляют разную степень окисления) как, например хром(+2,+3,+6, валентность соответственно II,III, YI), то его оксид и гидроксид с низшей степенью окисления проявляет основные свойства, с высшей - кислотные, а промежуточной – амфотерные.



Амфотерное основание можно записать двояко: как основание- Zn(OH)2 и как кислоту- H2ZnO2.


Амфотерные оксиды и гидроксиды чаще всего образуют химические элементы побочных подгрупп. Эти элементы называют переходными.


2. . Пример амфотерного химического элемента- Zn. Химические свойства его гидроксида.


Получение: ZnCl +2 NaOH Zn(OH)2 + 2NaCl


С полученным амфотерным основанием проведём химические опыты. И убедимся, что основание проявляет двойственный характер.





В обоих случаях образуется растворимая соль, т.е нерастворимый осадок растворяется, что является признаком химической реакции.


3. . Пример амфотерного химического элемента- Al. Химические свойства его гидроксида.


Получение: AlCl +3 NaOH Al(OH)3 + 3NaCl


С полученным амфотерным основанием проведём химические опыты. И убедимся, что основание проявляет двойственный характер.





В обоих случаях образуется растворимая соль, т. е нерастворимый осадок растворяется, что является признаком химической реакции.


2.ЗАДАЧА. Вычисление количества вещества (или объема) полученного газа, если известна масса исходного вещества.


а)Рассчитайте объём водорода, измеренный при нормальных условиях, который может выделиться при растворении в избытке соляной кислоты 135г алюминия.

Ответ: 168 л

б)Рассчитайте количество вещества и объём углекислого газа, который может выделиться при действии избытка азотной кислоты на 318 г карбоната натрия ( условия нормальные).

Ответ:67,2л

в)Рассчитайте объём сероводорода который образуется при взаимодействии 160г серы с избытком водорода.

Ответ:112л


Билет 13.

1.Основания, их классификация. Химические свойства. Взаимодействие с оксидами неметаллов и кислотами.

2.Выделение чистой поваренной соли из выданной смеси ее с речным песком, (песок, NaCl)


1.Основания, их классификация. Химические свойства. Взаимодействие с оксидами неметаллов и кислотами. ( Самостоятельно)


2.Выделение чистой поваренной соли из выданной смеси ее с речным песком, (песок, NaCl)


План разделения: 1.растворение – соль растворилась, песок- нет


2.фильтрация – соль, растворённая в воде проходит через фильтр в фильтрат, песок остаются на фильтре.


3. выпаривание- вода испаряется , соль остается на дне чашки.


Билет 14.

1.Понятие об аллотропии. Аллотропные видоизменения кислорода.

2.ОПЫТ. Проведение реакций, позволяющих осуществить следующие превращения: растворимая соль - нерастворимое основание-оксид металла. (CuSO4→Cu(OH)2→ CuO) (NaOH, спиртовку).


1.Понятие об аллотропии. Аллотропные видоизменения кислорода.

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями, или модификациями.

^ Причиной аллотропии может быть изменение строения кристаллической решётки и изменение количества атомов в молекуле.


Пример: Кислород образует две аллотропные модификации, причиной аллотропии является изменение количества атомов в молекуле.

^ Кислород Озон

O2 O3


Газ без цвета и запаха газ бледно-фиолетового цвета с резким запахом

плохо растворим в воде свежести. Обладает бактерицидными свойствами,

tпл -218,80С tкип -1830С способен удерживать ультрафиолетовые лучи

20000C

3 O2 2O3

О3 О2 + О – этим и объясняется большая активность озона

О + О О2

Фосфор и спирт в озоне самовоспламеняются, каучук становится хрупким, а красители обесцвечиваются.


Аллотропные модификации кроме кислорода образуют сера, фосфор, углерод имногие другие химические элементы.


2.ОПЫТ. Проведение реакций, позволяющих осуществить следующие превращения: растворимая соль - нерастворимое основание-оксид металла. (CuSO4→Cu(OH)2→ CuO) (NaOH, спиртовку).


