Тематические тесты. Задание № 30

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Тематические тесты. Задание № 30 (ответы).

HCIO3+ P+ H2O= H3PO4 + HCI

Ci +5 + 6e = Ci -1 процесс восстановления

P 0 - 5e = P +5 процесс окисления

CI +5 (HCIO3) - окислитель, за счет Ci +5

P 0 – восстановитель, за счет P 0

Молекулярное уравнение:

5HCIO3+ 6P+ 9H2O= 6H3PO4 + 5HCI

HNO3+ Ca(HS)2 = CaSO4 + H2SO4 + NO2 + H2O

2S -2 – 16e = 2S +6 процесс окисления

N +5 + 1e = N +4 процесс восстановления

2S -2 (Ca(HS)2) – восстановитель, за счет S -2

N +5 +5

Молекулярное уравнение:

16HNO3+ Ca (HS) 2 = CaSO4 + H2SO4 + 16NO2 + 8H2O

NO + KCIO3 + KOH = KNO3+ KCI + H2O

N +2 – 3e = N +5 процесс окисления

CI +1 + 2e = CI -1 процесс восстановления

N +2 (NO) – восстановитель, за счет N +2

CI +1 (KCIO3) – окислитель, за счет CI +1

Молекулярное уравнение:

2NO + 3KCIO3 + 2KOH = 2KNO3+ 3KCI + H2O

KMnO4 + FeSO4 + H2O = MnO2 + KFe(SO4)2 + FeOHSO4 + Fe(OH)3

Mn +7 +3e = Mn +4 процесс восстановления

Fe +2 – 1e = Fe +3 процесс окисления

Mn +7 (KMnO4) - окислитель, за счет Mn +7

Fe +2 (FeSO4) – восстановитель, за счет Fe +2

Молекулярное уравнение:

KMnO4 + 3FeSO4 + 2H2O = MnO2 + KFe(SO4)2 + FeOHSO4 + Fe(OH)3

N +5 +1e = N +4 процесс восстановления

S -2 - 2e = S 0 процесс окисления

N +5 (HNO3) – окислитель, за счет N +5

S -2 -2

Молекулярное уравнение:

2HNO3 + H2S = 2NO2 + S + 2H2O

Cr2 (SO4)3 + NaOH + H2O2 = Na2CrO4 + Na2SO4 + H20

2Cr +3 – 6e = 2Cr +6 процесс окисления

2O -1 + 2e = 2O -2 процесс восстановления

Cr +3 (Cr2 (SO4)3) – восстановитель, за счет Cr +3

O -1 (H2O2) – окислитель, за счет O -1

Молекулярное уравнение:

Cr2 (SO4)3 + 10NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H20

I2 0 + 2e = 2I -1 процесс восстановления

2As +3 – 4e = 2As +5 процесс окисления

I2 0 - окислитель

As +3 (As2o3) – восстановитель, за счет As +3

Молекулярное уравнение:

As2o3 + 2I2 + 5H2O = 2H3AsO4 + 4HI

S +6 +8e = S -2 процесс восстановления

2I -1 -2e = I 0 процесс окисления

S +6 (H2SO4) – окислитель, за счет S +6

I -1 (KI) – восстановитель, за счет I -1

Молекулярное уравнение:

5H2SO4 + 8KI =4 I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

KMnO4+ KNO2+ NaOH= K2MnO4+ Na2MnO4+ KNO3+ H2O

Mn +7 +1e = Mn +6 процесс восстановления

N +3 – 2e = N +5 процесс окисления

Mn +7 (KMnO4) – окислитель, за счет Mn +7

N +3 (KNO2) – восстановитель, за счет N +3

Молекулярное уравнение:

2KMnO4+ KNO2+ 2NaOH= K2MnO4+ Na2MnO4+ KNO3+ H2O

S -2 - 2e = S 0 процесс окисления

Mn +7 + 3e = Mn +4 процесс восстановления

S -2 (H2S) – восстановитель, за счет S -2

Mn +7 (HMnO4) – окислитель, за счет Mn +7

Молекулярное уравнение:

2HMnO4+ 3H2S = 3S+ 2MnO2+ 4H2O

Предварительный просмотр:

Тематические тесты. Задание № 31

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена с образованием осадка или газа. Запишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение этой реакции.

Тематические тесты. Задание № 31 (ответы).

Ba 2+ + 2NO3 - + 2K + + SO4 2- = BaSO4 + 2K + + 2NO3 -

Ba 2+ + SO4 2- = BaSO4 (осадок белого цвета)

Al 3+ + 3CI - + 3K + + 3OH - = Al (OH)3 + 3K + + 3CI -

Al 3+ + 3OH - = Al(OH)3 (осадок белого цвета)

H + + CIO3 - + Na + + HCO3 - = Na + + CIO3 - + CO2 + H2O

H + + HCO3 - = CO2 + H2O (Бесцветный газ без запаха)

2Na + + CO3 2- + 2H + + 2CI - = 2Na + +2CI - + CO2 + H2O

CO3 2- + 2H + = CO2 + H2O (Бесцветный газ без запаха)

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O

H2S + 2Na + + 2OH - = 2Na + + S 2- + 2H2O

H2S + 2OH - = S 2- + 2H2O

AgNO3 + NaBr = AgBr + NaNO3

Ag + + NO3 - + Na + + Br - = AgBr + Na + + NO3 -

Ag + + Br - = AgBr (осадок светло-желтого цвета)

Zn 2+ + SO4 2- + 2Na + + S 2- = ZnS + 2Na + + SO4 2-

Zn 2+ + S 2- = ZnS (осадок белого цвета)

Ba (OH)2 + 2H + + 2NO3 - = Ba 2+ + 2NO3 - + 2H2O

Ba (OH)2 + 2H + = Ba 2+ + 2H2O

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO + 2H + + SO4 2- = Cu 2+ + SO4 2- + H20

CuO + 2H + = Cu 2+ + H20

2KOH + MgCI2 = Mg (OH)2 + 2KCI

2K + + 2OH - + Mg 2+ + 2CI - = Mg (OH)2 + 2K + + 2CI -

2OH - + Mg 2+ = Mg (OH)2 (осадок белого цвета)

Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) От названий к формулам Характеризуем вещества Свойства неорганических веществ Устанавливаем последовательность превращений

От названий к формулам Mn. O 2 (диоксид марганца) – пиролюзит Cr. O 3 (оксид хрома (VI)) – хромовый ангидрид

Термины, используемые при описании эксперимента Навеска - это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах). Прокалить - нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. «Взорвали смесь газов» - это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Отфильтровать - отделить осадок от раствора. Профильтровать - пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.

Термины, используемые при описании эксперимента Фильтрат - это профильтрованный раствор. Растворение вещества - это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли Na. Cl получается раствор поваренной же соли Na. Cl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т. д. Выпаривание - это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.

Термины, используемые при описании эксперимента Упаривание - это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения. Сплавление - это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. Осадок и остаток. Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия. «Реакция протекает с выделением осадка» - это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. «Остаток» - это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал - его могут назвать остатком.

Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашенные: Cl 2 – желто-зеленый; NO 2 – бурый; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней. Бесцветные без запаха: Н 2, N 2, O 2, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде. Бесцветные с запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (резкие запахи), NH 3(нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH 3(чесночный), H 2 S(тухлых яиц) мало растворимы в воде, ядовиты.

ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: желтые Хроматы, например K 2 Cr. O 4 Дихроматы, например, K 2 Cr 2 O 7 Растворы солей железа (III), например, Fe. Cl 3, бромная вода, cпиртовые и спиртово водные оранжевые растворы йода – в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого зеленые Гидроксокомплексы хрома (III), например, K 3, соли никеля (II), например Ni. SO 4, манганаты, например, K 2 Mn. O 4 голубые Соли меди (II), например Сu. SO 4 От розового до Перманганаты, например, KMn. O 4 фиолетового От зеленого до Соли хрома (III), например, Cr. Cl 3 синего

ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ желтые Ag. Br, Ag. I, Ag 3 PO 4, Ba. Cr. O 4, Pb. I 2, Cd. S бурые Fe(OH)3, Mn. O 2 черные, черно- Сульфиды меди, серебра, железа, свинца бурые синие зеленые Cu(OH)2, KFе Cr(OH)3 – серо зеленый Fe(OH)2 – грязно зеленый, буреет на воздухе

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые оранжевые красные черные Серые с металлическим блеском зеленые сера, золото, хроматы oксид меди (I) – Cu 2 O дихроматы бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3, Cr. O 3 Сu. O, Fe. O, Cr. O Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов. Cr 2 O 3, малахит (Cu. OH)2 CO 3, Mn 2 O 7 (жидкость)

Последовательность превращений Чёрный порошок, который образовался при длительном нагревании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10% ной серной кислоте и получили раствор голубого цвета. В раствор добавили щёлочь и выпавший осадок отделили и растворили в избытке концентрированного раствора аммиака. Сu Cu. O Сu. SO 4 Cu(OH)2 [Сu(NH 3)4](OH) 2

Последовательность превращений Сu Cu. O Сu. SO 4 Cu(OH)2 [Сu(NH 3)4](OH) 2 1) 2 Сu + O 2 = 2 Cu. O 2) Cu. O + H 2 SO 4 = Сu. SO 4 + H 2 O 3) Сu. SO 4 + 2 Na. OH =Cu(OH)2↓ + Na 2 SO 4 4) Cu(OH)2 +4 NH 4 OH = [Сu(NH 3)4](OH) 2+ 4 H 2 O

Последовательность превращений P P 2 O 5 H 3 PO 4 Ca 3(PO 4)2 Ca(H 2 PO 4)2 Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций.

Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций. 1) 4 P +5 O 2 = 2 P 2 O 5 2) P 2 O 5+ 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 3) 2 H 3 PO 4 + 3 Ca. O =Ca 3 (PO 4)2↓ + 3 H 2 O 4) Ca 3 (PO 4)2 +4 H 3 PO 4 = 3 Сa(H 2 PO 4)2

Свойства неорганических веществ Задание 37 требует от участника ЕГЭ знание свойств разнообразных неорганических веществ, связанных с протеканием как ОВР между веществами, так и обменных реакций, протекающих в растворах. Реакция лития или магния с азотом: 6 Li+N 2=2 Li 3 N 3 Mg+N 2=Mg 3 N 2 Горение магния в углекислом газе: 2 Mg+CO 2=2 Mg. O+C Особое свойство плавиковой кислоты: Si. O + 4 HF = 2 H O+ Si. F

Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание на окислительно восстановительные реакции с участием озона, которые встречаются в материалах ЕГЭ: Na 2 S + 4 O 3 = Na 2 SO 4+ 4 2 O При подготовке к ЕГЭ необходимо помнить, что железо, реагируя с фтором, хлором и бромом, окисляется до степени окисления +3 и образует галогениды Fe. F 3, Fe. Cl 3, Fe. Br 3, но в реакции с иодом оно дает иодид железа (II) Fe. I 2

Свойства неорганических веществ Окислительные свойства солей трехвалентного железа: 2 Fe. Cl 3+Cu=Cu. Cl 2+2 Fe. Cl 2 2 Fe. Cl 3+Fe=3 Fe. Cl 2

Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: NH 3+O 2= kat NH 3+O 2= NH 3+Cu. O= NH 3+Br 2= NH 3+KMn. O 4=

Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4 NH 3+3 O 2=2 N 2+6 H 2 О kat 4 NH 3+5 O 2=4 NO+6 H 2 О 2 NH 3+3 Cu. O=N 2+3 Cu+3 H 2 О 8 NH 3+3 Br 2=N 2+6 NH 4 Br 2 NH 3+2 KMn. O 4=N 2+2 Mn. O 2+2 KOH +2 H О 2

Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойства аммиак проявляет в реакциях с активными металлами: 2 NH 3+6 Mg=2 Mg 3 N 2+3 H 2 2 NH 3+2 Al=2 Al. N+3 H 2 Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах: Cu. SO 4+4 NH 3=SO 4 Ag. Cl+2 NH 3=Cl

Свойства неорганических веществ Трудными оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 SО 4 + Н 2 = Ag 2 SО 4 + Н 2 = Ba. SО 4 + Н 2 = Na 2 SО 4 + C = Ba. SО 4 + C = Na 2 SO 3 + S = Ca 3(РО 4)2 + Al =

Свойства неорганических веществ Трудными оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 SО 4 + 4 Н 2 = К 2 S + 4 Н 2 О Ag 2 SО 4 + Н 2 = 2 Ag + Н 2 SО 4 Ba. SО 4 + 4 Н 2 = Ba. S + 4 Н 2 О Na 2 SО 4 + 4 C = Na 2 S + 4 CО Ba. SО 4 + 4 C = Ba. S + 4 CО Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 3 Ca 3(РО 4)2 + 16 Al = 3 Ca 3 Р 2 + 8 Al 2 О 3

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота (IV) должен быть доокислен, например кислородом воздуха: 4 NO 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 Лабораторный способ получения хлороводорода: к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту Na. Cl (тв.) + H 2 SO 4(конц.) = Na. HSO 4 + HCl

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения бромоводорода из бромида натрия, концентрированная серная кислота не подойдет, так как выделяющийся бромоводород будет загрязнен парами брома. Можно использовать концентрированную фосфорную кислоту: Na. Br+ H 3 PO 4 (конц.) = Na. H 2 PO 4 + HBr Кислоты-неокислители реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, с выделением водорода и образованием соответствующей соли: Fe + 2 HCl = Fe. Cl 2 + H 2

Схема 1: Азотная кислота Кислота HNO 3 концентрированная разбавленная очень разбавленная Металлы образуется нитрат металла + продукт восстановления азота (не водород!) неактивные (правее NO 2 NO Н) кроме Au, Pt цинк NO 2 NH 4 NO 3 железо пассивация (при NO N 2, NH 4 NO 3 нагревании NO 2) алюминий пассивация (при N 2 NH 4 NO 3 нагревании NO 2) хром не растворяется марганец NO 2 NO бериллий пассивация NO щелочные N 2 O NH 4 NO 3 Щелочноземельные N 2 O NH 4 NO 3 магний N 2 O кислота неметалла в высшей степени окисления или Неметаллы ОКСИД (если кислота неустойчива) NO или NO 2 не реагируют!

