close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Пособие для Лицея

код для вставкиСкачать

ГОУ ВПО
ВЛАДИВОСТОКСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ФЕДЕРАЛЬНОГО АГЕНТСТВА ПО ЗДРАВООХРАНЕНИЮ И СОЦИАЛЬНОМУ РАЗВИТИЮ
Е.Ф. ТЮРИНА, Т.Н. ТОКАРЧУК, Е.П. ОГНЕВА, О.И ЖУРАВЛЕВА
Общая и неорганическая химия
Тестовые задания. Теоретические основы. Методические рекомендации ВЛАДИВОСТОК
2011
УДК 373: 54(075.3)
ББК 24. я72
Л55
Авторы пособия - преподаватели факультета довузовской подготовки ВГМУ.
Тюрина Екатерина Федоровна, кандидат химических наук.
Токарчук Татьяна Николаевна, кандидат географических наук.
Огнева Елена Павловна, учитель высшей каиегории.
Журавлева Олеся Игоревна.
Рецензенты: Учебное пособие содержит тестовые задания различного уровня сложности по основным разделам школьного курса общей и неорганической химии. В виде рекомендаций приведена информация по темам, которую полезно запомнить и правильно использовать в ответах на тестовые задания. Пособие может быть использовано учащимися старших классов общеобразовательных и специализированных школ, лицеев, гимназий для подготовки к текущему и рубежному контролю знаний, а так же абитуриентами вузов естественно-научного профиля для подготовки к Единому государственному экзамену. СОД ЕРЖАНИЕ
Предисловие .............................................................................................. 5
Глава 1. Основные понятия и законы химии.
Тестовые задания ........ ..................................................................................................6
Рекомендации.....................................................................................10
Глава 2. Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
Тестовые задания ........ ..................................................................................................14
Рекомендации.....................................................................................19
Глава 3. Строение молекул. Химическая связь.
Тестовые задания ........ ..................................................................................................24
Рекомендации.....................................................................................28
Глава 4. Классы неорганических соединений.
Тестовые задания ........ ..................................................................................................33
Рекомендации.....................................................................................38
Глава 5. Растворы.
Тестовые задания ........ ..................................................................................................41
Рекомендации.....................................................................................47
Глава 6. Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена.
Тестовые задания ........ ..................................................................................................50
Рекомендации.....................................................................................55
Глава 7. Гидролиз солей
Тестовые задания ........ ..................................................................................................59
Рекомендации.....................................................................................64
Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
Тестовые задания ........ ..................................................................................................69
Рекомендации.....................................................................................74
Глава 9. Электролиз расплавов и растворов солей, оснований и кислот
Тестовые задания ........ ................................................................................................. 79
Рекомендации.....................................................................................85
Глава 10. Металлы
Тестовые задания ........ ..................................................................................................90
Рекомендации.....................................................................................96
Глава 11. Неметаллы
Тестовые задания ........ ................................................................................................100
Рекомендации....................................................................................106.
Глава 12. Тепловые эффекты химических процессов
Тестовые задания ........ ................................................................................................109
Рекомендации....................................................................................115
Глава 13. Скорость химических реакций
Тестовые задания ........ ................................................................................................118
Рекомендации....................................................................................124
Глава 14. Химическое равновесие
Тестовые задания ........ ................................................................................................126
Рекомендации....................................................................................132
Предисловие
В организации учебного процесса немаловажную роль играет руководство самоподготовкой учащихся. С этой целью часто используются карты тестового контроля, которые составляются с учетом разной степени подготовки обучаемых и ставят своей целью закрепление изучаемых тем.
Одной из проблем учащихся является неумение производить логически осмысленный отбор теоретического материала при подготовке к занятиям. Настоящее пособие содержит краткий теоретический курс с включением методических рекомендаций, которые могут быть полезны для правильных ответов на тестовые задания.
Цель рекомендаций состоит в том, чтобы направить внимание учащихся на вопросы, вызывающие затруднения во время текущего и рубежного контроля знаний и на вопросы, наиболее часто встречающиеся в тестовых заданиях ЕГЭ прошлых лет. Предлагается план и примеры ответов на конкретно поставленные вопросы по общей и неорганической химии.
Тестовые задания сгруппированы по темам в порядке их изучения в общеобразовательных учебных заведениях. В сборник включены тестовые задания, предложенные авторами, и ранее опубликованные в пособиях для абитуриентов (авт. Н.Е. Кузьменко и В.В. Еремин, Ю.Н. Медведев, Р.А. Лидин, Е.А Еремина, И.А. Соколова, А.В. Хомченко).
Среди ответов, приведенных для каждого тестового задания, правильным является один ответ. Неправильные ответы также имеют обучающее значение, так как позволяют произвести анализ допущенных ошибок.
Данное пособие может быть использовано преподавателями структур довузовской подготовки для выявления степени усвоения учащимися изучаемых тем, а также степени их подготовки к итоговой аттестации.
Глава 1.
Типовые тестовые задания на тему: "Основные понятия и законы химии"
1. Химический элемент - это вид атомов, имеющих:
а) одинаковое число нейтронов
б) одинаковую массу атома
в) одинаковое число нуклонов
г) одинаковый заряд ядра
2. В молекулах металлов при обычных условиях указывают число атомов: а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
3. Число атомов в молекулах галогенов (фтора, хлора, брома, йода) равно:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
4. Число атомов в молекулах газов (азота, водорода, кислорода) равно:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
5. Число молекул в 1 моле газов (азота, водорода, кислорода) равно:
а) 6,02 .1023
б) 12
в) 3
г) 4,02 .1023
6. Молярный объем (л) любого газа при нормальных условиях:
а) 22,4 в) 44,8 б) 11,2 г) 5,6
7. 11,2 л любого газа (н.у.) содержат число молекул:
а) 3 .1023
б) 12 .1023
в) 6,02 .1023
г) 4,02 .1023
8, 16 г O2 при н.у. занимают объем (л):
а) 22,4 л в) 11,2 л
б) 44,8 л г) 2,24 л
9. Количество вещества в 1,12 л (н.у.) азота равно:
а) 0,5 моль в) 0,05 моль б) 0,1 моль г) 0,01 моль
10. Объем (л, н.у.) порции бутана, содержащий 1,2 . 1024 атомов углерода, равен:
а) 44,8 в) 33,6 б) 22,4 г) 11,2
11. Наименьший объем (при одинаковых условиях) занимает 1 г газа:
а) F2; в) NO б) О2 г) CO
12. Объем 11,2 л (н.у.) занимают 17 г следующего газа:
а) SO2 в) SО3 б) NH3 г) PH3
13. Смесь 2 г Н2 и 16 г О2 имеет суммарный объем (н. у.):
а) 11,2 л в) 33,6 л б) 22,4 л г) 44,8 л
14. Газ, имеющий относительную плотность по водороду 16:
а) Н2S в) О2 б) СН4 г) Cl2
15. Молярная масса газа, который в 3 раза тяжелее воздуха, равна:
а) 87 г/моль в) 44 г/моль б) 58 г/моль г) 29 г/моль
16. Количество молекул, содержащихся в 27 граммах воды:
а) 3 .1023
б) 0,9 .1024
в) 6,02 .1023
г) 4,02 .1023
17. Масса одной молекулы воды равна:
а) 3 .10-23 г
б) 9 .10 -24 г
в) 6,02 .10-23 г
г) 4,02 .10-3 г
18. Число молекул, содержащихся в одной капле (0,05 см3) воды равно:
а) 13,86 .1020 б) 29,16 .10 24 в) 16,73 .1020 г) 4,02 .1031 19. Число молекул в 224 м3 газа, взятого при нормальных условиях: а) 8,6 .1020 б) 9,2 .10 24 в) 6,7 .1020 г) 0,6 .1028 20. Молярный объем (мл) сухого льда, имеющего плотность 1,56 г/см3:
а) 22,4 б) 28,2 в) 14,8 г) 35,6
21. Объем (л), приходящийся на одну молекулу сухого льда, равен:
а) 3,86 .10-20 б) 4,68 .10 -26 в) 16,73 .10 -20 г) 14,02 .10 -31
22. Относительная молекулярная масса имеет размерность:
а) г
б) г/моль в) " а.е.м." г) безразмерна
23. Молярная масса имеет размерность:
а) г
б) г/моль в) " а.е.м." г) безразмерна
24. Наибольшую молярную массу имеет галогенид алюминия:
а) бромид в) иодид
б) хлорид г) фторид
25. Молярная масса озона:
а) 48 г/моль
б) 48 в) 48 а.е.м. г) 48 моль
26. Простейшая формула показывает:
а) число атомов в молекуле б) порядок соединения атомов в молекуле в) соотношение между числом атомов в молекуле вещества г) молярную массу атомов в простейшей группе вещества
27. Простейшая формула бензола:
а) СН б) СН2 в) С2Н4 г) СН3
28. Простейшая формула соответствует истинной формуле у:
а) аммиака (NH3)
б) гидразина (N2H4)
в) этилена (С2Н4 )
г) глюкозы (С6Н12О6)
29. В состав некоторого вещества входит 40 % оксида магния и 60 % диоксида кремния. Простейшая формула вещества: а) Mg2Si; в) MgО; б) Mg2SiO4 г) MgSiO3
30. Молярная масса газа, имеющего плотность 1,25 г/л , равна: а) 28 г/моль
б) 28 в) 28 а.е.м. г) 28 моль
31. Молекулярная формула газообразного вещества, имеющего плотность 1,25 г/л и содержащего 85,71% (С) и 14,29% (Н), равна: а) СН2
б) С2Н4
в) СН г) С2Н6
32. При сгорании некоторого газообразного вещества было получено 8,8 г углекислого газа и 7,2 г воды. Плотность вещества по водороду равна 8. Молекулярная формула вещества:
а) С2Н8 в) СН2О б) СН4 г) С2H4
33. Средняя молярная масса газовой смеси, состоящей из 50 мл азота и 150 мл углекислого газа, равна:
а) 37 г/моль в) 40 г/моль б) 58 г/моль г) 29 г/моль.
34. Средняя молярная масса газовой смеси, состоящей из 80 % по объему азота и 20% по объему кислорода, равна:
а) 19,2 г/моль в) 40,6 г/моль б) 28,8 г/моль; г) 29,5 г/моль
35. Имеется 1 л смеси угарного и углекислого газа с относительной плотностью по водороду 16. Объем углекислого газа в смеси составил:
а) 0,22 л в) 0,62 л б) 0,44л г) 0,25 л
36. Имеется 5,6 л смеси угарного и углекислого газа с относительной плотностью по водороду 19,9. Процентный состав по объему компонентов смеси составил, соответственно:
а) 3,17 и 7,65 % в) 40,12 и 60 15% б) 30,35 и 70,48% г)26,25 и 73,75%
37. Смесь газов состоит из 20 об.% водорода и 80% об.% азота. Средняя молярная масса этой смеси равна:
а) 15 г/моль в) 22,8 г/моль б) 30 г/моль г) 7,2 г/моль.
38. После того, как 100 мл кислорода, имеющего температуру 25оС, нагрели до 37оС (P - const), объем газа изменился и составил:
а) 67,6 мл в) 104,0 мл б) 96,0 мл г) 100,5 л
39. Элемент образует высший оксид ЭО3. С водородом этот же элемент образует летучее водородное соединение, массовая доля водорода в котором составляет 5,88%. Относительная атомная масса элемента составляет:
а) 67 в) 16 б) 48 г) 32
40. Элемент образует соединение ЭНх, которое содержит 12,5% водорода (по массе). Формула водородного соединения::
а) SiH4 в) NH3 б) CH4 г) PH3
Рекомендации:
1. Следует различать понятия "молекула" и "атом". Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Атом - наименьшая частица элемента в химических соединениях, обладающая его химическими свойствами. Под химическим элементом понимают определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента (О2, N2), сложные вещества состоят из атомов различных химических элементов (Н2SО4, КОН). Большинство молекул простых веществ являются одноатомными. Встречаются двухатомные молекулы (Н2, О2, N2, F2, Cl2, Br2, I2), трехатомные (О3-озон), четерехатомные (Р4- белый фосфор), многоатомные, например, сера (S8). В настоящее время известно, что в некоторых веществах мельчайшим носителем химических свойств является не молекула, а совокупность ионов, образующих ионную решетку (например, Na+Cl-), или совокупность атомов, образующих атомную решетку (например, -С-С-С- в алмазе, графите).
2. Необходимо осмыслить взаимосвязь понятий "молекула" и "моль". Моль - это такое количество вещества, которое содержит 6,02 . 10 23 (число Авогадро) структурных единиц (атомов, молекул, ионов). Для моля имеют место понятия "молярная масса (М)" и "молярный объем Vm ", которые связаны с количеством вещества "n": M = m /n, Vm = V / n.
3. Следует различать понятия "относительная молекулярная масса (Mr) " и "молярная масса (М)" . Относительной молекулярной массой вещества (Мr) называют отношение средней массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов, входящих в состав молекулы. Относительной атомной массой элемента (Аr) называют отношение массы данного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С называется атомной единицей массы (а.е.м.). Значения относительных атомных масс элементов приведены в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Под молярной массой понимают массу вещества, взятого в количестве одного моль. Молярная масса (М) является постоянной величиной для каждого данного вещества. Относительная молекулярная масса - безразмерная величина, молярная масса выражается в г/моль.
Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента. 4. Необходимо учитывать различие понятий "простейшая формула" и "молекулярная формула вещества". Молекулярная формула показывает число атомов каждого элемента в молекуле: С2Н4, С6Н12О6, N2О4. Она описывает только вещества с молекулярным строением: газы (например, СО2, О2); жидкости (например, С6Н6, Вr2); некоторые твердые вещества (например, J2, С6Н12О6). Состав веществ с атомной (алмаз, карборунд) и ионной (КСl, Nа2S) структурой можно описать только простейшей (эмпирической) формулой. Простейшие формулы указывают только качественный состав вещества и соотношение между числом атомов элементов, входящих в его состав, например: глюкоза (СН2О), бензол (СН), поваренная соль (NаСl).
5. Для установления связи между простейшей и молекулярной формулами необходимо сопоставлять молярные массы всего вещества и простейшей группы этого вещества. Молярная масса простейшей группы определяется путем сложения необходимого количества молярных масс атомов, входящих в состав группы. Для нахождения молярной массы вещества используются основные газовые законы и их следствия.
6. Следует знать, что в основе расчетов по уравнению реакций лежит закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.
Например, для вычисления молярной массы образовавшейся соли в реакции щелочи с фосфорной кислотой
Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
98 г/моль 2 ∙ 40 г х 2 ∙ 18 г
учитывают равенство сумм необходимого количества молярных масс исходных веществ и образующихся продуктов:
98 + 80 = х + 36; х = М ( Na2HPO4) = 178 - 36 = 142 г/моль.
Найденная по формуле молярная масса гидрофосфата натрия также соответствует 142 г/моль.
М(Na2HPO4)=2М(Na)+M(H)+M(P)+ 4M(O) = 2 ∙ 23 + 1 + 31 + 4 ∙ 16 = 142г/моль.
7. Учтите, что для составления уравнения реакции между газообразными веществами иногда используют закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление) содержится одинаковое число молекул.
Поскольку одинаковое число молекул содержится в одинаковаых количествах (в молях) веществ, то соотношение объемов газов равно соотношению их молярных количеств (соотношению коэффициентов в уравнении реакции)
V1 : V2 : V3 = n1 : n2 : n3 .
8. Обратите внимание на первое следствие из закона Авогадро:
Один моль любого газа при данных условиях занимает один и тот же объем. Молярный объем (Vm) равен отношению объема газа к его количеству вещества:
, л/моль
При нормальных условиях (0оС, 101,3 кПа) молярный объем газа равен 22,4 л.
Учитывая значение молярного объема газов при нормальных условиях и формулы для количеств газов: n = m / M = V / 22,4 получают равенство:
,
позволяющее определять молярную массу газообразного вещества по известным значениям массы и объема этого соединения:
Для условий, отличающихся от нормальных, расчеты проводят путем использования выражения объединенного газового закона:
,
где Ро, Vo, То соответствуют нормальным условиям.
Общим уравнением состояния идеального газа называют уравнение Клапейрона-Менделеева: . Это уравнение справедливо для всех газов и для всех значенний давления, объема и температуры.
9. Целесообразным для определения молярных масс газообразных веществ является использование значений плотности газа и относительной плотности одного газа по другому. Согласно следствиям из закона Авогадро молярную массу газа можно определить из его плотности по формуле:
М (газа) = 22,4 ∙ , г/моль;, г/л.
Плотности различных газов при одинаковых условиях относятся как их молярные массы: Это отношение называют относительной плотностью одного газа по другому (D2). Например, относительная плотность неизвестного газа по водороду , относительная плотность по кислороду, относительная плотность по воздуху . Таким образом, молярную массу неизвестного газа можно определить путем умножения относительной плотности на молярную массу того газа, для которого дана величина D.
На основании молярной массы часто вычисляют элементный состав соединения в массовых процентах:
10. Обратите внимание на способ нахождения средней молярной массы смеси газов. Средняя молярная масса газов равна сумме произведений объемных долей () на молярные массы компонентов газовой смеси (М):
Мср= 1М1 + 2М2 + . . . ..
Учитывая, что отношение объемов газов равно отношению их молярных количеств, можно записать: Мср. = N1M1 + N2M2 + ....... ,
где N - молярная доля компонентов смеси.
Объемная доля соответствует отношению объема компонента газовой смеси к общему объему смеси: ,
поэтому для расчетов чаще используют формулы:
или Глава 2.
Типовые тестовые задания на тему: "Строение атома. Характеристика элемента на основании положения в ПСЭ".