CuSO4+ 2NaOHCu(OH)2 + Na2SO4

t

Cu(OH)2 CuO + H2O


Билет 15.

1.Соли угольной кислоты: карбонаты натрия, калия, кальция, их практическое значение. Распознавание карбонатов. (HCl,известковая вода)

2.ЗАДАЧА. Вычисление количества вещества продукта реакции, если известна масса одного из вступивших в реакцию веществ.


1.Соли угольной кислоты: карбонаты натрия, калия, кальция, их практическое значение. Распознавание карбонатов. (HCl,известковая вода)


1.Na2CO3

2.Na2CO3. 102H2O


3.NaHCO3

4.K2CO3


5.CaCO3

6.MgCO3

7. NH4HCO3


8. (NH4)2CO3

Карбонат натрия

Кристаллическая сода


Гидрокарбонат натрия или пищевая сода


Карбонат калия или поташ


Карбонат кальция

Карбонат магния

Гидрокарбонат аммония


Карбонат аммония

В производстве стекла,бумаги,мыла


В пищевой промышленности


Жидкое мыло, тугоплавкое стекло, удобрения и т.д.

Хорошо известны содержащие его минералы -мел, известняк, мрамор, они широко используются в строительстве, производстве цемента, зубной пасты, бумаги, резины, побелки, производстве стекла, гашёной и негашёной извести и т.д


Необходим в производстве стекла, цемента, кирпича, а также в металлургии для перевода пустой породы в шлак.


Используют в кондитерском деле (NH4HCO3NH3+ H2O+CO2)


Используют в кондитерском деле(NH4)2CO32NH3+ H2O+CO2)




СaCO3 +2 HCl CO2 + CaCl2

Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O

CaCO3 + H2O + CO2Ca (HCO3)


2.ЗАДАЧА. Вычисление количества вещества продукта реакции, если известна масса одного из вступивших в реакцию веществ.

1. Железо массой 13,48г сожгли в хлоре. Рассчитайте количество вещества хлорида железа (lll) , образовавшегося при этом.

Ответ: 0,24 моля

2.Цинк массой 195г,прореагировал с избытком серной кислоты. Рассчитайте количество вещества водорода, образовавшегося при этом.

Ответ: 3 моля


Билет 16.

1.Оксиды, их классификация и химические свойства: отношение к воде, кислотам и щелочам.

2. ОПЫТ. Распознавание с помощью характерной реакции соли серной кислоты среди выданных растворов солей. (NaCl, KNO3, Na2SO4, H2SO4, AgNO3, р-ры BaCl2).


1.Оксиды, их классификация и химические свойства: отношение к воде, кислотам и щелочам.

^ Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2




Соответствуют основания Соответствуют амфотерные Соответствуют кислоты

основания

NaOH ,Cu(OH)2, Cr(OH)2 Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3 H2CO3 , H2SO4 , H2CrO4


^ Способы получения оксидов.

Оксиды образуются при горении простых и сложных веществ и при разложении оснований, кислот, солей.


Химические свойства оксидов ( самостоятельно):


2. ОПЫТ. Распознавание с помощью характерной реакции соли серной кислоты среди выданных растворов солей. (NaCl, KNO3, Na2SO4, H2SO4, AgNO3, р-ры BaCl2)


Таблица прогноз:

Соли/ реактивы


NaCl,

KNO3

Na2SO4


H2SO4

?

?

?

AgNO3


?

?

?


р-ры BaCl2

?

?

?

Уравнения реакций:


Билет 17.

1.Строение атома: ядро, электронная оболочка. Химический элемент. Схемы строения атома на примере трех химических элементов первых трех периодов. (Li, C, F) (Na, Ag, Br)

2. ОПЫТ. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав выданной кислоты (серной или соляной). (H2SO4, Zn, BaCl2).


1. Строение атома: ядро, электронная оболочка. Химический элемент. Схемы строения атома на примере трех химических элементов первых трех периодов. (Li, C, F) (Na, Ag, Br)


Все вещества образованы мельчайшими частицами, которые называются атомами.