Схема 2: Серная кислота Кислота неактивные металлы (после Н) цинк железо алюминий хром бериллий щелочные щелочноземельные и магний концентрированная – SO 2 + сульфат металла (Pt, Au – не реагируют!) SO 2 + сульфат металла только при нагревании SO 2 + сульфат металла (+3) Не реагирует Н 2 S + сульфат металла разбавленная не реагируют! сульфат металла (минимально возможной степени окисления) + Н 2

Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + HNO 3 (конц.) = S + HNO 3 (конц.) = H 2 S + HNO 3 (конц.) = Fe. S 2 + HNO 3 (конц.) =

Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5 HNO 3 (конц.) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 O S + 6 HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 6 NO 2 + 2 H 2 O H 2 S + 8 HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O Fe. S 2 + 8 HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3)3 + 2 H 2 SO 4 + 5 NO + 2 H 2 O

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. HI + H 2 SO 4 (конц.) = HBr + H 2 SO 4 (конц.) = P + H 2 SO 4 (конц.) =

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI и HBr (но не HCl) до свободных галогенов, а неметаллы – до соответствующих им кислот: 8 HI + H 2 SO 4 (конц.) = H 2 S + 4 I 2 + 4 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O 2 P + 5 H 2 SO 4 (конц.) =2 H 3 PO 4 + 5 SO 2 + 2 H 2 O

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Кислоты взаимодействуют с солями более слабых и более летучих кислот: Нелетучая, хотя и не самая сильная, серная кислота вытесняет все кислоты из их солей, а ее не может вытеснить ни одна кислота. Исключение: Cu. SO 4+H 2 S=Cu. S+ Н 2 SO 4

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО 43. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H 2 PO 4 , в меньшем количестве присутствуют HPO 42. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О 2 Н 3 РО 4 + 2 К = 2 КН 2 РО 4 + Н 2

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытке щелочи: Н 3 РО 4 + 3 КОН(изб.) = К 3 РО 4 + 3 Н 2 О Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль: NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 Избыток щелочи переводит кислые соли в средние: Na 2 НРО 4 + Na. ОН (изб.) = Na 3 РО 4 + Н 2 О

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю соль нужно подействовать кислотой: Mg. OHCl + HCl = Mg. Cl 2 + H 2 O При добавлении сильной кислоты все соли ортофосфорной кислоты превращаются в дигидрофосфаты, которые растворимы в воде: Na 3 РО 4 + 2 НCl = Na. Н 2 РО 4 + 2 Na. Cl РО 43 + 2 Н+= Н 2 РО 4 Общее свойство всех нерастворимых фосфатов – их растворимость в растворах сильных кислот: Ca 3(РО 4)2 + 4 HNО 3 = Са(H 2 РО 4)2 + 2 Ca(NО 3)2

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей: Al. Cl 3 + 3 Na. OH = Al(OH)3 + 3 Na. Cl Mg. Cl 2 + KOH = Mg. OHCl + KCl NH 4 Сl + Na. OH = Na. Cl + NH 3 + H 2 O Гидроксиды металлов разлагаются при нагревании, кроме Na. OH, KOH: 2 Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3 H 2 O 2 Fe(OH)3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность могут представлять окислительно восстановительные реакции щелочей с неметаллами: Cl 2 + 2 KOH = KCl + H 2 O + KCl. O (на холоду) (аналогично с Br 2, I 2) Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KCl. O 3 + 3 H 2 O (при нагревании) (аналогично с Br 2, I 2) Si + 2 KOH+ H 2 O = K 2 Si. O 3 + 2 H 2 3 S + 6 KOH = K 2 SO 3 + 2 K 2 S+ 3 H 2 O 8 P + 3 Ba(OH)2+ 6 H 2 O = 3 Ba(H 2 PO 2)2 + 2 PH 3 гипофосфит бария

Термическое разложение солей. Разложение нитратов 2 Na. NO 3 = Na. NO 2 + ½ O 2 2 Cu(NO 3)2 = 2 Cu. O + 4 NO 2 + О 2 2 Fe(NO 3)3 = Fe 2 O 3 + 6 NO 2 + 1, 5 O 2 2 Fe(NO 3)2 = Fe 2 O 3 + 4 NO 2 + 0, 5 O 2 2 Ag. NO 3 = 2 Ag+ 2 NO 2 + O 2

Термическое разложение солей. Разложение солей аммония На аммиак и соответствующую кислоту разлагаются при нагревании только те соли аммония, которые содержат анион, не обладающий окислительными свойствами: (NH 4)2 CO 3 = 2 NH 3 + CO 2+ H 2 O (NH 4)2 HPO 4 = 2 NH 3 + H 3 PO 4 Чем сильнее кислота, тем труднее разложить соль: (NH 4)2 SO 4 = 2 NH 3 + NH 4 HSO 4 Если анион соли обладает окислительными свойствами, то аммиак не образуется: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O (NH 4)2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3+ 4 H 2 O

Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаются при нагревании карбонаты щелочных металлов (кроме Li 2 CO 3). Все остальные карбонаты и карбонат лития разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Li 2 CO 3= Li 2 O + CO 2 Сa. CO 3= Ca. O + CO 2 Все гидрокарбонаты разлагаются сначала до карбонатов: Ca(HCO 3)2 = Сa. CO 3 + CO 2+ H 2 O При дальнейшем нагревании образовавшийся карбонат разлагается, как показано выше.

Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислителей: 2 KCl. O 3 = 2 KCl+ 3 O 2 4 KCl. O 3 = KCl+ 3 KCl. O 4 2 KMn. O 4 = K 2 Mn. O 4+ Mn. O 2 2 + O Разложение комплексных солей При нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными гидроксидами: Na Al(OH)4 = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O Na 2 = Na Zn. O 2 + 2 H 2 O 2 Разложение основных солей При нагревании разлагаются многие основные соли: (Cu. OH)2 CO 3 = 2 Cu. O + CO 2+ H 2 O

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Mn. O 4 в кислой среде Mn 2+ бесцветный раствор в нейтральной среде Mn. O 2 бурый осадок в щелочной среде Mn. O 42 - зеленый раствор

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Cr 2 O 7 2 Cr. O 4 2 в кислой среде Cr 3+ сине-фиолетовый р-р в нейтральной среде Cr(OH)3 серо-зеленыйосадок в щелочной среде 3 - раствор изумрудно-зеленого цвета

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей кислотная среда: 5 Na 2 SО 3 + 2 КМn. О 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 Mn. SO 4 +K 2 SO 4 + 5 Na 2 SО 4 + ЗН 2 О щелочная среда: Na 2 SО 3 + 2 КМn. О 4 + 2 KOH =2 K 2 Mn. O 4 + Na 2 SО 4 + Н 2 О нейтральная среда: 3 Na 2 SО 3 + 2 КМn. О 4 + H 2 O = 2 Mn. O 2 + 3 Na 2 SО 4 +2 KOН Примеры: P + КМn. О 4 + H 2 SO 4 = NH 3 + KMn. O 4 = K 2 Cr 2 O 7 + C + H 2 SO 4 =

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Примеры: P + 2 КМn. О 4 + H 2 SO 4 = 2 Mn. SO 4 + KH 2 PO 4 2 NH 3 + 2 KMn. O 4 = N 2 + 2 Mn. O 2 + 2 KOH + 2 H 2 O 2 K 2 Cr 2 O 7 + 3 C + 8 H 2 SO 4 = 3 CO 2 +2 Cr 2(SO 4)3 2 SO 4+ 8 H 2 O +2 K

Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода: 2 Hg. SO 4 + 2 H 2 O = 2 Hg + О 2 + 2 H 2 SO 4 1) на катоде: Hg 2+ + 2 e = Hg° 2) на аноде: 2 Н 2 О – 4 е = О 2 + 4 Н+ до водорода: Са. I 2 + 2 Н 2 О = Н 2 + I 2 + Са(ОН)2 1) на катоде: 2 Н 2 О + 2 e = 2 ОН + Н 2 2) на аноде: 2 I 2 e = I 2 электролиз раствора сульфата натрия: 1) на катоде: 2 H 2 O + 2 e = H 2 + 2 OH– 2) на аноде: 2 H 2 O – 4 e = O 2 + 4 H+ 3) Составлено общее уравнение электролиза: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2

Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду активности между алюминием и водородом 4 Fe. Cl 3 + 6 H 2 O = 3 H 2 + 2 Fe + 6 Cl 2 + 2 Fe (OH)3 на катоде происходит конкурирующие восстановление катиона металла и воды, в результате на катоде выделяются металл и водород, а в растворе образуется гидроксид соответствующего металла; на аноде происходит окисление анионов бескислородных кислот, в частности выделяется Cl 2.

Электролиз солей карбоновых кислот -К -A CH 3 CH 2 COONa 3 CH 2 COO- + Na+ CH H 2 O Na+: H 2 O: 2 H 2 O + 2ē = H 20 + 2 OHАнод = графит – инертный! CH 3 CH 2 COOO- - ē = CH 3 CH 2 COO· свободный радикал, неустойчив CH 3 CH 2 COO· = CO 2 + C 2 H 5· свободный радикал, неустойчив CH 3 CH 2· + C 2 H 5· = CH 3 CH 2–CH 2 CH 3 CH 2 COONa + 2 H 2 O = = H 2 + 2 Na. OH + 2 CO 2 + CH 3 CH 2 -CH 2 CH 3

Электрохимический ряд напряжения металлов 1. Чем ближе стоит металл к началу ряда, тем сильнее его восстановительные свойства и тем слабее окислительная способность его ионов. 2. Металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. Но следует иметь в виду, что свинец, стоящий перед водородом, не может вытеснить его из раствора серной кислоты, так как при контакте с этой кислотой на поверхности металла сразу же образуется защитный слой нерастворимого сульфата Pb. SO 4. Этот слой изолирует металл от кислоты.

Электрохимический ряд напряжения металлов 3. Металлы, стоящие до магния (щелочные и щелочно – земельные), вытесняют водород также из воды и любого водного раствора. По этой причине уравнения реакций между этими металлами и растворами кислот неокислителей (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб.)) не записывают. 4. По этой же причине не записывают уравнения реакций щелочных и щелочно – земельных металлов с растворами солей. Щелочной металл не вытесняет менее активный металл из раствора его соли. 5. Электрохимический ряд напряжений характеризует восстановительную способность металлов в водных растворах солей и не применим к расплавам солей. расплав Например: 2 Al + 3 Ca. Cl 2 = 2 Al. Cl 3 + 3 Ca

Гидролиз При сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и анион слабой кислоты, соль не образуется, так как идет гидролиз и по катиону, и по аниону: Al 2(SO 4)3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 CO 2 + 3 K 2 SO 4 2 Fe. Cl 3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe(OH)3 + 3 CO 2 + 6 KCl 2 Al. Br 3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 CO 2 + 6 KBr 2 Al. CL 3 + 3 Na 2 S + 6 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 H 2 S + 6 Na. Cl Гидролиз следует учитывать, рассматривая реакции металлов с растворами солей. Mg + 2 NН 4 Cl = Mg. Cl 2 + 2 NH 3 + 2 H 2 Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк: Mg+Mg. Cl +2 H O=2 Mg. OHCl+H

Гидролиз Особую трудность вызывают сложные случаи взаимодействия растворов веществ солей подвергающихся гидролизу. Так для взаимодействия раствора сульфата магния с карбонатом натрия можно записать целых три уравнения возможных процессов: Mg. SO 4+Na 2 CO 3=Mg. CO 3+Na 2 SO 4 2 Mg. SO 4+2 Na 2 CO 3+H 2 O=(Mg. OH)2 CO 3+2 Na 2 SO 4+CO 2 2 Mg. SO 4+2 Na 2 CO 3+2 H 2 O=2 Mg(OH)2+2 Na 2 SO 4+2 CO 2 Составление подобных уравнений реакций может потребоваться при выполнении заданий № 37 ЕГЭ по химии. 3 K + Al. Cl 3 = 3 KCl + 4 Al(OH)3 3 Cl 2 + 3 K 2 CO 3 = KCl. O 3 + 3 CO 2 + 5 KCl

Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + Н 2 О = Al 2 S 3 + Н 2 О = Ba. S+ Н 2 О = Ca. C 2 + Н 2 О = Ca 3 P 2 + Н 2 О = Ca. H 2 + Н 2 О = Si. H 4 + Н 2 О = Mg 3 N 2 + Н 2 О = PCl 3 + H 2 O = PCl 5 + H 2 O =

Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + 12 Н 2 О = 4 Аl(ОН)3 + ЗСН 4 Al 2 S 3 + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН)3 + ЗН 2 S Ba. S+ 2 Н 2 О = Ba(ОН)3 + Н 2 S Ca. C 2 + 2 Н 2 О = Ca(ОН)2 + С 2 Н 2 Ca 3 P 2 + 6 Н 2 О = 3 Ca(ОН)2 + 2 PН 3 Ca. H 2 + 2 Н 2 О = Ca(ОН)2 + 2 Н 2 Si. H 4 + 2 Н 2 О = Si. О 2 + 4 Н 2 Mg 3 N 2 + 6 Н 2 О = 3 Mg(ОН)2 + 2 NH 3 PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HCl Не гидролизуются: SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, Al. N, Si 3 N 4, Si. C, Li 4 Si

Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + KOH = Zn. O + Na. OH + H 2 O = Al(OH)3 + KOH = Al 2 O 3 + Na. OH + H 2 O = в расплаве Zn. O(тв) + Na. OH(тв) = Zn(OH)2(тв) + KOH(тв) = Al 2 O 3(тв) + Na. OH(тв) = A 1(OH)3(тв) + KOH(тв) =

Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + 2 KOH = K 2 Zn. O + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2 Al(OH)3 + KOH = K Al 2 O 3 + 2 Na. OH + 3 H 2 O = 2 Na в расплаве Zn. O(тв) + 2 Na. OH(тв) = Na 2 Zn. О 2 + H 2 O Zn(OH)2(тв) + 2 KOH(тв) = K 2 Zn. О 2 + 2 H 2 O Al 2 O 3(тв) + 2 Na. OH(тв) = 2 Na. Al. O 2 + H 2 O A 1(OH)3(тв) + KOH(тв) = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O