1. Электронную формулу 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 имеет атом:
а) Са в) K
б) Br г) Mn
2. Электронную формулу 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 имеет атом:
а) Са в) K
б) Br г) Mn
3. Электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 имеет:
а) атом аргона и атом хлора
б) атом аргона и атом калия
в) сульфид-ион и ион лития
г) атом аргона и хлорид ион
4. Электронная конфигурация атома железа в основном состоянии:
а) 3d64s2 в) 3d34s1
б) 4s24d7 г) 3d104s2
5. Электронная конфигурация атома марганца в основном состоянии:
а) 3d54s2 в) 3d34s1
б) 4s24d7 г) 3d104s2
6. Электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 имеет катион Э2+ элемента:
а) титана в) железа
б) марганца г) кальция
7. Электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 имеет анион Э2- элемента:
а) углерода в) хлора б) серы г) мышьяка
8. Электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 имеет катион Э+ элемента:
а) титана в) натрия
б) марганца г) кальция
9. Электронную конфигурацию 1s2 2s2 2p6 имеет анион Э- элемента:
а) углерода в) хлора б) серы г) фтора
10. Семейство элемента, анион которого Э2- имеет электронную конфигурацию 1s22s22p63s23p6:
а) s в) d б) p г) f 11. На число валентных электронов в ПС указывает:
а) номер группы
б) порядковый номер элемента в) номер периода
г) подгруппа
12. Если химическому элементу соответствует схема распределения электронов
) ) ),
2 8 7
то высший оксид и летучее водородное соединение имеет формулы:
а) Э2О5, ЭН3
б) ЭО2, ЭН4
в) ЭО, ЭН2
г) Э2О7, ЭН
13. Если химическому элементу соответствует схема распределения электронов
) ) ),
2 8 5
то высший оксид и летучее водородное соединение имеет формулы:
а) Э2О5, ЭН3
б) ЭО2, ЭН4
в) ЭО, ЭН2
г) Э2О7, ЭН
14. Металлические свойства в ряду элементов K-Ca-Mg-Al слева направо:
а) увеличиваются
б) уменьшаются
в) не изменяются
г) сначала увеличиваются, затем уменьшаются
15. Неметаллические свойства галогенов с увеличением порядкового номера:
а) увеличиваются
б) уменьшаются
в) не изменяются
г) сначала увеличиваются, затем уменьшаются
16. Электроотрицательность элементов возрастает в ряду:
а) O - S - Se - Te
б) С - В - Ве - Li
в) C - N - O - F
г) Pb - Sn - Si. - Ge
17. Электроотрицательность кальция меньше электроотрицательности магния, потому что:
а) оба химических элемента принадлежат ко второй группе
б) радиус атома кальция больше радиуса атома магния
в) относительная атомная масса магния меньше относительной атомной массы кальция
г) число электронов в атоме кальция больше числа электронов в атоме магния
18. Иону с наиболее выраженными восстановительными свойствами отвечает электронная конфигурация:
а) [... 2s22p6]−
б) [... 3s23p6] −
в) [... 4s24p6] −
г) [... 5s25p6] −
19. Металлические свойства в ряду: Ве-Mg-Na-K
а) увеличиваются
б) уменьшаются
в) остаются без изменения
г) сначала уменьшаются, затем увеличиваются
20. В основном состоянии атом мышьяка имеет число неспаренных электронов:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4 21. В возбужденном состоянии атом мышьяка имеет число неспаренных электронов:
а) 5 в) 3
б) 2 г) 4
22.. Валентные состояния селена, определенные по электронной структуре атома:
а) 2,4,6 в) 2,3,4,6 б) 1,2,5,6 г) 2,3,5,6 23. В основном состоянии атом хлора имеет число неспаренных электронов:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
24. В возбужденном состоянии атом азота имеет число неспаренных электронов:
а) 5 в) 3
б) 2 г) 4
25. В основном состоянии атом германия имеет число неспаренных электронов:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
26. В возбужденном состоянии атом германия имеет число неспаренных электронов:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
27. Только основными свойствами обладают оксиды элемента с электронной конфигурацией атома:
а) [... 2s22p5]
б) [... 3s2]
в) [... 4s23d4]
г) [... 5s25p2]
28. Только кислотными свойствами обладают оксиды элемента с электронной конфигурацией атома:
а) [... 2s22p5]
б) [... 4s1]
в) [... 4s23d4]
г) [... 5s25p2]
29. Амфотерными свойствами обладают оксиды р-элементов, расположенных по левую сторону диагонали В-At в степени окисления:
а) +2 в) +5 б) +3 г) +7
30. Амфотерными свойствами обладают оксиды d-элементов в валентном состоянии: а) 3,4 в) 5,6,7 б) 1,2 г) 7
31. Амфотерными свойствами обладает оксид ЭО2 элемента: а) углерода
б) серы
в) германия
г) кремния
32. Только основными свойствами обладают оксиды элемента с электронной конфигурацией атома:
а) [... 2s22p5]
б) [... 4s1]
в) [... 4s23d4]
г) [... 5s25p2]
33. Амфотерными свойствами обладает оксид Э2О3 элемента: а) азота
б) алюминия
в) хлора
г) кремния
34. Амфотерными свойствами обладает оксид Э2О3 элемента: а) азота
б) хрома
в) германия
г) кремния
35. Продукты реакции CO2 + NaOH ( :
а) Na2O и H2CO3
б) NaHCО3 и H2О
в) Na2СO3 и H2O
г) Na2O и CO2.
36. Продукты реакции Al2O3 + NaOH ( :
а) Na2O и Al(OH)3;
б) NaAlО2 и H2О;
в) Na[Al(OH)4];
г) Na[Al(OH)4] и Н2;
37. Продукты реакции Al2O3 + H2SO4 ( :
а) Al2(SO4)3 и H2О
б) Al2(SO4)3 и H2
в) AlOHSO4 и H2О
г) Al(OH)3 и SO3
38. Продукты реакции CaO + H2SO4 ( :
а) (CaOH)2SO4 и H2
б) CaSO4 и H2
в) CaSO4 и H2O
г) Ca (HSO4)2 и H2
39. Продукты реакции SO2 + NaOH ( :
а) Na2O и H2SO3
б) NaHSО3 и H2О
в) Na2SO3 и H2O
г) Na2O и SO3
40. Продукты реакции N2O5 + NaOH ( :
а) Na2O и HNO3
б) NaOH и NH3
в) NaNO3 и H2O
г) NaNO3, N2 и H2O
Рекомендации:
1. Необходимо обратить внимание на то, что число валентных электронов элемента соответствует номеру группы периодической системы Д.И. Менделеева (ПСЭ). Однако, максимальное значение валентности и степени окисления элемента не всегда соответствует номеру группы. Особенно это касается элементов второго периода: у элемента 7-й группы фтора валентность равна 1 (и 4 с учетом донорно-акцепторного механизма), степень окисления -1; двухвалентный кислород (элемент 6-й группы) имеет степени окисления: -2 (Н2О), -1 (Н2О2), +2 (ОF2); у атома азота (5-я группа) максимальная валентность 4; наиболее распространенные степени окисления: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
2. Валентные состояния элемента следует определять из электронно-графических формул, ориентируясь на число неспаренных электронов. Например, для кислорода валентными являются шесть электронов (6-я группа), находящихся на втором энергетическом уровне (второй период): 2s22p4. 2s 2p
Число неспаренных электронов равно 2, валентность кислорода (без учета донорно-акцепторного механизма) также равна 2.
Углерод имеет четыре валентных электрона (4-я группа), находящихся на втором энергетическом уровне (2-й период). 2s22p2 2s 2p
В естественном состоянии атом углерода двухвалентен. При возбуждении атома происходит переход одного из электронов с s-орбитали на p-орбиталь: 2s12p3 2s 2p
В таком состоянии углерод четырехвалентен.
3. Закономерности в изменении свойств элементов в группе (периоде) необходимо подтверждать характеристикой первого и предпоследнего элементов группы (периода) по следующему плану:
1. Электронная конфигурация атома.
2. Электронная структура.
3. Валентные состояния.
4. Оксиды, соответствующие валентным состояниям.
5. Свойства оксидов (уравнения).
6. Окислительно-восстановительные свойства (уравнения). Пример: Изменение свойств элементов в третьем периоде.
Nа. Порядковый номер - 11 (общее число электронов - 11); период - 3 (число энергетических уровней - 3); первая группа главная подгруппа (число электронов на внешнем уровне равно номеру группы - 1). Число электронов на заполненных уровнях рассчитывается по формуле 2n2.
Nа 2)8)1) 1s22s22p63s1. Валентный электрон находится на 3s-орбитали. Валентное состояние - 1. Натрий относится к s-семейству. S-элементы (металлы) образуют основные оксиды .
Nа2О + 2НС1 = 2NаС1 + Н2О
Для металлов характерны восстановительные свойства:
2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2 (Nа - ē  Nа+).
С1. Порядковый номер - 17 (общее число электронов - 17); период - 3 (число энергетических уровней - 3); седьмая группа, главная подгруппа (число электронов на внешнем слое - 7). С1 2)8)7) 1s22s22s63s23s5. Последними валентными электронами заполняется p-орбиталь, поэтому хлор относится к p-семейству. Р-элементы, расположенные по правую сторону диагонали "бор-астат" обладают неметаллическими свойствами.
Валентные состояния элемента оценивают по числу неспаренных электронов. Для хлора в состоянии электронов: 3s23р5 характерна валентность 1 (С12О).
В состоянии электронов: 3s23р43d1 характерна валентность 3 (С12О3); в состоянии 3s23р33d2 - валентность 5 (С12О5); в состоянии 3s13р33d3 - валентность 7 (С12О7).
Неметаллам соответствуют кислотные оксиды:
С12О + 2NаОН = 2NаС1О + Н2О
С12О3 + 2NаОН = 2NаС1О2 + Н2О
Неметаллы - сильные окислители:
Сu + С12 = СuC12 (C12 + 2ē  2С1- ).
Иногда они выступают в роли восстановителя:
С12 + 2КОН = КС1 + КС1О + Н2О
С12 + 2е-  2С1-  1 (восстановление)
ок-ль
С12 - 2е-  2С1+  1 (окисление)
в-ль
4. Необходимо обратить внимание на то, что определенные по электронно-графическим формулам валентные состояния не используются для составления формул водородных соединений элементов. Следует иметь в виду, что летучие водородные соединения характерны только для неметаллов. Это объясняется тем, что в НхЭу элементы находятся в отрицательной степени окисления, не свойственной металлам. При составлении формул водородных соединений необходимо учитывать, что число атомов водорода в молекуле соответствует отрицательной степени окисления элемента, которая определяется количеством недостающих до октета электронов на внешнем энергетическом уровне: РН3, Н2S, НI. В окислительно-восстановительных реакциях водородные соединения элементов проявляют восстановительные свойства (элементы имеют минимальную степень окисления и способны ее только повышать). Например:
4НС1 + МnО2 = С12 + МnС12 + 2Н2О
в-ль
2С1- - 2ē  С12  1 ( окисление )
Мn+4 +2ē  Мn+2  1 ( восстановление)
2Н2S + Н2SО3 = 3S + 3Н2О
в-ль
S-2 - 2ē  Sо 2 (окисление)
S+4+ 4ē  Sо 1 (восстановление)
4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
в-ль
2N-3 - 6ē  N2  2 (окисление)
О2 +4ē  2О-2  3 (восстановление)
В периоде, по мере увеличения электроотрицательности элемента, восстановительная способность водородных соединений падает. В группе с увеличением радиуса атома восстановительные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются. Кислотные свойства водородных соединений неметаллов зависят от энергетической устойчивости аниона (чем прочнее удерживается электрон, оставшийся после отрыва протона Н+, тем стабильнее анион и сильнее кислота. В периоде, по мере увеличения электроотрицательности элементов, кислотные свойства их водородных соединений усиливаются. В группе с ростом радиуса атома увеличивается степень делокализации электронного облака, устойчивость аниона и сила кислотных свойств водородных соединений неметаллов.
5. При рассмотрении вопроса "Периодический закон и периодическая система элементов в свете учения о строении атома" необходимо:
а) доказать, что элементы в ПСЭ расположены в соответствии со шкалой энергий: 1s22s22p63p23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Для этого приведите схему заполнения электронами орбиталей атома:
---------------------------------------------------------------------------------------------- Уровень,
орбиталь 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p Элементы Н-Не Li-Be B-Ne Na-Mg AI-Ar K-Ca Sc-Zn Ga-Kr Уровень,
орбиталь 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s
Элементы Rb-Sr Y-Cd In-Xe Cs-Ba Ce-Lu La-Hg TI-Rn Fr-Ra
б) физический смысл периодического закона (периодическая повторяемость химических свойств элементов обусловлена периодической повторяемостью электронных структур их атомов) необходимо подтвердить характеристикой элементов s-, p- и d-семейств. Учтите, что s-семейство составляют элементы, у которых застраивается s-орбиталь (элементы главных подгрупп 1 и 2 групп). Элементы, у которых застраивается p-орбиталь (элементы главных подгрупп III-VIII групп) составляют p-семейство). Заполнение d-орбиталей предвнешнего слоя приводит к появлению d-семейства. d-элементы составляют побочные подгруппы I-VIII групп. Элементы одного и того же семейства сходны по физическим и химическим свойствам. S-элементы - это металлы (восстановители, образуют основные оксиды). Р-элементы по правую сторону диагонали "бор-астат" - неметаллы (преимущественно окислители, образуют кислотные оксиды). Свойства p- элементов , расположенных по левую сторону диагонали "бор-астат" и всех d-элементов зависят от степени окисления элемента в соединении:
0, +1, +2 +3, +4 +5, +6, +7
металлы полуметаллы неметаллы
*  
(основные оксиды) (амфотерные оксиды) (кислотные оксиды)
Так, для марганца (d-элемент) характерны степени окисления: 0, +2, +4, +6, +7. В зависимости от степени окисления происходит переход основных свойств оксидов к кислотным:
+2
МnО + 2НС1 = МnС12 + Н2О
осн.
+4
МnО2 + 4НС1 = МnC14 + 2Н2О
осн.
МnО2 + 2NаОН = Nа2МnО3 + Н2О кисл.
+6
МnО3 + 2NаОН = Nа2МnО4 + Н2О
кисл.
+7
Мn2О7 + 2КОН = 2 КМnО4 + Н2О
кисл.
Глава 3.
Типовые тестовые задания на тему: "Строение молекул. Химическая связь".
1. Причина образования связи между атомами: а) стремление атомов к увеличению числа электронов б) стремление атомов к уменьшению числа электронов в) стремление атомов к переходу в ионное состояние
г) стремление атомов к устойчивому состоянию
2. Связь считается ионной, если разность электроотрицательностей атомов превышает:
а) 0,5 в) 1
б) 1,7 г) 1,5
3. Соединение, в котором имеются только ионные связи:
а) Н3РO4 в) Na2O2
б) К2S г) NH4Cl
4. Ионный характер связи наиболее выражен в соединении:
а) СCl4 в) СаВr2
б) SiО2 г) NН3
5. Химическая связь в бромиде калия:
а) ионная
б) металлическая
в) полярная ковалентная
г) неполярная ковалентная
6. Вещество, в узлах кристаллической решетки которого находятся частицы Mg2+ и Cl- образовано связью:
а) ковалентной полярной
б) ковалентной неполярной
в) водородной
г) ионной
7. Химическая связь, возникающая между атомами элементов с порядковыми номерами 8 и 16:
а) ионная
б)металлическая
в) полярная ковалентная
г) неполярная ковалентная
8. Связь в соединении, образованном атомом водорода и элементом, имеющим распределение электронов в атоме 2,8,6:
а) ионная в) полярная ковалентная
б) металлическая г) неполярная ковалентная
9. Соединениями с ковалентной полярной и ковалентной неполярной связью являются соответственно:
а) вода и сероводород
б) бромид калия и азот
в) аммиак и водород
г) кислород и водород
10. Полярность связи выше в молекуле:
а) НСl в) НВr
б) НI г) HF
11. Только ковалентные связи по равноценному механизму в молекуле:
а) Bа(ОН)2 в) Н2О
б) NH4NO3 г) Na2SO4.