Атомы имеют сложное строение: в центре находится ядро, которое состоит из протонов и нейтронов, имеющих общее название нуклоны («нуклеус» - ядро).


1

2

3

4

1- нейтрон

2 - протон

3 - электрон

4 - ядро



Протон - частица, которая имеет положительный заряд. Заряд протона равен +1. Символ протона

m=1а.е.м

Нейтрон - нейтральная частица, заряд которой равен 0. Символ нейтрона

m=1а.е.м


Ядро имеет положительный заряд.


Вокруг ядра движутся электроны, которые имеют заряд, равный -1 и практически не имеют массы. Символ электрона . Электроны образуют электронную оболочку. Они размещаются вокруг ядра на определённых энергетических уровнях: одни ближе к ядру, другие - дальше от ядра. Ближние электроны сильнее притягиваются ядром, дальние - слабее. Электроны движутся вокруг ядра по различным орбиталям.


Орбитали, имеющие шаровидную форму называют S-орбиталями. Также есть орбитали, имеющие форму вытянутой восьмерки. Их называют Р- орбиталями.







S-орбиталь Р-орбиталь


Протоны, нейтроны и электроны называются элементарными частицами. Сумма положительных и отрицательных зарядов в атоме равна 0, отсюда атомы являются электронейтральными частицами.


Главной характеристикой любого атома является заряд ядра, Который обозначается z и равен числу протонов.


Вид атомов с одинаковым зарядом ядер называется химическим элементом. Каждый элемент имеет свое название и свой символ (знак). В настоящее время известно 109 химических элемента.


Н +1) Не +2)


Z = +1 Z = +2

p = 1 p = 2

n = 1 n = 2

e =1 e = 2

1S1 1S2


Li +3) C +6) F +9)

Z = +3 Z = +6 Z = +9

p = 3 p = 6 p =9

n = 4 n = 6 n = 10

e =3 e =6 e =9

1S22S1 1S2 2S2 2P2 1S22S22P5


Na +11) Al +13) Ar +18)

Z = +11 Z = +13 Z = +18

p = 11 p = 13 p = 18

n = 12 n = 14 n = 22

e = 11 e = 13 e = 18

1S22S22P63S1 1S22S22P63S23P1 1S22S22P63S23P6


2. ОПЫТ. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав выданной кислоты (серной или соляной). (H2SO4, Zn, BaCl2).


H2SO4


H2SO4 + ВаСl2 → ВаSO4↓ + 2HСl

белый осадок


H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2


Билет 18.

1.Натрий, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома. Физические и химические свойства: взаимодействие с неметаллами, водой.

2. ЗАДАЧА. Вычисление массы исходного вещества, если известно количество одного из продуктов реакции.


1.Натрий, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строение атома. Физические и химические свойства: взаимодействие с неметаллами, водой.

Натрий

Na – щелочной металл. Находится в 3 периоде, 3 ряд, в 1-ой группе главной подгруппы.

^ Строение атома

Na+11 )2 )8 )1

P+1=11

ē = 11

n° = 12

1S22S22P63S1


N2O – основной, активный

NaOH – основание, щёлочь

Образует соли

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

2Na + H2SO4 →Na2SO4 + H2

NaH – твердое вещество.

^ Физические свойства простых вещенств

Металл серебристо-белого цвета с незначительными оттенками, легкий (легче воды),

мягкий (можно резать ножом), с низкой температурой плавления. Температура плавления Na- 97,80

^ Химические свойства

1. В з а и м о д е й с в и е с п р о с т ы м и в е щ е с т в а м и


Химические свойства

1. В з а и м о д е й с в и е с п р о с т ы м и в е щ е с т в а м и:

2Na + H2 = 2NaH

2Na + Cl2 = 2NaCl

2Na + O2 = Na2O2

2Na + S = Na2S

2. В з а и м о д е й с т в и е с о с л о ж н ы м и в е щ е с т в а ми

2Na + HOH = 2NaOH + H2

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

Качественная реакция

Na+ -окрашивает пламя в желтый цвет


Билет 19.