Амфотерность Слабо амфотерные гидроксиды железа (III) и хрома (III) реагируют лишь с расплавами щелочей или с концентрированными растворами щелочей: с расплавами щелочей Cr(OH)3(тв) + KOH(тв) = KCr. О 2 + 2 H 2 O Fe(OH)3(тв) + KOH(тв) = KFe. O 2 + 2 H 2 O с концентрированными растворами щелочей Cr(OH)3 + 3 KOH(конц.) = K 3 Fe(OH)3 + 3 KOH(конц.) = K 3 Заметим, что в материалах ЕГЭ можно встретить и такое уравнение реакции: Fe(OH)3 + KOH = K

Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реагировать и с кислотами, и со щелочами: Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 2 Al + 2 Na. OH + 6 H 2 O = 2 Na + 3 H 2 Для хрома и железа подобная реакция не характерна. При гидролизе солей, полученных из амфотерных соединений, образуются комплексные соли: KAl. O 2 + 2 H 2 O = K Амфотерные оксиды при сплавлении реагируют с карбонатами активных металлов: Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAl. O 2 + CO 2

Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода: Na Al(OH)4 + 4 HClизб. = Na. Cl + Al. Cl 3 + 4 H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 6 HNO 3 изб. = 3 KNO 3 + Cr(NO 3)3 + 6 H 2 O При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na Al(OH)4 + HClнед. = Na. Cl + Al(OH)3 + H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 3 HNO 3 нед. = 3 KNO 3 + Cr(OH)3 + 3 H 2 O При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na Al(OH)4 + H 2 S = Na. HS + Al(OH)3 + H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 3 H 2 CO 3 = 3 KHCO 3 + Cr(OH)3 + 3 H 2 O

Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид: Na Al(OH)4 + CO 2 = Na. HCO 3 + Al(OH)3 K 3 Cr(OH)6 + 3 SO 2 = 3 KHSO 3 + Cr(OH)3 При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe 3+, Al 3+ и Cr 3+ происходит взаимное усиление гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла: 3 Na Al(OH)4 + Fe. Cl 3 = 3 Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3 Na. Cl K 3 Cr(OH)6 + Al(NO 3)3 = Al(OH)3 + Cr(OH)3 + 3 KNO 3 При нагревании выделяется вода: Na Al(OH)4 = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O K 3 Cr(OH)6 = KCr. O 2 + 2 H 2 O + 2 KOH

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Азот Оксид азота (I), оксид диазота, закись азота, «веселящий газ» слабый окислитель: 2 N 2 O =2 N 2 + O 2 N 2 O +H 2 =N 2 + H 2 O 6 N 2 O + P 4 = 6 N 2 + P 4 O 6 2 N 2 O + C (графит) = 2 N 2 + CO 2 слабый восстановитель: N 2 O + H 2 SO 4(конц. , гор.) = 2 NO + SO 2+ H 2 O Оксид азота (II), монооксид азота. 2 NO + O 2 = 2 NO 2 2 NO + C(графит) = N 2+ CO 2 2 NO + 2 Mg = N 2+ 2 Mg. O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Азот Оксид азота (IV), диоксид азота NO 2 + H 2 О = NO 2 + Na. OH+ O 2 = NO 2 + Na. OH+ NO = NO 2 + SO 2 = NO 2 + Cu =

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Азот Оксид азота (IV), диоксид азота 4 NO 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 2 NO 2 + 2 Na. OH = Na. NO 3+ Na. NO 2+ H 2 O 4 NO 2 + 4 Na. OH+ O 2 = 4 Na. NO 3+ 2 H 2 O NO 2 + 2 Na. OH+ NO = 2 Na. NO 2+ H 2 O NO 2 + SO 2 = NO+ SO 3 2 NO 2 + 4 Cu = N 2+ 4 Cu. O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены Получение: 16 HCl + 2 KMn. O 4 =5 Cl 2 + 2 Mn. Cl 2 + 2 KCl + 8 H 2 O 4 HCl + Mn. O 2 =Cl 2 + Mn. Cl 2 + 2 H 2 O Cвойства С менее электроотрицательными неметаллами: 2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 2 P + 3 PCl 5 = 5 PCl 3 2 S + Cl 2 = S 2 Cl 2 + Cl 2 = 2 SCl 2 Важно отметить, что непосредственно с азотом и кислородом хлор не взаимодействует.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены Взаимодействие с водой: Cl 2 + H 2 O = HCl+ HCl. O 2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF+ O 2 Окислительные свойства: 2 HCl + F 2 = 2 HF + Cl 2 2 NH 3 + 3 Br 2 = N 2 + 6 HBr PH 3 + 4 Br 2 + 4 Н 2 О = Н 3 РО 4 + 8 НВг KNO 2 + Br 2 + Н 2 О = KNO 3 + 2 НВг

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I 2 при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует иодноватую кислоту HIO 3: I 2 + 10 HNO 3 (конц.) = 2 HIO 3 + 10 NO 2 + 4 H O 2 Галогеноводороды Восстановительные свойства (кроме HF): 6 HCl + 2 HNO 3 (конц.) = 3 Cl 2 + 2 NO + 4 H O 2 4 HI + Mn. O 2 = I 2 + Mn. I 2 + 2 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2 H 2 O 8 HI + H 2 SO 4 = 4 I 2 + H 2 S + 4 H 2 O 2 HI + Br 2 = 2 HBr + I 2

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сера Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульфитами и образование тиосульфатов, солей несуществующей в свободном состоянии тиосерной кислоты H 2 S 2 O 3: Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 При действии на тиосульфаты кислот происходит их разложение с образованием серы и сернистого газа: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сера Оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом: 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 2 SO 2 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4 и выступать в роли окислителя: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O и в роли восстановителя: SO 2 + Pb. O 2 = Pb. SO 4 SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4+ 2 НBr SO 2 + NO 2 + H 2 O = H 2 SO 4+ NO 3 SO 2 + 2 КМn. О 4 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4+ 2 Mn. O 2+ K 2 SО 4 окислительные свойства оксида серы (VI): 5 SO 3 + 2 P = 5 SO 2+ P 2 O 5

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор получение фосфора: Са 3(Р 04)2 + 5 С + 3 Si. O 2 = 3 Ca. Si. O 3 + 5 СО + 2 Р взаимодействие с азотной кислотой: 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO со щелочами: 4 P + 3 Na. OH + 3 H 2 O = 3 Na. H 2 PO 2 + PH 3 с солями – окислителями: 6 P + 5 KCl. O 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl (со взрывом).

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. При взаимодействии железа с галогенами образуются галогениды состава Fe. F 3, Fe. Cl 3, Fe. Br 3, но в реакции с иодом Fe. I 2 Fe + I 2 = Fe. I 2 Железо пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, но при нагревании реагирует с ними: 2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) = Fe 2(SO 4)3 + 3 SO 2+ 6 H 2 O Fe + 6 HNO 3(конц.) = Fe(NO 3)3 + 3 NO 2+ 3 H 2 O Железо взаимодействует со щелочными расплавами окислителей: Fe + 3 KNO 3 + 2 KOH = K 2 Fe. O 4 + 3 KNO 2+ H 2 O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. Оксид железа (II) Fe. O обладает основными и восстановительными свойствами. Fe. O + 2 HI = Fe. I 2 +H 2 O Fe. O + 4 HNO 3(конц.) = Fe(NO 3)3 + NO 2+ 2 H 2 O Оксид железа (III) обладает слабоамфотерными свойствами: Fe 2 O 3 + 6 HNO 3 = 2 Fe(NO 3)3+ 3 H 2 O С растворами щелочей он не взаимодействует. При сплавлении со щелочами и карбонатами щелочных металлов образуются ферриты: Fe 2 O 3 + 2 Na. OH = 2 Na. Fe. O 2+ H 2 O Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2 Na. Fe. O 2+ CO 2 Для него характерны также окислительные свойства: Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 Fe. I 2+3 H 2 O (реакция обмена невозможна, так как Fe+3 – окислитель, I 1 – восстановитель; по той же причине Fe. I 3 – не существует).