12. В соединении НЭ число общих электронных пар равно:
а) 2 в) 0
б) 1 г) 4
13. Химические связи в соединении КС1О3:
а) ковалентные полярные
б) ковалентные неполярные
в) преимущественно ионные
г) ковалентные и ионные
14. Вещество с неполярной ковалентной связью - это:
а) магний
б) кислород
в) едкий натр
г) сероводород
15. Механизм образования связей в комплексном анионе [Al(OH)4]-:
а) ионный
б) обменный
в) донорно-акцепторный
г) обменный и донорно-акцепторный
16. Одна из химических связей в ионе аммония образована:
а) по донорно-акцепторному механизму
б) электростатическим притяжением ионов азота и водорода
в) обобщением электронов азота и водорода
г) вследствие обмена электронов между молекулой азота и ионом водорода
17. Число ковалентных  - связей в молекуле сульфата алюминия:
а) 6 в) 24
б) 18 г) 12
18. Число  - связей в молекуле фосфата кальция:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
19. Число ковалентных  - связей в молекуле сульфата магния:
а) 6 в) 24
б) 18 г) 12
20. Число  - связей в молекуле фосфата цинка:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
21. Тип гибридизации атомных орбиталей углерода в молекуле диоксида углерода:
а) sp в) sp3
б) sp2 г) sp3d 22. Линейную форму имеет молекула:
а) H2O
б) H2S
в) СО2
г) РН3
23. Атом азота в молекуле аммиака имеет:
а) две sp-гибридные и две 2p-орбитали
б) три sp2-гибридные и одну 2p-орбиталь
в) четыре sp3-гибридные орбитали
г) три sp3-гибридные орбитали и одну 2p-орбиталь
24. Линейную форму имеет молекула:
а) H2O
б) H2S
в) СH4
г) BeCl2
25. Тип гибридизации атомных орбиталей алюминия в молекуле оксида:
а) sp в) sp3
б) sp2 г) sp3d 26. Связь, возникающая при взаимодействии между собой атомов элементов с конфигурацией валентных электронов...3d34s2 и ...3d84s2, является:
а) ионной
б) ковалентной полярной
в) металлической
г) водородной
27. Вещество с металлической связью:
а) поваренная соль в) железный купорос
б) свинец г) магнитный железняк
28. Связь, возникающая при взаимодействии между собой атомов элементов с конфигурацией валентных электронов...3d54s2 и ...3d64s2, является:
а) ионной
б) ковалентной полярной
в) металлической
г) водородной
29. Химическая связь между молекулами воды:
а) ковалентная полярная
б) ковалентная неполярная
в) водородная
г) ионная
30. Химическая связь между молекулами фтороводорода:
а) ковалентная полярная
б) ковалентная неполярная
в) водородная
г) ионная
31. Химическая связь в хлориде калия:
а) ионная
б)металлическая
в) полярная ковалентная
г) неполярная ковалентная
32. Химическая связь, возникающая между атомами элементов с порядковыми номерами 11 и 16:
а) ионная
б) металлическая
в) полярная ковалентная
г) неполярная ковалентная
33. Связь в соединении, образованном атомом водорода и элементом, имеющим распределение электронов в атоме 2,8,7:
а) ионная
б) металлическая
в) полярная ковалентная
г) неполярная ковалентная
34. В наборе F2, H2O, HI, CO2, N2, HF, NH3 число веществ с неполярной ковалентной связью равно:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4
35. Вещество с полярной ковалентной связью - это:
а) хлорид кальция
б) фтор
в) хлористый водород
г) фтористый кальций
36. Набор веществ с ионной связью - это:
a) KF, HF
б) KCl, SiF4
в) K2S, CS2
г) NaF, CaCl2
37. Наиболее прочная связь в молекуле:
a) О2 в) N2
б) F2 г) Cl2
38. Только неполярные ковалентные связи присутствуют в молекулах:
а) водорода и воды
б) хлора и хлороводорода
в) кислорода и аммиака
г) водорода и кислорода
39. Атом кислорода в молекуле оксида бария образует:
а)  - связи в) двойную связь
б)  - связи г) тройную связь
40. Тип гибридизации атомных орбиталей мышьяка в молекуле оксида пятивалентного мышьяка:
а) sp в) sp3
б) sp2 г) sp3d Рекомендации:
1. Для указания типа химической связи в соединениях следует учитывать значения электроотрицательности элементов. Связи с разностью электроотрицательностей атомов, превышающей 1,7, считают ионными, с меньшей разностью - ковалентными. Таблица.1
Относительная электроотрицательность атомов элементов по Полингу
H
2,10Li
0,98Be
1,50B
2,00C
2,50N
3,07O
3,52F
4,00Cu
1,90Hg
1,71Na
0,93Mg
1,21AI
1,63Si
1,81P
2,20S
2,61CI
3,03Fe
1,80Ag
1.48K
0,81Ca
1,04Ga
1,80Ge
1,81As
2,10Se
2,52Br
2,80Mn
1,50Zn
1,59Rb
0,80Sr
0,99TI
1,10Sn
1,80Sb
1,80Te
2,11I
2,60Bi
1,53Cd
1,46 Примеры:
LiF СF4 NF3, OF2 F2
NaCI, MgCI2, AICI3 SiCI4, PCI5, СI2O7 CI2
преимущественно ковалентная ковалентная
ионная связь полярная связь неполярная связь 2. При оценке прочности химической связи следует обратить внимание на число связей между атомами в соединении. Число химических связей равно числу общих пар, обусловливающих связь между атомами. В молекулах водорода, хлора атомы связаны при помощи одной химической связи. Такая связь имеет название одинарной. Связь атомов в молекуле кислорода осуществляется при помощи двух электронных пар (двойная связь). В молекуле азота атомы связаны между собой тройной связью. Ковалентная связь является достаточно прочной. Мерой ее прочности является энергия разрыва связи. Чем прочнее химическая связь, тем больше энергии нужно затратить для ее разрыва.
Н /-Н О =/= О N / N
434 кДж 493 кДж 942 кДж
Необходимо помнить также о том, что к разновидностям ковалентных связей относятся более прочные  - и менее прочные - связи. Сигма-связь () образуется при перекрывании орбиталей вдоль осевой линии (область перекрывания одна); - связь - при перекрывании р- или d-орбиталей в плоскости, перпендикулярной осевой линии (две области перекрывания):  - связь  - связь
Рис.1. Схема перекрывания р-орбиталей при образовании  и  - связей
. 3. При рассмотрении типов гибридизации орбиталей центрального атома в соединении необходимо учитывать число образованных им  и  - связей, поскольку в гибридизации не принимают участия орбитали, образующие  - связь. С этой целью приводят графическое изображение формул соединений, указывая одинарные ( -связи) и кратные (одна -, остальные  -) связи.
4. При графическом изображении формул используются понятия степени окисления (условного заряда атома в молекуле химического соединения, вычисленного исходя из предположения, что молекула состоит из ионов) и валентности элемента (способности соединяться с определенным числом атомов другого элемента). При этом необходимо помнить следующее:
а. Валентность элемента обозначается соответствующим числом черточек.
б. Атомы элементов с положительной степенью окисления непосредственно друг с другом соединяются очень редко. Они как правило связаны с атомами элемента, имеющего отрицательную степень окисления. Например: Н+3Р+5О-24
5. Необходимо помнить, что под гибридизацией понимают процесс перераспределения электронных плотностей близких по энергии орбиталей, который приводит к их полной энергетической и геометрической равноценности. Очень часто гибридизация происходит в том случае, когда в образовании -связи принимают участие разные орбитали одного и того же атома. При этом количество гибридных орбиталей равно суммарному числу подвергшихся гибридизации атомных орбиталей:
Например:
Обратите внимание на то, что гибридизации подвергаются те орбитали, которые участвуют в образовании  - связей. 6. Следует помнить о существовании связи между типом гибридизации орбиталей атома и направленностью его связей с другими атомами (геометрией молекулы):
Таблица 2.
Взаимосвязь между типом гибридизации и геометрией молекул
Тип гибридизацииГеометрическая конфигурацияspЛинейнаяdsp2
sp3
d2sp3 или sp3d2Квадратная
Тетраэдрическая
Октаэдрическая
7. Необходимо обратить внимание на наличие sp3- гибридизации атомных орбиталей кислорода в молекуле воды и атомных орбиталей азота в молекуле аммиака, следствием которой является валентный угол НОН (104,3о), и угол НNН (107,8о), близкий к углу в тетраэдре. Отклонение от 109о вызвано асимметрией молекул воды и аммиака из-за того, что не все гибридные орбитали перекрыты орбиталями водорода.
8. При определении числа валентных связей между атомами следует учитывать существование двух механизмов образования ковалентной связи. Например:
несмотря на то, что в невозбужденном состоянии атом углерода содержит два неспаренных электона связь между атомами углерода и кислорода в молекуле монооксида является трехкратной: СО. В этом случае две связи образованы по обменному (равноценному) механизму путем обобществления неспаренных электронов разных атомов, одна связь - по донорно-акцепторному механизму (углерод за счет наличия свободной орбитали - акцептор, кислород, предоставляющий неподеленную пару электронов - донор).
Оба механизма образования ковалентной связи реализуются также при образовании комплексных соединений, особенно тех, где комплексообразователями являются р-элементы, например, комплексного соединения алюмината натрия Na[AI(OH)4]. Электронная структура атома алюминия . Три неспаренных электрона обеспечивают ковалентные связи по обменному механизму с атомами кислорода трех гидроксильных групп: Оставшаяся свободной р-орбиталь алюминия может быть заполнена неподеленной парой электронов атома кислорода иона ОН- , в результате чего по донорно-акцепторному механизму образуется четвертая ковалентная связь:
Комплексный ион [АI(OH)4]- образует ионную связь с катионом натрия: Na+[AI(OH)4]-. 9. Необходимо знать, что в зависимости от характера частиц и типа химической связи между ними различают четыре класса кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические. Ионной называют решетку, в узлах которой расположены противоположно заряженные ионы, образованные типичными металлами и неметаллами. Причиной образования ионных кристаллических решеток является отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости.
Для веществ с ковалентной связью присущи атомные и молекулярные решетки. Примером веществ, образующих атомные решетки, могут быть алмаз, графит, кремний. В узлах атомных решеток находятся атомы, связанные друг с другом прочной ковалентной связью. К веществам с молекулярной решеткой относятся: СО2 - "сухой лед", твердый аммиак, йод, белый фосфор (Р4), большинство органических соединений). В узлах молекулярных решеток находятся молекулы, связанные друг с другом слабыми межмолекулярными силами.
Для металлов в твердом и жидком состоянии характерно образование металлических решеток, в узлах которых находятся атомы металла, между которыми свободно движутся общие для этих атомов электроны. Металлическая связь - это связь между всеми положительно заряженными ионами и свободными электронами в кристаллической решетке металлов. Особенностью металлической связи является то, что электроны разных атомов обобществлены и распределены по кристаллу почти равномерно. Образование подобной связи обусловлено тем, что атомы металлов имеют мало электронов по сравнению с общим числом внешних энергетически близких орбиталей, а валентные электроны из-за небольшой энергии ионизации слабо удерживаются в атоме. 10. Обратите внимание на особенность водородной связи. Водородная связь - это связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы (или участка молекулы) и отрицательно заряженным атомом элемента другой молекулы (или другого участка молекулы). Причиной образования водородной связи является электростатическое притяжение частиц с противоположным знаком условных зарядов:
Межмолекулярная водородная связь
Определенный вклад в образование водородной связи вносит донорно-акцепторное взаимодействие "полусвободной" 1s-орбитали атома водорода одной молекулы и орбитали с неподеленной парой электронов электроотрицательного элемента другой молекулы.
Н-F: Н-F: Н-F
Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи и находится в пределах 20-40 кДж/моль. О существовании водородной связи, как правило, свидетельствуют повышенные температуры кипения и плавления веществ. Из неорганических соединений водородную связь образуют молекулы фтороводорода, аммиака, воды.
Глава 4.
Типовые тестовые задания на тему: "Классы неорганических соединений".
1. Из перечисленных оксидов в щелочах растворяется оксид: а) CaO
б) Cr2O3
в) MgO
г) BaO
2. Оксиды магния и калия можно разделить с помощью реагентов:
а) Н2O
б) НС1
в) Н2SO4
г) KOH
3. Из перечисленных оксидов в кислотах не растворяется оксид: а) SiO2
б) Cr2O3
в) MgO
г) BaO
4. Оксиды фосфора (V) и калия невозможно разделить с помощью реагентов:
а) Н2O
б) НС1
в) Н2SO4
г) KOH
5. Наиболее ярко выражены основные свойства у оксида марганца: а) MnO
б) MnO3
в) MnO2
г) Mn2O7
6. Оксиды марганца (II) и марганца (VII) невозможно разделить с помощью реагентов:
а) Н2O
б) НС1
в) Н2SO4
г) KOH
7. Наиболее выраженными кислотными свойствами обладает:
а) оксид фосфора (V)
б) оксид азота (V)
в) оксид висмута (V)
г) оксид мышьяка (V)
8. Число гидроксидов среди перечисленных веществ:AI(OH)3, Ni(OH)2, (CaOH)2SO4., Zn(OH)2, SO2, KOH, NaCI, H3PO4:
а) 2 в) 4
б) 3 г) 5 9. Ряду оксидов Cr2O3, NiO, Mn2O7, N2O3, CaO соответствует ряд гидроксидов:
а) H2CrO4, Ni(OH)2, H2MnO4, HNO2, Ca(OH)2 б) Cr(OH)3 , Ni(OH)3, HMnO4, HNO3, Ca(OH)2 в) H2Cr3O7, Ni(OH)2, H2MnO4, HNO2, Ca(OH)2 г). Cr(OH)3 , Ni(OH)2, HMnO4, HNO2, Ca(OH)2
10. Названию сульфит гидроксокальция соответствует соль формулы:
а) Ca(HSO3)2
б) (CaOH)2SO3
в) СaSO3
г) (CaOH)2SO4
11. Названию дигидрофосфат кальция соответствует формула:
а) Ca(H2РO4)2
б) (CaOH)3PO4
в) Сa3(PO4)2
г) (CaOH)2SO4
12. Формула дигидроксосульфата алюминия:
а) Al(HSO4)3 б) AlOHSO4
в) Al2(SO4 )3
г) [Al(OH)2]2SO4
13. Гидроксосоль можно получить из гидроксида:
а) CaO
б) NaOH
в) Ca(OH)2
г) LiOH
14. Дигидросоли может образовать кислота:
а) HNO3
б) H2S
в) HCI
г) H3AsO4
15. Гидросульфат алюминия образуется в результате реакции:
а) 2Al(OH)3 + 3H2SO4 (
б) Al(OH)3 + H2SO4 (
в) 2Al(OH)3 + H2SO4 (
г) Al(OH)3 + 3H2SO4 (.
16. При взаимодействии 1 моль гидроксида кальция и 2 моль ортофосфорной кислоты образуется:
а) дигидроортофосфат кальция
б) гидроортофосфат кальция
в) ортофосфат кальция
г) ортофосфат гидроксокальция
17. При взаимодействии 1 моль аммиака и 1 моль ортофосфорной кислоты образуется:
а) дигидроортофосфат аммония
б) гидроортофосфат аммония
в) ортофосфат аммония
г) гидроортофосфит аммония
18. При взаимодействии 1 моль гидроксида алюминия и 3 моль ортомышьяковой кислоты кислоты образуется:
а) дигидроортоарсенат алюминия
б) гидроортоарсенат алюминия
в) ортоарсенат алюминия
г) ортоарсенат гидроксоалюминия
19. Фосфат гидроксоцинка может быть получен в результате реакции:
а) 3Zn(OH)2 + H3РO4 (
б) 3Zn(OH)2 + 2H3РO4 (
в) Zn(OH)2 + H3РO4 (
г) Zn(OH)2 + 2H3РO4 (.
20. Максимально возможное число солей, которые могут быть получены в результате реакции: Cu(OH)2 + H3PO4 (, равно:
а) 3 в) 5
б) 4 г) 6 21. Максимально возможное число солей, которые могут быть получены в результате реакции: Cr(OH)3 + H2SO4 (, равно:
а) 2 в) 4
б) 3 г) 5 22. Максимально возможное число солей, которые могут быть получены в результате реакции: Cu(OH)2 + H2SO4 (, равно:
а) 2 в) 4
б) 3 г) 5 23. Сульфат гидроксоалюминия может быть получен в результате реакции:
а) 2Al(OH)3 + 3H2SO4 ( б) Al(OH)3 + H2SO4 ( в) 2Al(OH)3 + H2SO4 ( г) Al(OH)3 + 3H2SO4 ( 24. Количество всех возможных солей, которые могут быть получены при взаимодействии гидроксида железа (II) и ортофосфорной кислоты, равно:
а) 2 в) 4
б) 3 г) 5 25. Общее число кислых солей, которые могут быть получены при взаимодействии гидроксида алюминия и серной кислоты, равно:
а) 1 в) 3
б) 2 г) 4 26. Число гидроксидов среди перечисленных веществ: H2SO4, Ni(OH)2, Fe2(SO4)3, Zn(OH)2, SO2, KOH, NaCI, H3PO4:
а) 2 в) 4
б) 3 г) 5 27. Дигидросоль можно получить из кислоты:
а) HCl
б) HNO3
в) H2SO4
г) H3РO4
28. И с кислотами, и с щелочами реагирует гидроксид:
а) NaOH
б) Ba(OH)2
в) Cr(OH)3
г) Mg(OH)2
(1) (2)
29. Для осуществления превращения: К2CO3 ( CaCO3 ( Ca(HCO3)2 необходимы вещества: а) 1- Сa, 2 - HCl
б) 1 - Ca(OH)2, 2 - CO2
в) 1 - CaCl2; 2 - CO2 и H2O
г) 1 - CaO, 2 - H2SO4
30.Пара, первый гидроксид которой обладает более основными свойствами по сравнению со вторым: а) Fe(OH)3 и Fe(OH)2
б) Cu(OH)2 и NH4OH
в) Mg(OH)2 и Ba(OH)2
г) Mg(OH)2 и Al(OH)3
31. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в молекулярном уравнении реакции получения дигидрофосфата магния из ортофосфорной кислоты и гидроксида магния равна: а) 3 в) 5
б) 4 г) 6
32. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
NaOH t oC
Cульфат меди(II) ( гидроксид меди (II) ( оксид меди (II), равна:
а) 6 в) 8
б) 7 г) 9 33. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
NaOHNaOH
Гидросульфат алюминия ( сульфат алюминия ( гидроксид алюминия, равна:
а) 25 в) 35
б) 30 г) 40
3НС1 3КОН t oC
34. В схеме превращений Fe(OH)3 ( Х1 ( Х2 ( Х3, образуется вещество:
а) оксид железа (III)
б) оксид железа (II)
в) гидроксид железа (III)
г) молекула железа
35. Сумма всех коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
Н3РО4 NaОН
Фосфат кобальта (II) ( гидрофосфат кобальта (II) ( фосфат кобальта (II), равна:
а) 15 в) 17
б) 16 г) 18
36. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
NaOH NaOH
Гидросульфат олова (II) ( сульфат олова (II) ( сульфат гидроксоолова, равна:
а) 13 в) 16
б) 15 г) 20 37. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
NaOH H2SO4
Хлорид хрома (III) ( гидроксид хрома (III) ( cульфат хрома (III), равна:
а) 3 в) 5
б) 4 г) 6
3НС1 3КОН КОН
38. В схеме превращений Al(OH)3 ( Х1 ( Х2 ( Х3, образуется вещество:
а) тетрагидроксоалюминат калия б) оксид алюминия
в) гидроксид алюминия
г) хлорид алюминия
39. Сумма всех стехиометрических коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
H3PO4NaOH
Фосфат магния ( дигидрофосфат магния ( фосфат магния, равна:
а) 30 в) 40
б) 35 г) 42
40. Сумма всех коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений:
НС1 H2SO4 NaОН
Магний ( хлорид магния ( сульфат магния ( гидроксид магния, равна:
а) 11 в) 15
б) 13 г) 17
Рекомендации:
1. При проведении классификации оксидов не следует к ним относить соединения элемента с кислородом в степени окисления, отличающейся от -2 (например, O+2 F-12, Na+12O-12 и т.д.). 2. Обратите внимание на существование несолеобразующих оксидов, к которым относятся: безразличные (СО, NO) и солеобразные (Pb2O3, Pb3O4).оксиды. Безразличные оксиды не образуют ни кислот, ни оснований. Солеобразные оксиды очень часто представляют собой смешанные оксиды. Например: Pb2O3 (PbO . PbO2); Pb3O4 (2PbO . PbO2).