1.Углерод, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева; строение атома; аллотропные модификации; видоизменения углерода. Оксиды углерода.

2. ЗАДАЧА. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество одного из веществ, вступивших в реакцию.


1.Углерод, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева; строение атома; аллотропные модификации; видоизменения углерода. Оксиды углерода.

^ 1. Характеристика по ПСХЭ.

а) неметалл

б) IV группа, главная подгруппа

в) II период ,2ряд

г) степени окисления -4,0,+2,+4

д) оксиды- СО( не образует кислот)- угарный газ

СО2 ( кислотообразующий) – углекислый газ

е) кислота H2CO3- угольная

ё) образует огромное число соединений с водородом, самое простое СН4- метан

^ 2. Строение атома.

а) Z=+6

б) +1р=6

в) 0n=12-6=6

г) е=6

д) +6)2)4

е) 1S22S22P2

3.Углерод образует простые вещества кристаллического строения ( кристаллические решётки -атомные). В природе существует несколько простых веществ, образованных углеродом

^ 4. Аллотропия углерода.

Аллотропные модификации углерода - алмаз, графит и карбин.

а) Алмаз - бесцветное кристаллическое вещество с атомной решеткой. Каждый атом углерода в алмазе окружен четырьмя другими, расположенными от него в направлениях от центра тетраэдра к его вершинам( рис. на доске). Алмаз имеет высокую твердость, плотность 3,5 г/см2, плохо проводит тепло и практически не проводит электрический ток. Это самое тугоплавкое природное вещество tпл =37300С. В чистом виде алмаз сильно преломляет свет. Его применяют как украшение, а также для резки стекла, бурения горных пород и шлифования особо твердых материалов.

б) Графит-для графита характерна гексагональная кристаллическая решетка. Состоит из параллельных слоев, образованных правильными шестиугольниками из атомов углерода (демонстрация кр.р.) .

Графит - жирное на ощупь вещество черного или серого цвета с металлическим блеском, тугоплавок (плавится под давлением 105 атм и при температуре свыше 3700 °C), электропроводен, мягок, легко расслаивается.

Из графита изготавливают огнестойкие изделия, устойчивые против действия щелочей и расплавленных систем; графитом покрывают формы для литья, чтобы предупредить прилипание к изделию формовой земли; изготавливают электротехнические изделия, карандаши, краски, смазки, антифрикционные материалы и изделия. Графит применяется в атомной технике как замедлитель нейтронов, изоляционный материал

давление

Графит Алмаз

температура

Видоизменения графита, часто встречающиеся в природе- кокс, сажа. древесный уголь.

3. Карбин- аллотропная модификация углерода. Представляет собой черный порошок.

-CC-CC-CC-

Карбин является полупроводником и его проводимость возрастает под действием света. Впервые карбин получен в 1963 году при каталитическом окислении ацетилена (учеными В. В. Коршак, А. М. Сладковым, В. Ш. Касаточкиным). Позднее карбин обнаружили в природе.

^ 5. Физические свойства.

Углерод( в виде любых аллотропных модификаций) не имеет запаха и вкуса, не растворяется в воде и обычных растворителях. Углерод в виде древесного угля обладает замечательным свойством- адсорбцией.

Адсорбция-свойство угля и других твёрдых веществ удерживать на своей поверхности

пары, газы и растворённые вещества.

Адсорбент- вещество, на поверхности которого происходит адсорбция.

Кроме угля есть другие адсорбенты, например синтетические и природные смолы.

Адсорбция растворённых веществ углем открыта ещё в конце XVIII века русским академиком Ловицем. Изучена она более подробно Зелинским Николаем Дмитриевичем, он и предложил использовать активированный уголь в противогазах.

Адсорбционная способность зависит от пористости вещества. Для увеличения пористости угля его активируют, нагревают в струе водяного пара, поры освобождаются от загрязняющих веществ.

Активированный уголь широко используют в медицине и пищевой промышленности.


2. ЗАДАЧА. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество одного из веществ, вступивших в реакцию.