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет основные и восстановительные свойства: Fe(OH)2 + 2 HCl = Fe. Cl 2 + 2 H 2 O 2 Fe(OH)2 + H 2 O 2 = 2 Fe(OH)3 4 Fe(OH)2 + O 2 = 4 Fe. O(OH)+ 2 H 2 O Fe(OH)2 + 2 Br 2 + 6 Na. OH = Na 2 Fe. O 4+ 4 Na. Br+ 4 H 2 O В материалах ЕГЭ встречается такая запись состава гидроксида железа(III): Fe. O(OH) – метагидроксид железа (III). Он проявляет слабоамфотерные и окислительные свойства: 2 Fe. O(OH) + 3 H 2 SO 4= Fe 2(SO 4)3 + 4 H 2 O Fe. O(OH) + 3 Na. OH(конц.)+H 2 O= Na 3 + 4 H 2 O 2 Fe. O(OH) + 6 HI= 2 Fe. I 2 + 4 H 2 O + I 2

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. Соли Fe 3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы растворяются в них с выделением водорода: Fe. Cl 3 + 2 H 2 O + Zn = Fe(OH)2 Cl + Zn. Cl 2+ H 2 Соли Fe 3+ окислители, соли Fe 2+ восстановители: 2 Fe. Cl 3 + Fe = 3 Fe. Cl 2 3 Fe. Cl 3 + Cu = 2 Fe. Cl 2 + Cu. Cl 2 2 Fe. Cl 2 + Cl 2 = 2 Fe. Cl 3 4 Fe. S 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 Ферраты – сильные окислители: 2 Na 2 Fe. O 4+ 16 HCl = 3 Cl 2 + 4 Na. Cl+ 2 Fe. Cl 3 + 8 H 2 O Обратим внимание на реакции соединений железа, где в окислительно восстановительном процессе участвуют три элемента: Fe. S 2 + 8 HNO 3 = Fe(NO 3)3 + 5 NO+2 H 2 SO 4+2 H 2 O

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Хром. Оксид хрома (II) Cr. O черного цвета, соответствующий гидроксид Cr(OH)2 – желтого. Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 в виде порошка темно-зеленого цвета, в кристаллическом состоянии он черный с металлическим блеском. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – серо-зеленый. Оба соединения амфотерны. Реагируя с избытком щелочи, гидроксид хрома (III) образует изумруднозеленое соединение состава Na 3 Cr(OH)6. Оксид хрома (VI) Cr. O 3 – это кислотный оксид темно-красного цвета. При его растворении в воде образуются две кислоты: хромовая H 2 Cr. O 4 и дихромовая H 2 Cr 2 O 7. Это сильные кислоты, дихромовая существует только в растворе. Соли хромовой кислоты – хроматы (K 2 Cr. O 4, Na 2 Cr. O 4 – желтого цвета, соли дихромовой кислоты – дихроматы (K 2 Cr 2 O 7, Na 2 Cr 2 O 7 – оранжевого цвета.

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислотной. Na 2 Cr 2 O 7 +2 KOH = Na 2 Cr. O 4 + K 2 Cr. O 4+ H 2 O 2 K 2 Cr. O 4 +H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4+ H 2 O При действии на дихроматы концентрированной серной кислотой образуется оксид хрома (VI): K 2 Cr 2 O 7 +2 H 2 SO 4 = 2 Cr. O 3 +2 KHSO 4+ H 2 O Оксид хрома (VI) и дихроматы – сильнейшие окислители. Хроматы – окислители более слабые, чем дихроматы: 2 K 2 Cr. O 4 +2 H 2 O+3 H 2 S= 2 Cr(OH)3 + 3 S+ 4 KOH K 2 Cr 2 O 7 +H 2 O+3 H 2 S= 2 Cr(OH)3 + 3 S+ 2 KOH

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Хром. Окислительные свойства соединений хрома(VI) наиболее сильно выражены в кислотной среде, а восстановительные свойства соединений хрома (III) - в щелочной: K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4+ 3 SO 2 = Cr 2(SO 4)3 +K 2 SO 4+ H 2 O Cr 2(SO 4)3 +3 H 2 O 2+ 10 Na. OH = 2 Na 2 Cr. O 4+3 Na 2 SO 4+ 8 H 2 O

Среднее общее образование

Линия УМК Н. Е. Кузнецовой. Химия (10-11) (баз.)

Линия УМК О. С. Габриеляна. Химия (10-11) (баз.)

Линия УМК В. В. Лунина. Химия (10-11) (баз.)

Линия УМК Гузея. Химия (10-11) (Б)

ЕГЭ-2018 по химии: задания 30 и 31

Организация подготовки к ЕГЭ по химии: задания с единым контекстом по темам окислительно-восстановительной реакции и реакции ионного обмена.
Кандидат педагогических наук, доцент кафедры естественнонаучного образования ГБОУ ДПО «Нижегородский институт развития образования» Лидия Асанова разбирает задания 30 и 31.

Эти задания повышенного уровня сложности были введены в ЕГЭ только в 2018 году. Из пяти предложенных веществ предлагается выбрать такие, с которыми возможна окислительно-восстановительная реакция и реакция ионного обмена. Обычно вещества подобраны таким образом, что ученик может записать несколько вариантов реакции, но нужно выбрать и записать только одно уравнение из возможных.
Уместно рассмотреть задания 30 и 31 в комплексе, чтобы определить алгоритм действий и отметить типичные ошибки учащихся.

Подробно о задании № 30

Что должны уметь учащиеся?

определять степень окисления химических элементов;

определять окислитель и восстановитель;

прогнозировать продукты реакции с учетом характера среды;

составлять уравнения реакции и уравнения электронного баланса;

расставлять коэффициенты в уравнении реакции.

Новый справочник содержит весь теоретический материал по курсу химии, необходимый для сдачи ЕГЭ. Он включает в себя все элементы содержания, проверяемые контрольно-измерительными материалами, и помогает обобщить и систематизировать знания и умения за курс средней (полной) школы. Теоретический материал изложен в краткой, доступной форме. Каждый раздел сопровождается примерами тренировочных заданий, позволяющими проверить свои знания и степень подготовленности к аттестационному экзамену. Практические задания соответствуют формату ЕГЭ. В конце пособия приводятся ответы к заданиям, которые помогут объективно оценить уровень своих знаний и степень подготовленности к аттестационному экзамену. Пособие адресовано старшим школьникам, абитуриентам и учителям.

Что нужно повторить? Важнейшие окислители и восстановители (обязательно связать со степенью окисления элементов), особое внимание уделить веществам, которые могут быть либо восстановителями, либо окислителями. Не забывать о двойственности процесса: окисление всегда сопровождается восстановлением! Еще раз повторить свойства окислителей:

Азотная кислота. Чем активнее восстановитель и меньше концентрация кислоты, тем глубже протекает восстановление азота. Вспомнить, что азотная кислота окисляет неметаллы до оксокислот.