3. Не следует давать кислотно-основную характеристику оксидам, практически не встречающимся в природе. Например: Al2O, SiO, SO и т.д.
4. Необходимо помнить, что из основных оксидов при обычных условиях растворяются в воде лишь оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочно-земельных Са, Sr, Ba) металлов.
Ме2О + Н2О = 2 МеОН
МеО + Н2О = Ме(ОН)2.
Все гидроксиды щелочных (за исключением LiOH) и щелочно-земельных металлов являются щелочами (растворимыми в воде основаниями).
Для большинства кислотных оксидов характерно взаимодействие с водой (кроме SiO2, Bi2O5 и др.) с образованием кислот, например:
Р2О5 + Н2О = 2НРО3
SO2 + H2O = H2SO3.
Амфотерные оксиды в воде не растворяются.
5. Обратите внимание на то, что под гидроксидами понимают гидраты оксидов - вещества, реально или формально получающиеся при взаимодействии оксидов с водой (основания, кислоты, амфотерные соединения).
6. Определяя продукты взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами обратите внимание на условия прохождения процессов:
а) амфотерные оксиды взаимодействуют (проявляя основные свойства) с сильными кислотами:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
AI2O3 + 3H2SO4 = AI2(SO4)3 + 3H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
б) проявляя кислотные свойства, амфотерные оксиды реагируют со щелочами, образуя разные формы соединений в зависимости от условий прохождения процесса:
( в расплаве)
(в растворе)
(в расплаве)
(в растворе).
7. При определении соответствия между оксидами элементов и солями, которые можно получить из этих оксидов необходимо учитывать, что в кислотно-основных реакциях степень окисления элемента не изменяется. Например: оксиду N2O3 соответствует соль NaNO2, N2O5 ( NaNO3, MnO(Mn(NO3)2, Mn2O7( KMnO4. 8. Следует помнить, что изменение силы основных свойств оксидов и гидроксидов находится в соответствии с изменением металлических свойств элементов (например, в подгруппе сверху вниз наблюдается увелические металлических свойств элемента и рост силы основных свойств Э2Оn и Э(ОН)n.
Кислотные свойства НЭ увеличиваются в пределах периода по мере увеличения электроотрицательности элемента (слева направо) и в пределах подгруппы по мере увеличения радиуса атома (сверху вниз).
На силу кислородсодержащих кислот, образованных неметаллами, оказывает влияние число атомов кислорода, соединенных кратной связью с центральным атомом.
Э(ОН)n  ЭО(ОН)n  ЭО2(ОН)n
Например: сернистая кислота H2SO3 или SO(OH)2 , более слабая, чем серная кислота H2SO4 или SO2 (OH)2.
9. Необходимо обратить внимание на то, что слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато, образуя несколько видов катионов и, следовательно, солей в реакциях нейтрализации. Например:
(1)
хлорид
дигидроксо-
железа (III)
(2) хлорид
гидроксо-
железа (III)
(3)
хлорид
железа (III)
Слабые многоосновные кислоты также диссоциируют ступенчато, образуя несколько видов анионов и, следовательно, солей в реакциях нейтрализации.
Например:
(1)
дигидро-фосфат натрия
(2)
гидрофосфат
натрия
(3)
фосфат
натрия
Примечание. Однокислотные основания (NaOH, KOH и др.) основные соли не образуют. Одноосновные кислоты (HCI, HNO3 и др.) не могут образовать кислые соли.
10. Для графического изображения формул сложных веществ (например молекулы сульфата алюминия) целесообразно сначала рассмотреть взаимное расположение атомов элементов в остатке кислоты: Н - О О
\ //
Н - О - S = О,
затем соответствующее число остатков соединить друг с другом через атомы металла
/О \ //О
АI-О-S = О
\ О\ //О
/О- S = О
АI-О\ //О
\О-S = О
Глава 5.
Типовые тестовые задания на тему: "Растворы".
1. Истинными растворами называют:
а) гомогенные системы, состоящие из двух и более компонентов
б) гетерогенные системы, состоящие из двух и более компонентов
в) системы, не способные к обмену с окружающей средой энергией
г) системы, не способные к обмену с окружающей средой веществом
2. Примером газообразных растворов является:
а) морская вода
б) воздух
в) сплавы
г) студень
3. Примером жидких растворов является:
а) морская вода
б) воздух
в) сплавы
г) студень
4. Наиболее распространенный растворитель в жидких растворах:
а) ацетон
б) спирт
в) вода
г) бензин
5. Примером твердых растворов является:
а) морская вода
б) воздух
в) сплавы
г) студень
6. На растворимость твердых веществ не оказывает влияние:
а) температура
б) давление
в) природа растворяемого вещества
г) природа растворителя
7. Как правило, хорошо растворимы в воде все соли:
а) кальция
б) магния
в) калия
г) цинка
8. Как правило, хорошо растворимы в воде все соли:
а) соляной кислоты
б) серной кислоты
в) фосфорной кислоты
г) азотной кислоты
9. Не растворяется в воде:
а) Н2SiO3 в) NaOH
б) K2SO4 г) КСl
10. Растворяется в воде:
а) Са3(РО4)2 в) BaSO4
б) КNO3 г) АgСl
11. Особенностью растворения газообразных веществ является зависимость от:
а) температуры
б) давления
в) природы растворяемого вещества
г) природы растворителя
12. Растворимость газов в жидкостях с ростом температуры:
а) увеличивается
б) не изменяется
в) уменьшается
г) становится неограниченной
13. При повышении температуры растворимость в воде снижается:
а) О2 в) СаСО3
б) NaCl г) ZnS
14. Зависимость растворимости газов от давления определяется законом:
а) Бойля-Мариотта
б) Авогадро
в) Генри
г) Вюрца
15. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества без изменения условий (температуры, давления) называют:
а) перенасыщенным
б) ненасыщенным
в) насыщенным
г) концентрированным
16. Раствор, при встряхивании которого выпадает осадок, над которым остается насыщенный раствор, называют:
а) перенасыщенным
б) ненасыщенным
в) насыщенным
г) концентрированным
17. Раствор, который содержит максимально возможное количество растворенного вещества и находится в равновесии с твердым избытком вещества, называют:
а) перенасыщенным
б) ненасыщенным
в) насыщенным
г) концентрированным
18. Осадок под насыщенным раствором соли может растворяться при:
а) добавлении соли в) увеличении давления
б) добавлении воды г) охлаждении
19. Перевод ненасыщенного раствора в насыщенный можно произвести при:
а) охлаждении в) добавлении катализатора
б) нагревании г) добавлении воды
20. Концентрацию насыщенных растворов обычно выражают: а) массовой долей раствора
б) растворимостью вещества при данной температуре
в) объемной долей раствора
г) плотностью раствора 21. Растворимость показывает массу вещества, способного раствориться при данной температуре:
а) в 100 г растворителя в) в 2000 г растворителя б) в 1 г воды г) в 10 г воды 22. Растворимость вещества можно рассчитать, используя формулу:
а) в) .
б) ; г) ;
23. Учитывая, что 50 г насыщенного при 40оС раствора содержат 6,5 г сульфата калия, растворимость K2SO4 составляет:
а) 20 г в) 14,9 г
б) 16 г г) 21 г
24. Учитывая, что растворимость CuSO4 при 200 и 1000 соответственно равна 20,2 и 77 г, масса сульфата меди выпавшего в осадок при охлаждении 825г раствора от 100 до 200С равна:
а) в 100 г в) 276,4 б) 137г г) 264,7 25. Учитывая, что растворимость NaCl при 800 и 00 С составляет 380 г и 358 г соответственно, масса хлорида натрия, выпавшего в осадок при охлаждении 600г раствора от 80 до 00С равна:
а) 30 г в) 9,5 г б) 37г г) 11 г 26. Количественный состав истинного раствора выражают с помощью:
а) парциального давления
б) плотности
в) коэффициента растворимости
г) концентрации
27. Под концентрацией понимают:
а) содержание растворенного вещества в единице массы или объема раствора
б) отношение массы раствора к объему раствора
в) отношение объема раствора к массе раствора
г) плотность раствора
28. По формуле
;
рассчитывается:
а) массовая доля раствора
б) молярная концентрация
в) объемная доля раствора
г) плотность раствора
29. По формуле
;
рассчитывается:
а) массовая доля раствора
б) молярная концентрация
в) объемная доля раствора
г) плотность раствора
30. По формуле
;
рассчитывается:
а) массовая доля раствора
б) молярная концентрация
в) объемная доля раствора
г) молярная доля вещества в растворе
31. В 250 г раствора поваренной соли с массовой долей вещества 10% содержится:
а) 40 г в) 25 г
б) 10 г г) 10 г
32. Раствор соли будет 10%-ным, если он приготовлен растворением: а) 2,2 г соли в 200 г воды в) 5 г соли в 100 г воды
б) 20 г соли в 180 г воды г) 1,5 г соли в 10 г воды
33. В 150 г раствора гидроксида натрия с массовой долей 5% содержится вещества:
а) 15 г в) 10 г
б) 7,5 г г) 5 г
34. 4л одномолярного раствора соды содержат вещества:
а) 0,2 моль в) 0,4 моль
б) 4 моль; г) 0,04 моль
35. В 190 г воды растворили 10 г сахара. Массовая доля (в %) сахара в растворе а) 10 в) 40
б) 100 г) 5 36. 20 г хлорида натрия содержится в 250 мл раствора. Молярная концентрация NaCl в растворе: а) 1 в) 2
б) 1,37 г) 0,1
37. Взаимосвязь молярной концентрации и массовой доли раствора выражена формулой:
а) б) в) г) C (1/z х) = z ∙ C (х)
38. Массовая доля серной кислоты в растворе равна 12%, плотность раствора 1,08 г/мл. Молярная концентрация данного раствора:
а) 1,6 моль/л в) 2 моль/л
б) 1,32 моль/л г) 0,1 моль/л
39. Масса 3%-ного раствора сульфата магния, приготовленного из 100 г MgSO4 ∙ 7H2O, равна:
а) 1626 г в) 200 г
б) 162,8 г г) 1309 г
40. Молярная концентрация раствора сульфата меди (II) с плотностью 1,05 г/мл, полученного сливанием 10 мл 10%-ного раствора (= 1,1 г/мл) с 10 мл 1%-ного раствора (= 1,0 г/мл) CuSO4, равна: а) 0,375 моль/л в) 0,2 моль/л
б) 0,175 моль/л г) 0,1 моль/л
Рекомендации:
1. Обратите внимание на классификацию водных растворов. В зависимости от агрегатного состояния компонентов различают: газообразные (воздух), жидкие (морская вода) и твердые (сплав) растворы.
По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные. Примером концентрированных растворов кислот могут быть растворы, содержащие:  36% НСI,  60% НNО3,  96% Н2SО4.
По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. Ненасыщенный раствор - это раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества без изменения условий (температуры, давления). Перенасыщенный раствор - это раствор, в котором при данных условиях содержится бо́льшее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. При встряхивании такого раствора выпадает осадок, над которым остается насыщенный раствор. Насыщенный раствор- это раствор, который содержит максимально возможное количество растворенного вещества и находится в равновесии с твердым избытком растворенного вещества.
2. Необходимо учитывать, что кроме воды в качестве растворителей применяют большую группу органических и неорганических соединений. Различают полярные (вода, этанол) и неполярные (гексан, четыреххлористый углерод, бензол, толуол) растворители. Наибольшее значение для биологии, физиологии, медицины, технологии и промышленности имеют жидкие растворы, в которых растворителем является вода (полярный растворитель).
3. Следует отметить зависимость растворимости от природы растворенного вещества и растворителя. Зависимость от природы обусловлена характером взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя. Согласно правилу подобное растворяется в подобном, вещества с ионным (щелочи, соли) и полярным (кислоты) типом связи хорошо растворяются в полярных растворителях (например, воде), а неполярные вещества лучше растворяются в неполярных растворителях (например, жир в бензине).
4. Обратите внимание на различную зависимость от температуры твердых и газообразных веществ. Растворимость большинства твердых веществ увеличивается с ростом температуры. Растворимость всех газов с увеличением температуры уменьшается. Это вызвано тем, что скорость отрыва молекул растворенного газа от жидкости увеличивается с повышением температуры в большей степени, чем скорость, с которой молекулы газа ударяются о поверхность жидкости и растворяются в ней.
5. Необходимо знать о том, в отличие от твердых веществ и жидкостей на растворимость газов сильно влияет давление. Зависимость растворимости индивидуальных газов от давления выражается законом Генри:
при постоянной температуре растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.
Растворимость газов в жидкости зависит также от присутствия в ней других веществ. Понижение растворимости газов в растворах электролитов обусловлено уменьшением числа свободных молекул воды из-за того, что часть молекул воды связывается с ионами электролита, образуя гидратированные ионы.
6. Обратите внимание на понятия растворимости и коэффициента растворимости. Растворимость вещества (s) показывает максимальную массу вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя:
Коэффициентом растворимости выражают концентрацию (количественный состав) насыщенного раствора. Отношение массы вещества, образующего насыщенный раствор при данной температуре, к массе растворителя называют коэффициентом растворимости: 7. Не следует путать понятия гидратов и кристаллогидратов. Гидратами называют соединения, образующиеся при растворении в результате связывания молекул веществ с молекулами воды в основном за счет ион-дипольного взаимодействия. Гидраты являются нестойкими соединениями, часто разлагающимися при выпаривании растворов, и не изображаются с помощью формул. Кристаллогидратами называются вещества, в кристаллы которых входят молекулы кристаллизационной воды (например: CaSO4 ∙ 2H2O, Al2(SO4)3 ∙ 18H2O и т.д.). Для некоторых солей, способных к образованию кристаллогидратов, повышение температуры способствует увеличению растворимости до определенной величины, после чего растворимость снижается, несмотря на дальнейший рост температуры. 8. Обратите внимание на вычисление молярной массы кристаллогидратов. Молярную массу кристаллогидрата рассчитывают путем суммирования молярной массы вещества с указанным в формуле количеством молярных масс воды. Например, молярная масса кристаллогидрата Na2CO3 ( 10Н2О равна 286 г/моль:
М(Na2CO3 ( 10Н2О) = М(Na2CO3) + 10 М(Н2О) = 106 + 10 . 18 = 286г/моль.
9. Полезно запомнить основные способы выражения концентрации растворов. Наиболее известные способы выражения: - массовая доля вещества х:;
- объемная доля вещества х: ;
- молярная доля вещества х: ;
- массовая концентрация раствора: , кг/м3;
- титр раствора: , г/см3;
- молярная концентрация: , моль/дм3;
- моляльная концентрация , моль/кг,
где: m(х) - масса вещества х; Vр-ра - объём раствора; mр-ля - масса растворителя;
n(х) - количество вещества х.
В клинической практике очень часто концентрацию ионов выражают в миллиграмм процентах (мг %). Это масса вещества (в мг), содержащегося в 100 мл раствора.
10. Целесообразно знать соотношение для перевода одного способа выражения концентрации раствора в другой.
; где: ρ - плотность раствора, г/см3; ω - массовая доля раствора, %; М( х) - молярная масса вещества х, С(х) - молярная концентрация раствора.
Глава 6.
Типовые тестовые задания на тему: "Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена".