1 Расcчитайте массу карбида алюминия ( Al4C3) который можно получить при взаимодействии углерода массой 7,2 г с избытком алюминия..


2 Рассчитайте массу оксида углерода (lV). которую можно получить из 5 моль углерода при взаимодействии его с избытком кислорода.


Билет 20.

1. Кальций, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева; строение атома. Физические и химические свойства: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами.

2. ОПЫТ. Определение с помощью характерной реакции соли хлороводородной кислоты среди трех выданных растворов солей. (NaCl, Na3PO4, NaNO3, AgNO3).


1. Кальций, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева; строение атома. Физические и химические свойства: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами.


Кальций находится в IV периоде, 4 ряду; во II группе главной подгруппы ПСХЭ. Щелочноземельный металл; на внешнем электронном уровне 2 электрона. Обладает восстановительными свойствами.


Строение атома.




Са +20 ))))

2 8 8 2

Z = +20

P+ = 20

n° = 20

ē = 20




1S22S22P63S23P64S2


Степень окисления в соединениях +2.


Физические свойства.


Металл серебристо-белого цвета. Довольно твердый, легкий, температуры плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов.


Химические свойства.


1. Взаимодействие с простыми веществами


Са + Cl2 =CaCl2


Ca + S = CaS


3Ca + N2 = Ca3N2


2Ca + O2 = 2CaO


Ca + H2 =tCaH2


2.Взаимодействие со сложными веществами


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


Ca +2 HCl = CaCl2 + H2


5 Ca + V2O5 =5CaO +2V


Нахождение в природе


Находятся только в форме соединений вследствие своей высокой химической активности.


Применение


Кальций применяют для изготовления мягких свинцово - кальциевых сплавов при производстве подшипников


2. ОПЫТ. Определение с помощью характерной реакции соли хлороводородной кислоты среди трех выданных растворов солей. (NaCl, Na3PO4, NaNO3, AgNO3).


В-ва / реактивы

NaClNa+ +Cl-

Na3PO43Na+ + PO43-

NaNO3 Na+ +NO3-

AgNO3

Белый осадок

Жёлтый осадок

-

Написать уравнения реакций в молекулярном ,ионном и сокращённом ионном


Билет 21.

1.Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева; взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей.

2. ОПЫТ. Распознавание кислоты и щелочи среди трех выданных веществ. (индикаторы)


1.^ Железо, его положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева; взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей.

Железо Fe-металл

Элемент VIII группы главной подгруппы

четвертого периода, четвёртого ряда ПСХЭ Д.И.Менделеева,

Железо в соединениях проявляет степень окисления +2, +3, очень редко +6.

оксиды – Fe2O3 (амфотерный) ,FeO ( основной)

гидроксиды- Fe(OH)3 и Fe(OH)2


Fe+26 )2)8)14)2

Z=+26

ē = 26

p = 26 3S23p63d64S2

n° = 30


Химические свойства:

Взаимодействие с серой

t

Fe + S → FeS2 – пирит

FeS2 t→ FeS + S


Взаимодействие с HCl


Fe + 2HCl → FeCl2 + H2



С растворами солей менее активных металлов

Cu SO4 + Fe →FeSO4 + Cu

Сu2+ + Fe0→Fe2+ + Cu0


^ 2. ОПЫТ. Распознавание кислоты и щелочи среди трех выданных веществ. (индикаторы).




Кислота

Соль

Щёлочь

лакмус

красный

фиолетовый

синий

метиловый

оранжевый

розовый

оранжевый

жёлтый

фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновыцй



Билет 23.

1. 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.

2. ОПЫТ. Распознавание с помощью характерной реакции соли угольной кислоты среди трех выданных растворов солей. (NaSO4, CaCO3, NaCl, вода).


1. 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 - оксид водорода состава H2O. Вода — самое распространенное в природе соединение.


Вода состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.


^ Структурная формула Н = О = Н


Молекула воды имеет угловатую форму: атомы водорода по отношению к кислороду образуют угол равный 104,5 о. Молекула воды образована по типу ковалентной полярной химической связи:        

О






104,5 о

Н Н


Физические свойства.