Серная кислота. Обратная зависимость: чем выше концентрация кислоты, тем глубже протекает процесс восстановления серы. Образуется SO2, S, H2S.

Соединения марганца. Здесь все зависит от среды - при этом встретиться на задании может не только KMnO4, но и другие соединения, с менее выраженными свойствами окислителя. В кислой среде продуктами реакции чаще всего бывают марганец и соли: сульфаты, нитраты, хлориды и т.д. в нейтральной - восстановление до оксида марганца (бурый осадок). В сильной щелочной среде происходит восстановление до манганата калия (ярко-зеленый раствор).

Соединения хрома. Полезно помнить окраску продуктов реакции при взаимодействии веществ с хроматами и бихроматами. Запоминаем, что хроматы существуют в щелочной среде, а бихроматы - в кислой.

Кислородсодержащие кислоты галогенов (хлора, брома, йода). Восстановление происходит до отрицательно заряженных ионов хлора и брома, в случае с йодом - обычно до свободного йода, при действии более сильных восстановителей - до отрицательно заряженного. Повторите названия кислот и солей хлора, йода и брома - ведь в названии представлены не формулы, а названия.

Катионы металлов в высшей степени окисления. Прежде всего, медь и железо, которые восстанавливаются до невысоких степеней окисления. Такая реакция проходит с сильными восстановителями. Не путать эти реакции с обменными!

Полезно еще раз вспомнить свойства веществ с окислительно-восстановительной двойственностью, таких как пероксид водорода, азотистая кислота, оксид серы IV, сернистая кислота, сульфиты, нитриты. Из восстановителей, вероятнее всего, вам встретятся на ЕГЭ бескислородные кислоты и их соли, гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Их анионы окисляются до нейтральных атомов или молекул, которые могут быть способны к дальнейшему окислению.

При выполнении задания можно описывать различные типы реакции: межмолекулярные, конпропорционирования, диспропорционирования (самоокисления и самовосстановления). А вот реакцию разложения использовать нельзя, так как в задании есть ключевые слова: «составить уравнение между реагирующими веществами».

Как оценивается задание? Раньше за указание окислителя и восстановителя и за запись электронного баланса давалось по 1 баллу, теперь - за сумму этих элементов дается максимум 1 балл. Максимум за задание - 2 балла, при условиях правильной записи уравнения реакции.

Подробно о задании 31

Что нужно повторить?

Правило составления реакции. Формулы сильных электролитов (сильных кислот, щелочей, растворимых средних солей) записываются в виде ионов, а формулы нерастворимых кислот, оснований, солей, слабых электролитов - в недиссоциированной форме.

Условия протекания.

Правила записи. Если записываем ион, то сначала указываем величину заряда, потом знак: обратить на это внимание. Степень окисления записывается наоборот: сначала знак, потом величина. Важно, что данная реакция протекает не просто в сторону связывания ионов, а наиболее полного связывания ионов. Это важно, потому что некоторые сульфиды, например, взаимодействуют со слабыми кислотами, а с некоторыми нет, и это связано со степенью прочности связей между элементами внутри соединений.

Вниманию школьников и абитуриентов впервые предлагается учебное пособие для подготовки к ЕГЭ по химии, которое содержит тренировочные задания, собранные по темам. В книге представлены задания разных типов и уровней сложности по всем проверяемым темам курса химии. Каждый из разделов пособия включает не менее 50 заданий. Задания соответствуют современному образовательному стандарту и положению о проведении единого государственного экзамена по химии для выпускников средних общеобразовательных учебных учреждений. Выполнение предлагаемых тренировочных заданий по темам позволит качественно подготовиться к сдаче ЕГЭ по химии. Пособие адресовано старшим школьникам, абитуриентам и учителям.

Примеры заданий

Пример 1. Даны: сульфат хрома (III), нитрат бария, гидроксид калия, пероксид водорода, хлорид серебра.

Задание 30. Лучше всего сразу составить формулы веществ: так будет нагляднее. Затем - внимательно их рассмотреть. Вспоминаем, что сульфат хрома в щелочной среде окисляется до хромата - и пишем уравнение реакции. Сульфат хрома является восстановителем, пероксид водорода - окислителем. Степень окисления записывается как +3.

Задание 31. Здесь возможно несколько вариантов: например, взаимодействие сульфата хрома (III) со щелочью с образованием нерастворимого осадка. Или - образование комплексной соли в избытке щелочи. Или - взаимодействие нитрата бария с сульфатом хрома. Важно выбрать один вариант, который будет для ученика наиболее безопасным и прозрачным.

Пример 2. Даны: сульфид меди (II), нитрат серебра, азотная кислота, хлороводородная кислота, фосфат калия.

Задание 30. Вероятный выбор - взаимодействие сульфида меди и азотной кислоты. Обратите внимание, что это реакция не ионного обмена, а именно окислительно-восстановительная. Сульфиды окисляются до сульфатов, в результате получается сульфат меди (II). Поскольку кислота концентрированная, наиболее вероятно протекание реакции с образованием оксида азота (IV).

Задание 31. Здесь могут возникнуть сложности. Во-первых, есть риск в качестве уравнения ионного обмена выбрать взаимодействие между сульфидом меди и хлороводородной кислотой: это неверно. А вот что можно взять, так это образование хлорида серебра при взаимодействии нитрата серебра и хлороводородной кислоты. Можно взять и взаимодействие фосфата калия и нитрата серебра (не забудьте об образовании ярко-желтого осадка).

Пример 3. Даны: перманганат калия, хлорид калия, сульфат натрия, нитрат цинка, гидроксид калия.

Задание 30. Радуйтесь: если в списке есть перманганат калия, значит, окислитель вы уже нашли. А вот его взаимодействие со щелочью, с образованием манганата и выделением кислорода - реакция, которую школьники почему-то забывают. Другие варианты реакций здесь придумать сложно.

Задание 31. Снова возможны варианты: образование гидроксида цинка или комплексной соли.

Пример 4. Даны: гидрокарбонат кальция, железная окалина, азотная кислота, соляная кислота, оксид кремния (IV).

Задание 30. Первая сложность - вспомнить, что такое железная окалина и как этот оксид железа будет себя вести. В процессе взаимодействия с азотной кислотой железо окисляется до трехвалентного, продуктом реакции становится нитрат железа (III). Если кислоту взять концентрированную, то продуктом также будет оксид азота (IV). Можно поступить иначе: представить взаимодействие концентрированных кислот, соляной и азотной. Иногда в заданиях обговаривается концентрация кислоты; если уточнений нет - можно выбрать любую концентрацию.

Задание 31. Здесь самый простой вариант - реакция гидрокарбоната кальция с соляной кислотой с выделением углекислого газа. Главное -записать формулу именно гидрокарбоната.

Новый справочник содержит весь теоретический материал по курсу химии, необходимый для сдачи ЕГЭ. Он включает в себя все элементы содержания, проверяемые контрольно-измерительными материалами, и помогает обобщить и систематизировать знания и умения за курс средней (полной) школы. Теоретический материал изложен в краткой и доступной форме. Каждая тема сопровождается примерами тестовых заданий. Практические задания соответствуют формату ЕГЭ. В конце пособия приведены ответы к тестам. Пособие адресовано школьникам, абитуриентам и учителям.