1. Электрическая лампочка наиболее ярко загорится при опускании электродов в водный раствор:
а) хлорида натрия
б) этанола
в) кремниевой кислоты
г) сахарозы
2. Причиной более низких значений температур замерзания и более высоких температур кипения растворов электролитов является:
а) взаимодействие молекул электролита с водой
б) межмолекулярное взаимодействие растворителя
в) образование кристаллогидрата
г) диссоциация электролита
3. Сильным электролитом является:
а) Н2СО3 в) Н2S
б) О2 г) HCl
4. Вещества, которые диссоциируют только на катионы металла и гидроксид-ионы, являются:
а) основными солями
б) амфотерными гидроксидами
в) щелочами
г) кислыми солями
5. В водном растворе ступенчато диссоциирует:
а) сульфат натрия
б) сероводородная кислота
в) уксусная кислота
г) нитрат калия
6. Наименьшее количество ионов водорода образуется:
а) при полной диссоциации фосфорной кислоты
б) в первой стадии диссоциации Н3РО4
в) во второй стадии диссоциации Н3РО4
г) в третьей стадии диссоциации Н3РО4
7. При диссоциации сульфата дигидроксоалюминия в первой стадии образуются ионы:
а) AI3+ в) AI(OH)2+
б) AIOH2+ г) HSO4-
8. В растворе серной кислоты окраска лакмуса:
а) синяя
б) фиолетовая в) красная
г) оранжевая
9. При равенстве молярных концентраций содержание гидроксид-ионов наибольшее в водном растворе:
а) аммиака
б) гидроксида натрия
в) гидроксида бария
г) гидроксида калия
10. Сила кислот в ряду Н3ВО3( Н2СО3 ( НNО3:
а) возрастает; б) не изменятся;
в) ослабевает;
г) самая сильная кислота - НNО3, самая слабая - Н2СО3 11. Наиболее слабым электролитом является раствор:
а) НI
б) HВr
в) НCl
г) НF
12. В ряду гидроксидов Ba(OH)2 → Ca(OH)2 → Mg(OH)2 сила оснований:
а) растет
б) уменьшается
в) сначала ослабевает, затем растет
г) наиболее слабым основанием является Ba(OH)2
13. Наиболее сильной кислотой является:
а) НI
б) HВr
в) НCl
г) НF
14. В ряду гидроксидов LiOH → NaOH → KOH ( RbOH сила оснований:
а) растет
б) уменьшается
в) сначала ослабевает, затем растет
г) наиболее слабым основанием является NaOH
15. Степень диссоциации уксусной кислоты в водном растворе увеличится, если:
а) интенсивно перемешать этот раствор
б) нагреть раствор в) добавить в раствор CH3COONa
г) увеличить концентрацию CH3COOH
16. Степень диссоциации уксусной кислоты в водном растворе уменьшится, если:
а) интенсивно перемешать этот раствор
б) разбавить раствор кислоты водой
в) добавить в раствор CH3COOК
г) добавить в раствор щелочь
17. Степень диссоциации угольной кислоты в водном растворе уменьшится, если:
а) интенсивно перемешать этот раствор
б) разбавить раствор кислоты водой
в) добавить в раствор К2СО3
г) добавить в раствор известковую воду
18. В уравнении электролитической диссоциации соли КМg(SО4)Сl общее число ионов составляет:
а) 4 в) 6
б) 5 г) 7
19. В уравнении электролитической диссоциации соли NН4Al(SО4)2 сумма коэффициентов равна:
а) 4 в) 7
б) 6 г) 8
20. В уравнении электролитической диссоциации соли NaМg(SО4)NO3 общее число ионов составляет:
а) 4 в) 6
б) 5 г) 7
21. В уравнении электролитической диссоциации соли (NН4)3(НSО4)SО4 (первая стадия) сумма коэффициентов равна:
а) 5 в) 7
б) 6 г) 8
22. В уравнении полной электролитической диссоциации соли K[Al(OH)]4 сумма коэффициентов равна:
а) 5 в) 7
б) 6 г) 8
23. В уравнении первой стадии электролитической диссоциации комплексной соли цинката натрия сумма коэффициентов равна:
а) 5 в) 3
б) 6 г) 4
24. Уравнению реакции Na2SiO3 +Н2SО4 = Na2SО4 + Н2SiO3 соответствует краткое ионное уравнение:
а) 2Н+ + SiO32− = Н2SiO3
б) SО42− +2Na+ = Na2SО4
в) 2Na+ + SiO32− +2Н+ + SО42− = 2Na++ SО42− + Н2SiO3
г) SiO32- + Н2SО4 = = Н2SiO3 + SО42− 25. Сокращенное ионное уравнение Fe2++2OH-→Fe(OH)2 соответствует взаимодействию:
а) FeS и KOH
б) FeCl3 и NaOH
в) Fe(NO3)2 и Al(OH)3
г) FeSO4 и KOH
26. Уравнению реакции Cu(ОН)2 + 2НCl = CuCl2 + 2Н2О соответствует краткое ионное уравнение:
а) Cu 2+ + 2Cl‾ = CuCl2
б) ОН‾ +Н+ = Н2О
в) ОН‾ +НCl = Cl‾ + Н2О
г) Cu(ОН)2↓ + 2Н+ = Cu2+ +2Н2О
27. Уравнению реакции 3NаОН + FeCl3 = 3NаCl + Fe(ОН)3 соответствует краткое ионное уравнение:
а) Nа+ + Сl − = NаCl
б) 3Na+ + 3OH- + Fe3++3CI-= 3NaCI + Fe(OH)3
в) Fе3+ + 3ОН− = Fе(ОН)3 ↓
г) Fе2+ + 3ОН− = Fе(ОН)3 ↓
28. Уравнению реакции Ba(ОН)2 + 2НCl = BaCl2 + 2Н2О соответствует краткое ионное уравнение:
а) Ba 2+ + 2Cl‾ = BaCl2
б) ОН‾ +Н+ = Н2О
в) ОН‾ +НCl = Cl‾ + Н2О
г) Ba(ОН)2↓ + 2Н+ =Ba+ +2Н2О
29. Уравнению реакции 3KОН + CrCl3 = 3KCl + Cr(ОН)3 соответствует краткое ионное уравнение:
а) K+ + 2Сl − =KCl
б) 3K++3OH-+Cr3++3Cl-=3K++3Cl- + Cr (ОН)3 ↓
в) Cr3+ + 3ОН− = Cr (ОН)3 ↓
г) Cr3+ + 2ОН− = Cr (ОН)2 30.Уравнению реакции Na2CO3 + H2SO4= Na2SO4+H2O+CO2↑ соответствует краткое ионное уравнение:
а) Na2CO3+ 2H+=2Na+ + H2O+ CO2
б) 2Na++CO32- + 2H+ + SO42- = 2Na++ SO42− +H2O+CO2↑ в) 2H++ CO32− = H2O + CO2↑
г) 2Na+ + SO42− = Na2SO4
31.Уравнению реакции Na2CO3+ H2S= Na2S+H2O+CO2↑ соответствует краткое ионное уравнение:
а) Na2CO3+ 2H+= 2Na+ + H2O+ CO2
б) 2Na++CO32- + H2S- = 2Na++ S2− +H2O+CO2↑ в) H2S + CO32− = H2O + CO2↑ + S2-
г) 2H++ CO32− = H2O + CO2↑
32. Уравнению реакции СаSiO3 +Н2SО4 = Н2SiО3 + CaSO4 соответствует краткое ионное уравнение:
а) 2Н+ + SO42− + CaSiO3 = Н2SiO3 + CaSO4
б) SО42− +Ca2+ = CaSО4
в) 2Н+ +SiO32− = Н2SiО3
г) Н2SО4 +SiO32− = Н2SiО3−+ SO42− 33. Реакция между растворами гидроксида калия и хлорида железа (III) идет до конца, т.к.:
а) это реакция ионного обмена
б) образующийся хлорид калия растворяется в воде
в) гидрооксид железа (III) не растворяется в воде
г) гидроксид калия- едкое вещество
34. Реакция между растворами силиката натрия и серной кислоты идет до конца, т.к.:
а) образующаяся кремниевая кислота не растворяется в воде
б) образующийся сульфат натрия растворяется в воде
в) это реакция ионного обмена
г) серная кислота - едкое вещество
35. Реакция между растворами карбоната кальция и серной кислоты идет до конца, т.к.:
а) это реакция ионного обмена
б) в результате реакции образуется CaSO4
в) в результате реакции образуется углекислый газ
г) в результате реакции образуется малорастворимое вещество и газ
36 Реакция между растворами карбоната калия и соляной кислоты идет до конца, т.к.:
а) это реакция ионного обмена
б) в результате реакции образуется КСl
в) в результате реакции образуется углекислый газ
г) ее используют для обнаружения карбонат-ионов в растворе
37. Реакция между растворами хлорида калия и нитрата серебра идет до конца, т.к.:
а) это реакция ионного обмена
б) образуется нитрат калия, растворимый в воде
в) образуется нерастворимый в воде хлорид серебра
г) ее используют для обнаружения в растворе хлорид-ионов
38. Реакция между растворами хлорида бария и сульфата натрия идет до конца, т.к.:
а) это реакция ионного обмена
б) образуется хлорид натрия, растворимый в воде
в) образуется нерастворимый в воде сульфат бария
г) ее используют для обнаружения в растворе сульфат-ионов
39. Реакция между растворами cульфида калия и серной кислоты идет до конца, т.к.:
а) это реакция ионного обмена
б) в результате реакции образуется сульфат калия
в) в результате реакции образуется газ
г) ее используют для обнаружения сульфид-ионов в растворе
40. Ионное уравнение не может быть составлено для реакции:
а) KOH + H2CO3(слабая) (
б) Ba(OH)2 + H2SO4 (сильная) ( .....(соль() в) Al(OH)3 тв. + HF(слабая) ( .....(соль()
г) Al(OH)3тв. + H2SO4 (сильная) ( .....
Рекомендации:
1. Обратите внимание на различие причин прохождения электрического тока в металлах (за счет переноса электронов) и в растворах электролитов (за счет переноса ионов). 2. Необходимо принять к сведению, что причиной более низких значений температур замерзания и более высоких температур кипения растворов электролитов (неорганических кислот, оснований, солей) по сравнению с соответствующими значениями растворов неэлектролитов (многих органических соединений) является распад молекул электролита на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы.
3 При составлении уравнений диссоциации электролитов необходимо помнить основные положения теории электролитической диссоциации (С.Аррениуса, Д.И. Менделеева).
а. Диссоциация электролитов происходит под действием полярных молекул растворителя.
б. Процесс диссоциации обратим.
в. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов, образующихся при диссоциации.
г. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато. Например:
(1)
(2)
(3)
(1)
(2)
(3)
4. При проведении классификации электролитов на сильные, средние и слабые необходимо ориентироваться на значения степени диссоциации (). Под степенью диссоциации понимают отношение числа распавшихся на ионы молекул (N) к общему числу растворенных молекул (No): Электролиты со степенью диссоциации больше 30% называют сильными (HCI, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCIO4, HCIO3, HMnO4, щелочи, растворимые соли).
Электролиты со значениями от 3 до 30% называют средними (H3PO4, H2SO3, HNO2).
Электролиты, для которых  3 %, относятся к слабым (HF, H2CO3, H2S, HCN, HCIO, H2SiO3, H3BO3, RCOOH, NH4OH и все нерастворимые гидроксиды, Н2О).
Степень диссоциации слабых электролитов увеличивается при повышении температуры, разбавлении раствора и введении в раствор иона (разноименного), способного связать полученный при диссоциации ион в молекулу слабого электролита. Например: Mg(OH)2(Mg2+ + 2ОН- (1)
При добавлении кислоты происходит связывание гидроксильных групп в слабо диссоциирующие молекулы воды:
2Н+ + 2ОН- ( 2Н2О и смещение равновесия (1) в правую сторону, что свидетельствует о дополнительной диссоциации гидроксида магния.
Введение в равновесную систему (1) одноименных ионов (Mg2+ или ОН-) будет способствовать смещению равновесия (1) влево и ослаблению диссоциации Mg(OH)2.
5. Обратите внимание на формулировку неорганических соединений с точки зрения теории электролитической диссоциации.
Кислотами называются сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только катионы водорода.
Основаниями называются сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
Наличие в водной среде ионов водорода обусловливает кислую среду, а ионов гидроксильных групп - щелочную среду. Кислотность среды определяют с помощью кислотно-основных индикаторов - веществ, способных изменять окраску под воздействием ионов водорода или гидроксильных групп.
6. Обратите внимание на изменение окраски трех наиболее часто используемых индикаторов - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого.
Таблица 3.
Изменение окраски индикаторов в зависимости от характера среды.
ИндикаторКислая средаНейтральная средаЩелочная средаЛакмус
Метиловый оранжевый
ФенолфталеинКрасный
Красный
БесцветныйФиолетовый
Оранжевый
БесцветныйСиний
Желтый
Розовый7. При проведении количественной оценки ионов, образующихся при ступенчатой диссоциации многоосновных кислот и многокислотных оснований необходимо помнить, что легкость диссоциации на каждой последующей стадии уменьшается. Поэтому наибольшая концентрация ионов Н+ образуется в результате диссоциации многоосновной кислоты на первой стадии, наименьшая концентрация - на последней стадии диссоциации. Соответственно, наибольшая концентрация ОН- - групп образуется в результате диссоциации многокислотного основания на первой стадии, наименьшая концентрация - на последней стадии диссоциации.
8. Следует отметить, что в отличие от средних солей, диссоциирующих на катионы металлов и анионы кислотных остатков (например: Na2SO4 ( 2Na+ + SO42-) в растворах кислых солей, наряду с катионами металла и анионами кислотного остатка, присутствуют ионы водорода. Например:
Продуктами диссоциации основных солей являются катионы металлов, анионы кислотных остатков и гидроксогрупп. Например:
9. Обратите внимание на диссоциацию двойных и комплексных солей.
Двойные соли состоят из катионов двух различных металлов и одного вида кислотных остатков. Диссоциируют двойные соли как сильные электролиты:
.
Комплексные соли по типу сильных электролитов диссоциируют на ионы внешней сферы и комплексные катионы:
или анионы:
Комплексные ионы диссоциируют как слабые электролиты на лиганды и ионы комплексообразователя:
10. При составлении ионных уравнений реакций обмена учтите:
- формулы сильных электролитов записывают в виде ионов;
- формулы слабых электролитов, малорастворимых и газообразных веществ, а также формулы оксидов металлов и неметаллов записывают в молекулярном виде. Формулы комплексных ионов также записывают в целостном виде;
-сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равной сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
- реакции обмена необратимы в тех случаях, когда образуется осадок:
слабый электролит:
газ:
комплексное соединение:
Обратимыми называют реакции, способные одновременно протекать в двух противоположных направлениях. К ним относятся реакции обмена между сильными электролитами:
а также реакции, в которых среди исходных веществ имеются слабые или малорастворимые венщества:
Глава 7.
Типовые тестовые задания на тему: "Гидролиз солей".
1. Гидролизу подвергается соль:
а) FeSO4 в) РbI2 б) ВаSO4 г) КI
2. Не подвергается гидролизу хлорид:
а) бария в) железа
б) алюминия г) аммония
3. Не гидролизуется соль натрия:
а) сульфид в) фосфат
б) карбонат г) нитрат
4. Вещество, полностью гидролизующееся при добавлении воды:
а) CuSO4 в) HNO3 б) NaCl г) Al2S3
5. Гидролизу подвергается соль:
а) ZnSO4 в) ВаCI2 б) ВаCO3 г) Кl
6. Не гидролизуется соль калия:
а) сульфид в) сульфит
б) карбонат г) нитрат
7. Вещество, полностью гидролизующееся при добавлении воды:
а) CaSO4 в) KNO3 б) NaCl г) (NH4)2S
8. Установите соответствие между названием соли и ее способностью к гидролизу:
Название соли Способность к гидролизу
а) сульфид аммония 1) гидролизу не подвергается
б) фосфат калия 2) гидролизуется по катиону
в) сульфид натрия 3) гидролизуется по аниону
г) сульфат цезия 4) гидролизуется по катиону и аниону
9. Установите соответствие между названием соли и ее способностью к гидролизу:
Название соли Способность к гидролизу
а) сульфид цезия 1) гидролизу не подвергается
б) нитрат бария 2) гидролизуется по катиону
в) сульфат натрия 3) гидролизуется по аниону
г) карбонат аммония 4) гидролизуется по катиону и аниону.
10. Установите соответствие между названием соли и ее способностью к гидролизу:
Название соли Способность к гидролизу
а) бромид цинка, 1) гидролизу не подвергается
б) сульфид натрия, 2) гидролизуется по катиону
в) сульфат натрия, 3) гидролизуется по аниону
г) ацетат алюминия. 4) гидролизуется по катиону и аниону.
11. Установите соответствие между названием соли и ее способностью к гидролизу:
Название соли Способность к гидролизу
а) сульфат цезия 1) гидролизу не подвергается
б) нитрат калия 2) гидролизуется по катиону
в) сульфат магния 3) гидролизуется по аниону
г) карбонат аммония 4) гидролизуется по катиону и аниону.
12. Гидролизуется по катиону соль:
а) ВаSO4 в) AgCl
б) FeSO4 г) Na3РО4
13. Гидролизуется по аниону соль:
а) NaNO3 в) СаSiO3
б) К2S г) Мg(NO3)2
14. Гидролизуется по катиону соль:
а) СаSO4 в) ZnCl2
б) К2SO4 г) Na3РО4.
15. Гидролизуется по аниону соль:
а) KNO3 в) MgSiO3
б) К2SO3 г) Al(NO3)3
16. Основная соль образуется при гидролизе: а) СuSO4 в) К2СО3
б) Na2S г) Na3РО4
17. Кислая соль образуется при гидролизе:
а) NaNO3 в) BaCl2
б) FeBr3 г) К3РО4.
18. Основная соль образуется при гидролизе: а) Zn(NO3)2 в) Na2SiО3
б) K2S г) Na3РО4
19. Кислая соль образуется при гидролизе:
а) AgNO3 в) ZnCl2
б) FeBr3 г) К3РО4.
20. Установите соответствие между названием соли и средой ее водного раствора:
Название соли Среда раствора
а) хлорид хрома (III) 1) нейтральная
б) сульфат хрома (II) 2) сильнокислотная
в) сульфид натрия 3) слабокислотная
г) сульфат цезия 4) щелочная.