Вода - это единственное соединение, которое в природных условиях существует в трех агрегатных состояниях (твердом, жидком и газообразном).

Чистая вода прозрачна, не имеет запаха и вкуса. Наибольшую плотность она имеет при 4оС (1г/см3). Плотность льда меньше плотности жидкой воды, поэтому лед всплывает на поверхность. Вода замерзает при 0оС и кипит при 100 оС при давлении 101325 Па. Она плохо проводит теплоту и очень плохо проводит электричество. Вода - хороший растворитель.


^ Химические свойства.


1) H2O обладает амфотерными свойствами:


H2O= H+ + OH-


где ион H+ характеризует кислотные свойства воды, а гидроксид-ион - основные.


^ 2) С натрием реакция протекают очень бурно, с выделением водорода:


2Na + HOH = 2NaOH + H2


3) Вода взаимодействует с оксидами щелочноземельных металлов, образуя щелочи:


CаO + H2O = Cа(OH)2


^ 4) Вода взаимодействует с кислотными оксидами, образуя кислоты:


SO2 + H2O = H2SO3


Основные источники природной воды — лед, дождь, снег, вода рек и озер. На Земле лишь 3% приходится на пресную воду, из которых 80% недоступно для использования. Отсюда следует вывод о необходимости 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.        


Билет 24.

1. Круговороты химических элементов в природе (на примере кислорода и азота). Роль живых существ в круговоротах кислорода и азота.

2. ОПЫТ. Получение названной соли реакцией обмена. (BaSO4) (Дано: Na2SO4, BaCl2)


1. Круговороты химических элементов в природе (на примере кислорода и азота). Роль живых существ в круговоротах кислорода и азота.


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 кислорода и азота.
    
     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:

6CO2 + 6H2O =C6H12O6 + 6O2
   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.
   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.    
    
     Химический элемент азот образует очень инертное простое вещество ( азот ), входящее в состав воздуха ( атмосферы ), при грозовых разрядах небольшое количество атмосферного азота связывается кислородом в оксид азота (II), затем в оксид азота (IV) и азотную кислоту. В почве существуют свободно живущие и живущие на корнях бобовых растение бактерии, которые также связывают атмосферный азот в оксиды, из которых затем получаются азотная и азотистые кислоты, образующие нитраты и нитриты. Эти соли необходимы растениям для их роста. Растения

потребляют животные и люди. При отмирании животных и растений начинается процесс гниения

органических веществ, в результате, которого часть связанного азота освобождается и уходит в атмосферу, а часть остается в почве в виде солей и органических веществ, необходимых растениям.


Из всего сказанного видно, что превращения кислорода, азота и углерода 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), соединений азота( аммиак, оксиды) и активная вырубка лесов создает опасность увеличения содержания вредных оксида в атмосфере. Например СО2 может привести к парниковому эффекту, изменению климата на планете.
Кроме того человек научился связывать атмосферный азот и получать минеральные удобрения, повышающие урожаи. Но бесконтрольное использование азотных удобрений ведёт к накапливанию в растениях ядовитых веществ и отравлению водоёмов ( цветению). что в свою очередь вызывает гибель животных, птиц, рыб и человека.

    
     При ответе на этот вопрос важно использовать схемы круговоротов различных элементов, имеющиеся в химическом кабинете.
  
2. ОПЫТ. Получение названной соли реакцией обмена. (BaSO4) (Дано: Na2SO4, BaCl2 )   
 Написать уравнение реакции в молекулярном, ионном и сокращённом ионном виде  
    


Билет 26.

1. Получение металлов из оксидов с помощью восстановителей: водорода, алюминия, оксида углерода II . Роль металлов и сплавов в современной технике.

2. ЗАДАЧА. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения дан раствор с определенной массовой долей исходного вещества (в процентах).




оставить комментарий
страница3/4
Дата28.09.2011
Размер0,6 Mb.
ТипЗадача, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

страницы: 1   2   3   4
плохо
  5
средне
  2
хорошо
  3
отлично
  9
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

наверх