Пример 5. Даны: гидроксид магния, хлорид железа (III), серная кислота, сульфид натрия, нитрат цинка.

Задание 30. Проблемное задание: при взаимодействии между хлоридом железа и сульфидом натрия происходит не обменный, а именно окислительно-восстановительный процесс. Если в реакции участвует соль сульфид, то образуется не хлорид, а сульфид железа (II). А при реакции с сероводородом - хлорид железа (II).

Задание 31. Например, можно взять сульфид натрия с разбавленной кислотой, с выделением сероводорода. Можно также написать уравнение между гидроксидом магния и серной кислотой.

Первый вариант ответа:

8KMnO 4 + 5PH 3 + 12H 2 SO 4 → 4K 2 SO 4 + 8MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + 12H 2 O

Mn +7 + 5e — → Mn +2 |⋅8
P -3 — 8e — → P +5 |⋅5

Второй вариант ответа:

8KMnO 4 + 3PH 3 → 2K 3 PO 4 + K 2 HPO 4 + 8MnO 2 + 4H 2 O

Mn +7 + 3e — → Mn +4 |⋅8
P -3 — 8e — → P +5 |⋅3

Mn +7 (KMnO 4) — окислитель, P -3 (PH 3) — восстановитель

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Первый вариант ответа:

2Na 2 CrO 4 + 5H 2 SO 4 + 3NaNO 2 → Cr 2 (SO 4) 3 + 3NaNO 3 + 2Na 2 SO 4 + 5H 2 O

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

N +3 — 2e — → N +5 |⋅3

Второй вариант ответа:

2Na 2 CrO 4 + 3NaNO 2 + 5H 2 O → 2Cr(OH) 3 + 4NaOH + 3NaNO 3

Cr +6 + 3e — → Cr +3 |⋅2

N +3 — 2e — → N +5 | ⋅3

N +3 (NaNO 2) — восстановитель, Cr +6 (Na 2 CrO 4) — окислитель

Первый вариант ответа:

Na 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 7H 2 O

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1
S -2 — 2e — → S 0 |⋅3

Второй вариант ответа:

Na 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + H 2 O → 2Cr(OH) 3 + 3S + 2NaOH

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1
S -2 — 2e — → S 0 |⋅3

Cr +6 (Na 2 Cr 2 O 7) — окислитель, S -2 (H 2 S) — восстановитель

Первый вариант ответа:

3K 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O

S +4 — 2е — → S +6 |⋅3
2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

Второй вариант ответа:

3K 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 O → 2Cr(OH) 3 + 3K 2 SO 4 + 2KOH

S +4 — 2е — → S +6 |⋅3
2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

S +4 (K 2 SO 3) — восстановитель, Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) — окислитель

Первый вариант ответа:

2KMnO 4 + 6KI + 4H 2 O → 2MnO 2 + 3I 2 + 8KOH

Mn +7 + 3e — → Mn +4 |⋅2
2I — — 2e — → I 2 |⋅3

Второй вариант ответа

2KMnO 4 + KI + H 2 O → 2MnO 2 + KIO 3 + 2KOH

Mn +7 + 3e — → Mn +4 |⋅2
I -1 — 6e — → I +5 |⋅1

Mn +7 (KMnO 4) — окислитель, I — (KI)- восстановитель

3NaClO + 4NaOH + Cr 2 O 3 → 2Na 2 CrO 4 + 3NaCl + 2H 2 O

Cl +1 + 2e — → Cl -1 |⋅3
2Cr +3 — 6e — → 2Cr +6 |⋅1

Cl +1 (NaClO) — окислитель, Cr +2 (Cr 2 O 3) — восстановитель

S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

S 0 — 6e — → S +6
N +5 + 3e — → N +2

S 0 — восстановитель, N +5 (HNO 3) — окислитель

6FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 → 3Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

2Fe +2 – 2e- → 2Fe +3 |⋅3

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

Fe +2 (FeSO 4) – восстановитель, Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) — окислитель

3H 2 O 2 + 4KOH + Cr 2 O 3 → 2K 2 CrO 4 + 5H 2 O

2O -1 +2e — → 2O -2 |⋅1

2Cr +3 – 6e — → 2Cr +6 |⋅1

O -1 (H 2 O 2) — окислитель, Cr +3 (Cr 2 O 3) — восстановитель

Первый вариант ответа:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3KNO 2 → 3KNO 3 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

N +3 – 2e — → N +5 |⋅3

Второй вариант ответа:

K 2 Cr 2 O 7 + 3KNO 2 + 4H 2 O → 3KNO 3 + 2KOH + 2Cr(OH) 3

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

N +3 – 2e — → N +5 |⋅3

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) — окислитель, N +3 (KNO 2)- восстановитель

2Na 2 CrO 4 + 6NaBr + 8H 2 SO 4 → 5Na 2 SO 4 + 3Br 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 8H 2 O

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1

2Br — — 2e — → Br 2 0 |⋅3

Cr +6 (Na 2 CrO 4) — окислитель, Br — (NaBr)- восстановитель

Mn +7 + 5e — → Mn +2 |⋅1

2Cl — — 2e — → Cl 2 0 |⋅1

Первый вариант ответа:

K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 + 3K 2 S → 3S + 4K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1
S -2 — 2e — → S 0 |⋅3

Второй вариант ответа:

K 2 Cr 2 O 7 + 3K 2 S + 7H 2 O → 2Cr(OH) 3 + 3S + 8KOH

2Cr +6 + 6e — → 2Cr +3 |⋅1
S -2 — 2e — → S 0 |⋅3

Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) — окислитель, S -2 (K 2 S) — восстановитель

Первый вариант ответа:

2KMnO 4 + 2KOH + KNO 2 → KNO 3 + 2K 2 MnO 4 + H 2 O

Mn +7 + 1e — → Mn +6 |⋅2
N +3 — 2e — → N +5 |⋅1

Второй вариант ответа:

2KMnO 4 + 3KNO 2 + H 2 O → 3KNO 3 + 2MnO 2 + 2KOH

Mn +7 + 3e — → Mn +4 |⋅2
N +3 — 2e — → N +5 |⋅3

Mn +7 (KMnO 4) — перманганат калия, N +3 (KNO 2) — восстановитель

4HCl + MnO 2 → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

2Cl -1 — 2e — → Cl 2 0 |⋅1

Mn +4 + 2e — → Mn +2 |⋅1

Cl -1 (HCl) — восстановитель, Mn +4 (MnO 2) — окислитель

2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O

Mn +7 + 5e — → Mn +2 |⋅1

2Cl — — 2e — → Cl 2 0 |⋅1

Mn +7 (KMnO 4) — окислитель, Cl — (HCl)- восстановитель

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ:

нитрат цинка, сульфит натрия, бром, гидроксид калия, оксид меди(II). Допустимо использование водных растворов веществ.

Написание эссе по немецкому языку егэ. Как написать эссе на немецком языке

Предварительный просмотр:

ЕГЭ-2018 по химии: задания 30 и 31

Подробно о задании № 30

Что должны уметь учащиеся?

Подробно о задании 31

Примеры заданий