21. Установите соответствие между формулой соли и ее поведением в водном растворе:
Формула соли Поведение в растворе.
а) NaBr 1) соль полностью разлагается водой
б) (CH3COO)2Ca 2) соль гидролизуется частично с в) (NH4)2SO4 образованием кислотной среды
г) Cr2S3 3) соль гидролизуется частично с
образованием щелочной среды
4) соль хорошо растворима, но не
гидролизуется.
22. Одинаковую среду имеют водные растворы карбоната калия и:
а) хлорида лития б) нитрата магния в) карбоната рубидия г) нитрата алюминия.
23. Установите соответствие между формулой соли и водородным показателем ее водного раствора:
Формула соли Водородный показатель рН
а) MnSO4 1) рН = 7
б) K2CO3 2) рН  7
в) CaCl2 3) рН  7
г) AI2S3 4) рН  7
24. Среда водного раствора силиката натрия:
а) нейтральная б) сильнокислая в) слабокислая г) щелочная
25. Установите соответствие между названием соли и средой ее водного раствора:
Название соли Среда раствора
а) хлорид золота (III) 1) нейтральная
б) сульфат железа (II) 2) сильнокислая
в) ортофосфат цезия 3) слабокислая
г) ацетат калия 4) щелочная
26. Установите соответствие между формулой соли и водородным показателем ее водного раствора:
Формула соли Водородный показатель рН
а) MgSO4 1) рН = 7
б) Nа2CO3 2) рН  7
в) BaCl2 3) рН  7
г) Cr2S3 4) рН  7
27. Среда водного раствора гидрокарбоната натрия:
а) нейтральная б) сильнокислая в) слабокислая г) щелочная.
28. Нейтральная среда будет в растворе соли:
а) Na2S в) КСl
б) К2SO3 г) (NH4)2CO3
29. Кислотная среда образуется при растворении в воде:
а) Мg(NO3)2 в) Mg3(PO4)2
б) NaCl г) Na2S 30. Щелочная среда образуется при растворении в воде:
а) Na2S в) КСl
б) СаСO3 г) NaNO3
31. К фактору, усиливающему гидролиз сульфата железа (II), относится:
а) концентрирование раствора в) добавление CuCl2 б) добавление К2СО3 г) понижение температуры
32. Ослаблению гидролиза сульфата железа (II) будет способствовать:
а) добавление Zn(NO3)2 в) добавление КСl
б) нагревание раствора г) разбавление раствора
33. Для подавления гидролиза сульфида натрия в водном растворе можно:
а) добавить кислоту
б) добавить воду
в) добавить щелочь
г) нагреть раствор
34. Для подавления гидролиза сульфата цинка в водном растворе можно:
а) добавить щелочь
б) добавить кислоту
в) добавить воду
г) нагреть раствор
35. Для усиления гидролиза ацетата натрия в водном растворе можно:
а) добавить соль в раствор
б) добавить щелочь
в) добавить кислоту
г) понизить температуру раствора
36. Продуктами первой стадии гидролиза силиката калия, выраженной кратким ионным уравнением являются:
а) HSiO3− + OH−
б) H2SiO3 + 2OH−
в) HSiO3− + H+
г) H2SiO3 +2 H+.
37.Продуктами реакции гидролиза при обычных условиях, выраженной кратким ионным уравнением Bi3+ + H2O ↔ .... являются:
а) BiOH2+ + H+
б) Bi(OH)2+ + OH−
в) Bi(OH)3 + OH−
г) Bi(OH)3 + H+
38. Метилоранж меняет свою окраску на красную в растворе:
а) сульфата лития б) нитрата натрия в) сульфата магния г) карбоната калия 39. Лакмусовая бумажка краснеет в водном растворе:
а) KNO3 в) BaCl2
б) AlBr3 г) К3РО4
40. Фенолфталеин приобретает розовую окраску в растворе:
а) сульфата цинка б) сульфида алюминия в) сульфита калия г) хлорида натрия
Рекомендации:
1. Обратите внимание на то, что не все реакции взаимодействия вещества с водой относятся к гидролизу. Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.
Например: - гидролиз сульфата меди(II)
- гидратация сульфата меди
Гидролиз является частным случаем реакций сольволиза, т.е. реакций обмена между растворителем и растворимой солью.
2. Поскольку с водой взаимодействуют ионы соли не следует рассматривать гидролиз нерастворимых (Н) и малорастворимых (M) солей.
Учитывая, что процесс необратим в случае образования слабого электролита, растворимые соли, образованные сильной кислотой (например, НСI, НNО3,, Н2SO4) и сильным основанием (например, NaOH, КОН) в воде гидролизу не подвергаются.
3. В качестве примера полного гидролиза следует рассматривать взаимодействие с водой соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой. Растворимые соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием гидролизуются по аниону и по катиону в большей степени, чем другие типы солей. При этом образуются малорастворимые слабые основания и слабые кислоты. СН3СООNН4 + НОН  СН3СООН + NН4ОН
СН3СОО- + NН4+ + НОН  СН3СООН + NН4ОН,
4. Следует помнить, что частичный гидролиз происходит в том случае, когда соль образована сильным и слабым электролитом.
5. При составлении уравнений гидролиза солей необходимо учитывать, что с водой взаимодействует тот ион соли, которому соответствует слабый электролит В случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой идет гидролиз по катиону. Например:
Zn2+ + HOH (ZnOH)+ + H+ (гидролиз по катиону).
Для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием характерен гидролиз по аниону. Например:
SO32- + HOH HSO3- + ОH-(гидролиз по аниону).
6. Обратите внимание на условия образования кислых и основных солей в процессе гидролиза. Как правило, в случае гидролиза по многозарядному аниону в первой стадии образуется кислая соль. Например:
При комнатной температуре гидролиз соли К2СO3 ограничивается первой ступенью:
СO32- + HOH HСO3- + ОH-
2К+ + СO23 + HOH  HСO3 - + ОH- + 2 К+
К2СO3 + HOH  КHСO3 + КOH
кислая
соль
В случае гидролиза по многозарядному катиону могут образоваться основные соли. Например:
Ион Сr3+ cоединяется с ионами ОН- ступенчато, образуя гидроксо-ионы (СrОН)2+, (Сr(ОН)2(+ и молекулу Сr(ОН)3-
Сr3+ + НОН  (СrОН)2+ + H+ (1) (СrОН)2+ + НОН t [ Cr(ОН)2]+ + H + (2)
[Сr(ОН)2+ + НОН t  Cr (ОН)3 + Н + (3)
Практически при комнатной температуре гидролиз соли ограничивается первой ступенью:
Сr3+ + 3С1- + НОН  (СrОН)2+ + Н+ + 3Сl-
СrСl3 + НОН  (СrОН)СI2 + НСl
основная соль
7. Следует отмечать реакцию среды в растворах различного типа солей, используя водородный показатель. Водородным показателем (рH) называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:
рH= - lgCн+
Величина рH необходима для количественной оценки кислотности раствора:
в нейтральной среде (CH+ = COH-); рH =7
в кислой среде (СH+ COH_); рH 7
в щелочной среде (СH+COH_); рH 7 Растворимые соли образованные слабым основанием и сильной кислотой, в водных растворах имеют кислую реакцию среды (рН 7).
Например:
Zn2+ + НОН  ZnОН+ + Н+
2Zn2+ + 2SO42- + 2 НОН  2ZnОН+ + SO42- + 2Н+ + SO42-
2ZnSO4 + 2HOH  (ZnОН)2SO4 + H2SO4
Растворимые соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием в водных растворах имеют щелочную реакцию среды. (рН7).
Например:
S2- + НОН  НS- + ОН-
2К+ + S2- + НОН  К+ + НS- + К+ + ОН-
К2S + НОН  КНS + КОН
Растворимые соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, имеют нейтральную реакцию среды (рН = 7).
Характер среды солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием зависит от относительной силы образующихся соединений (рН7).
Например в водном растворе ацетата аммония СН3СООNН4 + НОН  СН3СООН + NН4ОН
среда слабощелочная: (рН  7) , т.к. константа диссоциации гидроксида аммония равна 6,6 . 10-5, константа диссоциации уксусной кислоты - 1,75 . 10-5.
8. Учтите изменение окраски в разных средах трех наиболее часто используемых индикаторов:
ИндикаторКислая средаНейтральная средаЩелочная средаЛакмус
Метиловый оранжевый
ФенолфталеинКрасный
Красный
БесцветныйФиолетовый
Оранжевый
БесветныйСиний
Желтый
Розовый
9. Следует помнить, что к основным факторам, усиливающим гидролиз, относятся: повышение температуры (гидролиз - эндотермический процесс), разбавление раствора и смешивание разнотипых солей. Учитывая, что процесс гидролиза является обратимым, становится понятной зависимость полноты гидролиза от концентрации: с увеличением содержания воды в системе равновесие смещается в сторону образования продуктов прямой реакции. Например: если в холодных и умеренно концентрированных растворах гидролиз нитрата висмута практически ограничивается первой стадией:
Bi3+ + HOH (BiOH)2+ + H+ (1)
3NO3- + Bi3+ + HOH (BiOH)2+ + H+ + 3NO3- Bi(NO3)3 + H2 О O BiOH(NO3)2 + HNO3,
то по мере разбавления процесс усиливается и тогда заметно активизируется вторая стадия гидролиза. При сильном разбавлении водой раствора Bi(NO3)3 выделяется обильный белый осадок, представляющий собой смесь основных солей висмута (дигидроксонитрата и гидроксодинитрата висмута). Это свидетельствует о том, что при добавлении воды, наряду с гидролизом по первой стадии, происходит процесс по второй ступени: (BiOH)2+ + HOH [Bi(OH)2]+ + H+ (2 )
2NO3- + (BiOH)2+ + HOH [Bi(OH)2]+ + H+ + 2NO3- BiOH(NO3)2 + HOH Bi(OH)2NO3 + HNO3
10. Для объяснения причины усиления гидролиза при смешивании разнотипных солей вспомните факторы, способствующие смещению равновесия. Например, при смешивании водных растворов хлорида железа (III) и карбоната натрия накапливаются ионы водорода и гидроксильных групп, способные к образованию молекул воды:
Fe3+ + HOH  (FeOH)2+ + H+ (1)
(FeOH)2+ + HOH  [Fe(OH)2]+ + H+ } (2) [Fe(OH)2]+ +HOH  Fe(OH)3 + H+  2H2O (3)
CO23- + HOH  HCO-3 + OH-  (1)
HCO-3 + HOH  H2CO3 + OH-  (2)
Образование дополнительного количества воды и удаление из равновесных систем ионов Н+ и ОН- являются причиной смещения равновесий вправо, т.е. в сторону продуктов гидролиза.
Суммарное ионное уравнение имеет вид:
Fе3+ + СО32- + 3Н2 О  Fе(ОН)3 + Н2СО3 + Н+
 
H2O CO2 В молекулярном виде:
FeCl3 + Na2CO3 +2H2O = Fe (OH)3 + CO2 +HCl +2NaCl
Смешивание однотипных солей приводит в ослаблению гидролиза. Например: контакт растворов сульфида калия и фосфата натрия ослабляет гидролиз друг друга. Это происходит потому, что в результате гидролиза образуются одноименные ионы (ОН-), накопление которых смещает равновесие в сторону исходных веществ:
S2- + HOH HS- + OH-; PO43- + HOH HPO42- + OH-.
В связи с этим, вероятность прохождения второй ступени гидролиза при контакте двух подобных солей уменьшается.
Глава 8.
Типовые тестовые задания на тему: "Окислительно-восстановительные реакции".
1. Степень окисления +5 атом хлора имеет в соединении:
а) ClO3 б) Cl2O7
в) Ba(ClO2)2
г) KClO3
2. Степень окисления серы в соединении FeS2:
а) -2 в) +1
б) -1 г) +2 3. Степень окисления азота в аммиаке:
а) +5 в) +4
б) 3 г) +1
4. Степень окисления марганца максимальна в соединении:
а) MnO3
б) H2MnO3
в) Na2MnO4
г) KMnO4
5. Степень окисления серы минимальна в соединении:
а) H2SO3
б) H2S
в) H2SO4
г) So
6. Реакции, уравнение которой 4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О, соответствует схема превращения азота:
а) N+3 → N+2
б) N−3 → N−2
в) N+3 → N−3
г) N−3 → N+2
7. Схеме превращения S−2 → S+4 соответствует уравнение реакции:
t
а) 2Н2S+О2 = 2S + 2Н2О
t
б) 2Н2S+3О2 = 2SО2 + 2Н2О
в) Н2SО3+ Н2О2 = Н2SО4 + Н2О
г) 4Н2О2+ РbS = РbSО4 + 4Н2О
8. Из реакций, представленных схемами, к окислительно-восстановительной можно отнести:
а) SiH4 +O2 → SiO2 +H2O
б) KOH + CO2 → KHCO3
в) CО2 + H2О → H2СО3
г) CaCO3 → CaO + CO2
9. Окислительно-восстановительной является реакция, уравнение которой:
а) HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
б) SO3 + H2O = H2SO4
в) CaCO3 = CaO + CO2
г) 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
10. Схема реакции, в которой соляная кислота является восстановителем и подвергается процессу окисления:
а) MnO2 + HCl → Cl2o +
б) Zn + HCl → H2o +
в) CuO + HCl →
г) Na2CO3 + HCl →
11.Схема реакции, в которой соляная кислота является окислителем и подвергается процессу восстановления:
а) MnO2 + HCl → Cl2o +
б) Zn + HCl → H2o +
в) CuO + HCl →
г) Na2CO3 + HCl →
12. Степень окисления окислителя в реакции KMnO4 + HCl = KCl + MnCl2 +H2O + Cl2, равна:
а) +2 в) +6
б) +4 г) +7
13. Степень окисления восстановителя в реакции
KBr + O3 + H2O = KOH +Br2 + O2, равна:
а) -1 в) +4
б) -2 г) 0
14. В окислительно-восстановительной реакции, представленной схемой: Cr2S3 + Mn2+ + NO3− + CO32− → CrO42− + MnO42− + NO + CO2 + SO42− ,
окисляются все элементы ряда:
а) Mn, N, S
б) C, S, Cr
в) Mn, S, Cr
г) Cr, S, N
15. Окислительная способность атомов в периодах с увеличением порядкового номера p-элементов:
а) уменьшается б) увеличивается в) не изменяется г) отсутствует закономерность
16. В главных подгруппах ПСЭ восстановительная способность атомов химических элементов растет с:
а) уменьшением радиуса атомов
б) увеличением числа энергетических уровней в атомах
в) уменьшением числа протонов в ядрах атомов
г) увеличением числа валентных электронов
17. Только окислительными свойствами обладает:
а) фтор
б) хлор
в) бром
г) иод
18. Наиболее сильный восстановитель в водных растворах:
а) Na
б) K в) Li.
г) Rb
19. Водород проявляет окислительные свойства при взаимодействии с:
а) кислородом
б) азотом
в) калием
г) хлором
20. В реакции оксида молибдена (VI) с водородом восстановителем является:
а) Mo+6 в) H+ б) H2 г) Moo 21. В реакции оксида марганца (II) с углеродом восстановителем является:
а) Mn+2 в) Co
б) MnO г) CO
22. Углерод выступает в качестве окислителя в реакции с:
а) водородом
б) азотной кислотой
в) концентрированной серной кислотой
г) оксидом меди
23. Окислитель принимает пять электронов в процессе восстановления:
а) ClО2 +2Н+ → СlО+Н2О
б) Н2О2 +2Н+ → 2Н2О
в) ВrО3- +6Н+ → Вr0 + 3Н2О
г) МnО2 +4Н+ → Мn2+ + 2Н2О
24. Наименьшее общее кратное числа отданных и принятых электронов для окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме
FeS +O2 → Fe2O3 + SO2, равно:
а) 8 в) 28
б) 24 г) 4
25. Наименьшее общее кратное чисел отданных и принятых электронов для окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме FeS2+О2 → Fe2О3 + SО2, равно:
а) 4 в) 44
б) 40 г) 20 26. Значение коэффициента при окислителе в окислительно-восстановительной реакции Р + КClО3 ( КCl + Р2О5 равно:
а) 6 в) 5
б) 3 г) 11 27. В окислительно-восстановительной реакции KOH + Cl2 ( KClO3 + KCl + H2O
суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соответственно равны:
а) 5 и 8 в) 11 и 12
б) 9 и 9 г) 5 и 2
28. В окислительно-восстановительной реакции (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + H2O
суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соответственно равны:
а) 1 и 6 в) 1 и 2
б) 5 и 9 г) 5 и 2
29. Продукт восстановления MnO4- в кислой среде:
а) Mn2+ в) MnO42- б) Mn2O7 г) MnO2 30. Продукт восстановления MnO4- в щелочной среде:
а) Mn2+ в) MnO42- б) Mn2O7 г) MnO2 31. Продукт восстановления Cr2O7 2- в кислой среде:
а) Cro в) CrO42- б) CrO2- г) Cr3+ 32. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции
KMnO4 + C2H5OH ( MnO2 + CH3CHO + H2O +KOH, равен:
а) 1 в) 4
б) 2 г) 6
33. Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении реакции
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 ( K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O, равен:
а) 1 в) 4
б) 2 г) 10
34. В окислительно-восстановительной реакции HI + Cl2 + H2O ( HIO3 + HCl
сумма коэффициентов левой части уравнения равна:
а) 4 в) 6
б) 5 г) 7
35. В окислительно-восстановительной реакции Ca(OH)2 + Cl2 ( Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O
сумма коэффициентов правой части уравнения равна:
а) 4 в) 6
б) 5 г) 7
36. В окислительно-восстановительной реакции
KMnO4 + C2H5OH + H2SO4 ( MnSO4 + CH3COOH + H2O + K2SO4
суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соответственно равны:
а) 15 и 22 в) 14 и 12
б) 12 и 18 г) 16 и 22
37. В окислительно-восстановительной реакции
KMnO4 + C2H4 + H2O ( MnO2 + C2H4(OH)2 + KOН
суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соответственно равны:
а) 7 и 9 в) 4 и 12
б) 9 и 7 г) 6 и 2
38. В окислительно-восстановительной реакции
K2Сr2O7 + FeCl2 + HCl ( CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O
суммы коэффициентов исходных веществ и продуктов реакции соответственно равны:
а) 17 и 9 в) 14 и 12
б) 9 и 17 г) 21 и 17
39. Из представленных ниже реакций к реакциям диспропорционирования принадлежит:
а) S + 2НNО3(К) = Н2SО4 + 2 NО б) Mg + S = MgS
в) 2KNO3 = 2KNO2 + О2 г) 6КOН + 3S = К2SО3 + 2К2S + 3Н2О
40. Из представленных ниже реакций к реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления принадлежит:
а) S + 2НNО3(К) = Н2SО4 + 2 NО б) Mg + S = MgS
в) 2KNO3 = 2KNO2 + О2 г) 6КOН + 3S = К2SО4 + 2К2S + 3Н2О
Рекомендации:
1. Следует отметить особенность окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых происходит передача электронов с последующим изменением степени окисления элементов. Под степенью окисления понимают условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все атомы в молекуле имеют заряд, а сама молекула электронейтральна.
2. Необходимо помнить, что высшая степень окисления элемента не должна превышать номер группы в периодической системе Д.И. Менделеева. Минимальная степень окисления металлов равна 0, неметаллов - разности (8 - № группы).
При определении степени окисления элементов в соединении необходимо учитывать ее значение у элементов с постоянным условным зарядом (у щелочных металлов (+1), щелочно-земельных металлов (+2), алюминия (+3), фтора (-1) и электронейтральность молекулы соединения. Например, при определении степени окисления серы в серной кислоте учитывают степень окисления водорода (+1) и кислорода (-2): (+1) ∙ 2 + х + (-2) ∙ 4 = 0; х = +6.
3. Обратите внимание на соединения, в которых элемент находится в необычной степени окисления: Н+12О-12 , О+2F2 (как правило, в соединениях кислород находится в степени окисления -2); Na+H- (водород в соединениях почти всегда имеет степень окисления +1). 4. При определении веществ - восстановителей, подвергающихся процессу окисления и окислителей, подвергающихся процессу восстановления, необходимо помнить, что восстановителем называют вещество, содержащее элемент, повышающий степень окисления в ходе окислительно-восстановительной реакции, степень окисления окислителя при этом понижается. В состав типичных окислителей входят атомы элементов в высшей степени окисления (соответствующей номеру группы), например: KMn+7O4, K2Cr+62O7, HN+5O3. К группе восстановителей относят металлы и соединения, содержащие элемент в минимальной степени окисления, например: H+2S-2, P-3H3, H+I-. Соединения, содержащие элемент в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Свойства таких соединений зависят от того, с каким веществом (окислителем или восстановителем) они реагируют. Например, сера в свободном состоянии реагирует с водородом и металлами (восстановителями), проявляя свойства окислителя:
So+ 2Na = S-2 + 2Na+
So+ 2Na = Na2S
В реакции с кислородом сера ведет себя как восстановитель:
So + O2 = SO2
.
5. Следует отметить то, что в окислительно-восстановительной реакции могут принимать участие несколько окислителей или восстановителей. В этом случае для соблюдения электронного баланса учитывают общее число электронов, полученных окислителем и отданных восстановителем. Например, в реакции: два восстановителя (сера и железо) и один окислитель (кислород). Общее число отданных восстановителями электронов равно 11, число электронов, принятых окислителем равно 4. Наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов 44:
Коэффициенты в уравнении реакции соответствуют полученному электронному балансу:
6. Обратите внимание на группы окислительно-восстановительных реакций.
К реакциям внутримолекулярного окисления - восстановления относятся такие, в процессе которых одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя (степень окисления элемента понижается), другая - функцию восстановителя (степень окисления элемента повышается). К подобным реакциям способны вещества, молекулы которых содержат элементы в максимальной и минимальной степени окисления, например: 2КN+5O3-2 = 2КN+3О2 + О2о
Реакция диспропорционирования заключается в том, что молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и восстановитель, так как в них содержатся атомы элементов с промежуточной степенью окисления, способные отдавать и принимать электроны, например:
4Ро + 3NаОН + 3Н2О = Р-3Н3 + 3NаН2Р+1О2
К межмолекулярным окислительно-восстановительным процессам относятся реакции, в которых изменяются степени окисления атомов элементов в молекулах разных веществ, например:
2КМn+7О4 + 10Fе+2SО4 + 8Н2SО4 = 2Мn+2SО4 + К2SО4 + 5Fe+32(SO4)3 + 8H2O
К реакциям конмутации относят процессы, при которых молекула исходного вещества подвергается и окислению, и восстановлению за счет содержания одного и того же элемента в высшей и низшей степени окисления, например:
7. Следует отметить, что рассмотренный выше метод электронного баланса удобен для реакций в газовой фазе и для реакций с твердыми веществами. Реакции в растворах целесообразно рассматривать с помощью метода электронно-ионного баланса (метода полуреакций).
8. Необходимо знать особенности метода полуреакций. Метод полуреакций отличается от метода электронного баланса тем, что в схемах записывают реальные частицы (ионы, молекулы), содержащие элемент, изменяющий степень окисления. Например, для реакции:
2КМn+7О4 + 10Fе+2SО4 + 8Н2SО4 = 2Мn+2SО4 + К2SО4 + 5Fe+32(SO4)3 + 8H2O
электронная схема ионо-электронная схема
Мn+7 +5ē  Мn+2 2
2Fe+2 -2 ē  2Fе+3 5
2Мn+7+10Fе+2 = 2Мn+2+10Fe+3МnО4- + 8Н++5ē  Мn2+ + 4Н2О 2
2Fe2+ - 2 ē  2Fe3+ 5
2МnО4- + 16Н+ + 10Fe2+ = 2Mn2+ +8Н2О+10Fe3+
Количество принятых и отданных электронов рассчитывают путем сравнения суммарных зарядов частиц, расположенных в левой и правой части полуреакции. Число атомов кислорода в ионо-электронных схемах уравнивают с помощью молекул воды, которые записывают в количестве, соответствующем разности между числом атомов (О) в левой и правой части полуреакции.
кислая среда (в сторону недостатка атомов кислорода)
Н2О щелочная среда (в сторону избытка атомов кислорода)
нейтральная среда (в левую часть полуреакции)
В кислой среде число атомов водорода уравнивают с помощью ионов Н+, в щелочной среде - с помощью ионов ОН-, в нейтральной среде могут быть использованы либо протоны, либо гидроксид-ионы.
9. Обратите внимание на факторы, влияющих на окислительно-восстановительную способность веществ: температуру (Т), рН среды, концентрацию окисленной (aox) и восстановленной (ared) форм вещества:
,
где R - газовая постоянная (8,314 Дж/моль ∙ К); F - постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль); n - число электронов, участвующих в обратимом окислительно-восстановительном процессе, протекающем на электроде. Влияние кислотности среды на окислительную способность часто используемых в практике веществ можно продемонстрировать на примерах:
в кислой среде (восстанавливается до Mn2+)
MnO4 - в щелочной среде - до MnO42-
в нейтральной среде - MnO2
Дихроматы в кислой среде восстанавливаются до солей хрома (III):
Сr2O72- + 14H+ + 6ē ( 2Cr3+ + 7H2O,
в щелочной и нейтральной среде переходят в хроматы из-за смещения равновесия: Сr2O72- + H2O ( 2CrO42- + 2H+ вправо, а затем восстанавливаются с образованием хромитов:
CrO42- + 4H2O + 3ē ([Cr(OH)6]3- + 2OH-.
Пероксид водорода способен проявлять свойства восстановителя:
Н2О2 - 2ē ( 2Н+ + О2,
однако более характерными для него являются окислительные свойства. В этом случае, в зависимости от среды, он может восстанавливаться до воды или гидроксильных групп:
Н2О2 + 2Н+ + 2ē ( 2Н2О
Н2О2 + 2ē ( 2ОН-
10. Для расчета сумм коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции необходимо умение составлять молекулярную форму уравнения, прибавляя в левую и правую сторону ионного уравнения неучаствующие в окислительно-восстановительном процессе ионы, например:
Н3РО3 + КMnO4 + H2SO4 ( H3PO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.
5PO33- + 5H2O + 2MnO4- + 16H+ = 5PO43- + 1OH+ + 2Mn2+ + 8H2O или
5PO33- + 2MnO4- +6H+ = 5PO43- + 2 Mn2+ + 3H2O
15Н+ 2К+ 3SO42- 15Н+ 2К+ 3SO42-
5Н3РО3 + 2КMnO4 + 3H2SO4 = 5H3PO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
Н2S + КMnO4 + H2SO4 = So + MnSO4 + K2SO4 + H2O
5H2S + 2MnO4- + 16H+ = 5So + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O
или 5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 5So + 2Mn2+ + 8H2O
2K+ 3SO42- 2K+ 3SO42-
5Н2S + 2КMnO4 + 3H2SO4 = 5So + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Глава 9.
Типовые тестовые задания на тему: "Электролиз расплавов и растворов солей, оснований и кислот".
1. Совокупность окислительно-восстановительных реакций, протекающих на электродах, опущенных в раствор или расплав электролита, при пропускании электрического тока называют:
а) оксидиметрией в) электролизом
б) гидролизом г) оксигеназным окислением-восстановлением
2. Считается неверным утверждение:
а) на катоде катионы выполняют роль окислителей
б) на аноде происходит отдача электронов анионами, поэтому анод является окислителем
в) на катоде происходит окисление катионов из раствора или расплава
г) на аноде происходит окисление анионов из раствора или расплава
3. Литий можно получить электролизом на графитовых электродах:
а) раствора Li2СО3 в) расплава LiCl
б) раствора LiNO3 г) раствора LiCl
4. Натрий в промышленности получают:
а) прокаливанием кристаллической соды в) электролизом расплава NaCI
б) методом алюмотермии г) выплавкой в доменной печи
5. При электролизе расплава КОН образуются продукты:
а) К и Н2 в) К и О2
б) Н2 и О2 г) К, Н2О, О2
6. Установите соответствие между смесью исходных веществ и продуктами электролиза расплава:
Вещество Продукт электролиза
А) фторид бария + фторид кальция 1) Mg + С12
Б) хлорид лития +гидроксид калия 2) Na + CI2
В) хлорид магния +фторид натрия 3) Ba + F2
Г) хлорид натрия + фторид калия 4) K+ O2
5) Ca + F2
6) K + CI2
7. В схеме: КOH  К2SO4  К2SO3  КF  F2  НF
требуется провести электролиз расплава на этапе:
а) КОН  К2SO4 в) К2SO3 КF
б) F2  HF г) КF  F2
8. При электролизе расплава LiОН образуются продукты:
а) Li и Н2 в) Li и О2
б) Н2 и О2 г) Li, Н2О, О2
9. Установите соответствие между смесью исходных веществ и продуктами электролиза ее расплава:
Смесь Продукты
а) KF+ NaCl 1)Mg + F2
б) NaF + AICl3 2) H2 + O2
в) MgF2 + NaF 3) Na + Cl2
г) KOH+ NaCl 4) H2 + Cl2
5) Al + Cl2
6) Na + F2. 10. При электролизе расплава хлорида меди на аноде не выделился хлор, следовательно, для процесса взят электрод:
а) угольный в) медный
б) графитовый г) платиновый
11. Никелевые электроды подсоединили к разным полюсам батарейки и опустили в раствор хлорида никеля:
а) никелевый анод растворяется б) масса катода убывает в) масса анода возрастает
г) на катоде происходит процесс окисления.
12. Какой анод необходимо использовать при получении электролитически чистой меди, подвергая электролизу хлорид меди (II)?
а) медный
б) платиновый
в) графитовый
г) стальной
13. Медные электроды подсоединили к разным полюсам батарейки и опустили в раствор медного купороса:
а) медный анод растворяется б) масса катода убывает в) масса анода возрастает г) на катоде происходит процесс окисления
14. Состав электролита не изменится при электролизе раствора:
а) FeCl3 в) Na2S
б) КСl г) KMnO4
15. Состав электролита не изменится при электролизе раствора:
а) CuCl2 в) NaOH
б) NaСl г) Hg(NO3)2.
16. Состав электролита не изменится при электролизе раствора:
а) Сr(NO3)2 в) LiF
б) MgСl2 г) K2S.
17. Соединения приведены в порядке выделения металлов на электроде при электролизе водного раствора смеси (в равных молярных количествах) в ряду:
а) MnCl2, NiCl2, CuCl2 в) AgNO3, Cr(NO3)3, Ni(NO3)2, б) CuCl2 , FeCl2, CaCl2; г) Au(NO3)3, Zn(NO3)2,Pb(NO3)2
18. При электролизе водных растворов: а) хлорида калия; б) нитрата серебра; сульфата марганца (II) выделяются:
а) на аноде CI2, NO2, SO3 в) в растворе KOH, AgOH, Mn(OH)2
б) на катоде Ag, Mn и Н2; г) в растворе HCl, HNO3, H2SO4.
19. При электролизе водных растворов: а) хлорида натрия; б) нитрата висмута(III); сульфата марганца (II) выделяются:
а) на аноде Cl2, O2, O2 в) в растворе NaOH, Bi(OH)3, Mn(OH)2
б) на катоде Na, Bi, Mn г) в растворе HCI, HNO3, H2SO4.
20. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется на катоде в результате электролиза водного раствора вещества:
Вещество Продукт электролиза на катоде
а) хлорид бария 1) металл
б) гидроксид калия 2) водород
в) хлорид меди 3) кислород
г) нитрат серебра 4) галоген
5) оксид азота (V)
6) пероксид водорода
21. Установите соответствие между смесью исходных веществ и продуктом, остающимся в растворе после электролиза:
Смесь Продукт
а) ZnCl2+ CuF2 1) CuF2
б) CuCl2 + SnF2 2) AgF
в) CuF2 + AgF 3) SnF2
г) MnI2+ CrCl2 4) MnCl2
5) MnI2
6) ZnF2
22.После электролиза водного раствора гидроксида бария концентрация вещества в растворе:
а) увеличилась из-за уменьшения количества растворителя б) осталась без изменений в) уменьшилась из-за увеличения количества растворителя г) уменьшилась из-за снижения количества Ва(ОН)2.
23. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется на инертном аноде в результате электролиза водного раствора вещества:
Вещество Продукт электролиза на аноде
а) серная кислота 1) металл
б) йодоводородная кислота 2) водород
в) нитрат серебра 3) кислород
г) карбонат натрия 4) галоген
5) оксид азота (IV)
6) углекислый газ 24. Установите соответствие между формулой вещества и продуктом, который образуется на катоде в результате электролиза водного раствора вещества:
Вещество Продукт электролиза на аноде
а) нитрат калия 1) металл
б) гидрокарбонат лития 2) водород
в) нитрат золота (III) 3) кислород
г) хлорид олова (II) 4) галоген
5) азот
6) металл и водород
25. После электролиза водного раствора хлорида кальция водородный показатель (рН) раствора стал:
а) меньше 7 в) равен 7
б) больше 7 г) остался без изменений
26. В результате электролиза водного раствора фторида натрия среда раствора:
а) останется без изменений в) щелочная
б) кислотная г) нейтральная
27. Установите соответствие между исходным веществом и изменением щелочности водного раствора в процессе электролиза:
Вещество Щелочность
а) сульфат калия 1) повышается
б) нитрат серебра 2) понижается
в) хлорид бария 3) остается без изменений
г) нитрат меди (II) 4) может стать любой
28. При электролизе водного раствора сульфата меди на катоде выделилось 12,7 г металла, следовательно, на аноде выделился газ объемом (н.у.):
а) 5,6 л в) 2,24 л
б) 11,2 л г) 4,48 л
29. Газ, вызывающий помутнение известковой воды, образуется при электролизе раствора:
а) MgSO4 в) Mg(CH3COO)2
б) Na2SiO3 г) КF
30. Установите соответствие между формулой вещества и уравнением полуреакции, которая протекает на катоде при электролизе водного раствора вещества:
Вещество Уравнение полуреакции на катоде
а) нитрат бария 1) Ва2+ + 2ē ( Ва б) едкий натр 2) 2Н2О + 2ē ( Н2 + 2ОН- в) хлорид висмута 3) 4ОН- - 4ē ( О2 + 2 Н2О
г) нитрат серебра 4) Na+ + ē ( Na
5) Bi3+ + 3ē ( Bi
6) Ag+ + ē ( Ag
31. Установите соответствие между формулой вещества и уравнением полуреакции, которая протекает на катоде при электролизе водного раствора вещества:
Вещество Уравнение полуреакции на аноде
а) сульфат меди 1) Са2+ + 2ē ( Са б) хлорид кальция 2) 2Н2О + 2ē ( Н2 + 2ОН- в) хлороводородная кислота 3) 2Н2О - 4ē ( О2 + 4Н+
г) силикат калия 4) 2Н+ + 2ē ( Н2
5) Cu2+ + 2ē ( Cu
6) К+ + ē ( К
32.Установите соответствие между формулой вещества и уравнением полуреакции, которая протекает на инертном аноде при электролизе водного раствора вещества:
Вещество Уравнение полуреакции на аноде
а) сульфат калия 1) 2Cl- - 2ē ( Сl2 б) едкий натр 2) 2Н2О + 2ē ( Н2 + 2ОН- в) хлорид кальция 3) 4ОН- - 4ē ( О2 + 2Н2О
г) сульфид натрия 4) 2Н2О -4ē ( O2 + 4Н+ 5) S2- - 2ē ( So 33. Установите соответствие между названием металла и электролитическим способом его получения:
Металл Способ получения
а) натрий 1) электролиз водного раствора сульфата
б) медь 2) электролиз расплавленного хлорида
в) серебро 3) электролиз расплавленного нитрата
г) кальций 4) электролиз водного раствора гидроксида
34. Молярная масса вещества, выделившегося на инертном аноде при электролизе сульфата меди равна:
а) 8 в) 16
б) 32 г) 64
35. При электролизе водных растворов солей органических кислот на аноде происходит процесс:
а) 2RCOO- - 2ē ( R-R +2CO2
б) 4OH- - 4ē ( 2H2O + O2
в) 2RCOO- - 2ē ( 2R-O-R + 2CO
г) 2RCOO- - 2ē ( R-CO-R + CO2
36. При электролизе водного раствора гидроксида натрия на аноде собрано 0,336 л газа (н.у.), а на катоде:
а) 0,672 л в) 0,096 л
б) 1,008 л г) 2,000 л
37. При электролизе раствора хлорида кальция на катоде выделилось 11,2 л водорода. Какой газ выделился на аноде и какова его масса?
а) 35,5 г Cl2
б) 17,9 г O2
в) 48,7 г Cl2O
г) 20,4 г HCl
38. При электролизе водного раствора сульфата меди на катоде выделилось 3,175 г металла, следовательно, на аноде выделился газ объемом (н.у.):
а) 1,4 л в) 0,56 л
б) 2,8 л г) 1,12 л
39. При электролизе водного раствора гидроксида бария на аноде собрано 0,112 л газа (н.у.), а на катоде:
а) 0,224 л в) 0,032 л
б) 0,336 л г) 0,028 л
40. Объём алкана, выделившегося на аноде при полном электролизе 200 г раствора ацетата меди (П) с массовой долей (СН3СОО)2Сu 30 %, равен:
а) 0,2 л в) 32 л
б) 3,36 л г) 7,39 л
Рекомендации:
1. Полезно запомнить, что некоторые окислительно-восстановительные реакции могут протекать только под действием электрического тока. Окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита, называют электролизом. При этом на катоде происходит процесс восстановления - присоединения ионами электролита электронов из внешней электрической цепи, а на аноде происходит окислительный процесс - отдача частицами электронов в электрическую цепь.
2. Следует обратить внимание на различие прохождения процессов на инертном нерасходуемом аноде (например, графите, платине) и растворимом аноде (например, меди, серебре, цинке, никеле). При проведении электролиза с использованием растворимого анода возможно анодное растворение материала анода (металла).
(+)А: Мео - nē  Меn+
Его растворение происходит в том случае, если потенциал окисления металла меньше, чем потенциал окисления кислорода воды или другого неметалла.
На инертном аноде в процессе электролиза расплавов происходит окисление анионов электролита: (+)А: Аnm- - mē  Ano
При электролизе водных растворов сульфидов и галогенидов металлов также происходит окисление анионов солей (исключением являются анионы F-). Фторид-ионы, гидроксид-ионы и анионы кислородсодержащих кислот SO42-, NO3-, PO43-, СО32- удерживают свои электроны более прочно, чем молекулы воды. В таком случае на аноде окисляется вода, а сами анионы остаются без изменения:
(+)А: 2Н2О - 4ē  4Н+ + О2
Исключение составляют анионы карбоновых кислот, окисление которых на аноде приводит к образованию углекислого газа и алканов:
(+)А: 2RСОО- - 2ē  R - R + 2СО2
3. При определении продуктов электролиза водных растворов соединений на катоде необходимо ориентироваться на электрохимический ряд напряжений:
Li+,Rb+,K+,Ba2+,Sr2+,Ca2+,Na+,Mg2+,AI3+, Mn2+,Zn2+,Cr3+,Fe2+,Cd2+,Co2+,Ni2+,Sn2,Pb2+,H+,
Bi3+,Cu2+,Hg2+,Ag+,Pt2+,Au3+.
а. Катионы металлов, расположенные в ряду напряжений от Li+ до Аl3+(включительно) имеют низкий стандартный электродный потенциал и обладают слабой тенденцией к присоединению электронов, уступая в этом отношении ионам водорода. Поэтому при электролизе водных растворов соединений, содержащих эти катионы, у катода будет происходить выделение водорода и накопление ионов ОН- (-)К: 2НОН + 2ē  Н2 + 2ОН- . б. Катионы металлов, имеющих более высокий электродный потенциал, чем у водорода (от Bi3+ до Аu3+ ), при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде:
(-)К: Меn+ + nē  Mео
3. Учтите, что на окислительную способность ионов значительное влияние оказывает их концентрация. Вследствие незначительной концентрации ионов водорода в воде потенциал восстановления ионов водорода становится сопоставимым с потенциалом восстановления ионов металлов, расположенных на участке от АI3+ до Н+ . В таком случае, в зависимости от концентрации раствора и условий электролиза, возможно как восстановление металла, так и выделение водорода. Очень часто наблюдается совместное выделение металла и водорода:
(-)К: Меn+ + nē  Мео
2НОН + 2ē  Н2 + 2ОН-
4. Обратите внимание на то, что иногда электролизу подвергаются вещества, не диссоциирующие в водном растворе. Например, для получения алюминия оксид алюминия Al2O3 растворяют в расплавленном криолите Na3AlF6 и подвергают электролизу с использованием графитового анода. При этом происходят следующие катодный и анодный процессы:
(-)К: 2Al3+ + 6ē ( 2Alo
(+)А: 6O2- - 12ē ( 3O2o
5. Для установления соответствия между смесью исходных веществ и продуктами электролиза ее расплава необходимо учитывать силу окислительной способности катионов (в ряду напряжений она увеличивается слева направо) и силу восстановительной способности анионов (в подгруппе она увеличивается сверху вниз). Например, продуктами электролиза расплава смеси фторида калия и хлорида натрия являются металлический натрий и газообразный хлор.
6. Для установления соответствия между смесью исходных веществ и продуктов, остающихся в расплаве после электролиза, определяют катионы с наиболее низкой окислительной способностью (в ряду напряжений стоят с левой стороны) и анионы со слабой восстановительной способностью. Например, электролитом, остающимся после электролиза расплава смеси MnCl2 и CuF2 является фторид марганца. 7. Для установления соответствия между исходным веществом и изменением кислотности водного раствора в процессе электролиза необходимо составить ионное и молекулярное уравнения процесса электролиза. Накопление ионов водорода свидетельствует об образовании кислоты и повышении кислотности раствора. Водородный показатель (рН) при этом понижается. Например, одним из продуктов электролиза водного раствора нитрата серебра является азотная кислота, повышающая кислотность раствора:
При электролизе водного раствора сульфата калия кислотность среды не изменяется, так как в результате процесса не идет накопления ионов водорода или гидроксильных групп:
8. Для установления соответствия между исходным веществом и изменением щелочности водного раствора в процессе электролиза необходимо также составить ионное и молекулярное уравнения процесса электролиза. Накоплению ОН- групп соответствует увеличение щелочности раствора и уменьшение ее кислотности. Это следует из постоянства произведения концентраций ионов водорода и гидроксильных групп: Сн+ ∙ Сон- = 10-14. Соответственно при образовании кислоты в процессе электролиза водного раствора электролита содержание ОН- групп уменьшается, щелочность раствора снижается. Так, при электролизе водного раствора хлорида никеля образуется гидроксид никеля (II), в незначительной степени диссоциирующий с образованием ОН- групп, следовательно, среда после электролиза соли будет слабо щелочной.
9. Обратите внимание на возможность помутнения известковой воды (Ca(OH)2), при пропускании через нее углекислого газа, образующегося в процессе электролиза соли карбоновой кислоты, например, ацетата натрия: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
10. Обратите внимание на важнейшие условия электролиза: плотность тока (отношение силы тока к рабочей площади электрода), температуру и состав раствора. Зависимость количества вещества, образовавшегося в результате электролиза, от времени, силы тока и природы электролита установлена на основании законов М. Фарадея: ,
где m - масса выделившегося вещества (г); Э - эквивалентная масса вещества (г/моль); М- молярная масса вещества (г/моль); n - количество отданных или принятых электронов; I - сила тока (А); t - продолжительность процесса электролиза (сек.), F - константа Фарадея, соответствующая количеству электричества, необходимого для выделения 1 эквивалентной массы вещества. Число Фарадея равно 96500 Кл/моль или 26,8 А  ч /моль.
Глава 10.
Типовые тестовые задания на тему: "Металлы".
1. В порядке усиления металлических свойств элементы расположены в ряду:
а) Na, Mg, AI в) Sc, Ca, K
б) K, Cu, Zn г) Li, Na, Mg
2. В порядке понижения металлических свойств элементы расположены в ряду:
а) барий, стронций, кальций в) стронций, барий, магний
б) кадмий, барий, ртуть г) магний, кальций, барий
3. Металлическая решетка не характерна для::
а) цинка в) железа
б) ртути г) свинца 4. Немолекулярное строение имеет:
а) олово в) кислород
б) водород г) угарный газ 5. Атомы щелочных металлов находятся в:
а) первой группе, главной подгруппе
б) первой группе, побочной подгруппе
в) второй группе, главной подгруппе
г) второй группе, побочной подгруппе
6. Атомы щелочно-земельных металлов находятся в:
а) первой группе, главной подгруппе
б) первой группе, побочной подгруппе
в) второй группе, главной подгруппе (кроме Ве и Mg)
г) второй группе, побочной подгруппе
7. Все s-элементы (металлы) являются:
а) катализаторами
б) окислителями
в) восстановителями
г) изоляторами
8. Наиболее сильный восстановитель:
а) Na в) Ca
б) K г) Mg
9. В отличие от неактивных металлов щелочные металлы, взаимодействуя с кислородом, способны образовать:
а) оксиды
б) гидроксиды
в) пероксиды состава Ме2О2
г) пероксиды состава Ме2О2 или супероксиды состава МеО2
10. При взаимодействии щелочных металлов с водой образуются:
а) гидроксиды и кислород
б) щелочи и водород
в) кристаллогидраты
г) пероксиды и водород
11. Схема уравнения взаимодействия щелочных металлов с водой:
а) Me + H2O → Me2O + H2 ↑ б) Me + H2O → MeOH + H2 ↑
в) Me + H2O → Me(OH)2 + H2 ↑
г) Me + H2O → Me(OH)3 + H2 ↑
12. Взаимодействие натрия с водой относится к реакциям:
а) замещения
б) соединения
в) обмена
г) гидрирования
13. Схема уравнения взаимодействия оксидов щелочных металлов с водой:
а) MeO + H2O → MeOH б) Me2O + H2O → MeOH в) MeO + H2O → Me(OH)2
г) Me2O3 + H2O → Me(OH)3
14. Щелочные и щелочно-земельные металлы при незначительном нагревании соединяются с водородом, образуя:
а) гидроксиды б) гидраты
в) кристаллогидраты
г) гидриды
15. Схема уравнения взаимодействия гидридов щелочных металлов с водой:
а) NaH + H2O → Na2O + H2↑ б) NaH + H2O → Na2O2 + H2↑
в) NaH + H2O → NaOH + H2↑
г) NaH + H2O → Na2O + NaOH
16. Карбонаты щелочных металлов при прокаливании:
а) не разлагаются
б) разлагаются с образованием оксида металла (I) и углекислого газа
в) разлагаются с образованием металла, кислорода и углекислого газа
г) переходят в парообразное состояние
17. Карбонаты щелочно-земельных металлов при прокаливании:
а) не разлагаются
б) разлагаются с образованием оксида металла (II) и углекислого газа
в) разлагаются с образованием металла, кислорода и углекислого газа
г) переходят в парообразное состояние
18. Нитрат лития в отличие от нитратов других щелочных металлов:
а) не разлагается
б) разлагаются с образованием Li2O, NO2, O2
в) разлагаются с образованием Li, NO2, O2
г) разлагаются с образованием LiNO2, O2
19. Гидроксиды щелочно-земельных металлов при прокаливании:
а) не разлагаются
б) разлагаются с образованием оксида металла (II) и воды
в) разлагаются с образованием металла, кислорода и водорода
г) переходят в парообразное состояние
20. Гидроксиды щелочных металлов при прокаливании:
а) не разлагаются
б) разлагаются с образованием оксида металла (I) и воды
в) разлагаются с образованием металла, кислорода и водорода
г) переходят в парообразное состояние
21. При взаимодействии цинка с разбавленной азотной кислотой образуются Zn(NO3)2 и:
а) NH4NO3 в) H2
б) NH3 г) NO2
22. И натрий, и цинк:
а) легко растворяются в воде
б) образуют амфотерные оксиды
в) реагируют с сильно разбавленной серной кислотой
г) реагируют с концентрированной азотной кислотой
23. Ион металла, содержащийся в хлорофилле:
а) Fe3+ в) Co3+ б) Mg2+ г) Cu2+ 24 Катион, играющий активную роль в свертывании крови:
а) Na+ в) Mg2+ б) Fe2+ г) Ca2+ 25. Ионы, принимающие участие в передаче нервного импульса:
а) натрия-калия б) стронция в) бериллия
г) железа
26. Верны ли следующие суждения о цинке?
А. Гидроксид цинка относится к амфотерным соединениям.
Б. Цинк способен растворяться в разбавленной азотной кислоте.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
27. Верны ли следующие суждения о железе?
А. Гидроксид железа (II) относится к амфотерным соединениям.
Б. Число неспаренных электронов в атоме железа равно 2.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
28. Вещество, превращающееся под действием разбавленной серной кислоты в сульфат меди (II):
а) CuCl2 в) Cu
б) CuO г) Cu(NO3)2
29. Вещество, превращающееся под действием разбавленной серной кислоты в сульфат железа (II):
а) Fe в) Fe2O3
б) Fe(OH)3 г) Fe(NO3)2
30. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой образуются CuSO4 и:
а) водород б) сероводород в) оксид серы (IV)
г) оксид серы (VI)
31. При взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой образуются Cu(NO3)2 и:
а) водород б) аммиак в) оксид азота (IV)
г) оксид азота (V)
32. Водный раствор соли меди не реагирует с:
а) ртутью б) железом в) свинцом
г) цинком
33. В схеме превращений to н2 Zn(OH)2 ( X1 ( X2 , веществом Х2 является:
а) ZnH2 б) Zn(OH)2 в) ZnO
г) Zn
34. Отличием цинка от других d-элементов является:
а) устойчивость соединений при прокаливании б) разложение нитрата с образованием МеО, NO2, O2 в) разложение гидроксида металла (II)
г) амфотерность оксида и гидроксида металла (II)
35. Схема уравнения реакции Zn с водным раствором гидроксида натрия:
а) Zn + NaOH → Na2ZnO2 + H2
б) Zn + 2NaOH + 4H2O → Na2[Zn(OH)4(H2O)2] + H2↑
в) Zn + NaOH → Zn(OH)2 + Na
г) Zn + NaOH + H2O → Zn(OH)2+H2O + Na2O
36. Схема уравнения реакции Zn с H2SO4 (конц.):
а) Zn + H2SO4(к) → ZnSO4 + H2↑
б) Zn + H2SO4(к) → SO2↑ + ZnSO4 + H2O
в) Zn + H2SO4(к) → H2S + ZnSO4 + H2O
г) Zn + H2SO4(к) → SO3↑ + ZnSO4 + H2O
37. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций:
Реагирующие вещества Продукты реакции
а) Са + Н3РО4 ( 1) К2О + Н2
б) К + Н2О ( 2) Н2 +AgNO3
в) Ag + HNO3 ( 3) КОН + Н2
г) Cu + HCl( 4) Са(Н2РО4)2 + Н2
5) Са3(РО4)2 + Н2О
6) AgNO3 +NO + Н2О
7) реакция не идет
38. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций:
Реагирующие вещества Продукты реакции
а) Au + Н3РО4 ( 1) FeCl2 + Н2
б) Zn + HNO3 ( 2) FeCl3 + Н2
в) Fe + Cl2 ( 3) FeCl2
г) Fe + HCl( 4) FeCl3
5) NH4NO3+ Zn(NO3)2+ Н2О
6) Zn(NO3)2+ Н2О +NO2
7) реакция не идет
39. При обычных условиях не идет реакция:
а) К + H2 SO4(конц.) → б) Al + NaOH +H2O → в) Fe + HNO3(конц.) ( г) Zn + HCl(
40. В отличие от гидроксида железа (III) гидроксид железа (II) реагирует с: а) соляной кислотой б) концентрированным раствором щелочи в) кислородом во влажном воздухе г) разбавленной серной кислотой
Рекомендации:
1. Cледует помнить о расположении в периодической системе Д.И. Менделеева элементов- металлов. Это, прежде всего, s-элементы (кроме водорода и гелия). Металлическими свойствами обладают также все d-, f- элементы и р-элементы, расположенные по левую сторону диагонали В-At в степени окисления 0, +1, +2. Металлические свойства усиливаются: в подгруппе сверху вниз, в периоде справа налево.
2. Обратите внимание на то, что элементы главной подгруппы I- группы называют щелочными металлами, так как они реагируют с водой, образуя щелочи (растворимые в воде основания). К щелочно-земельным металлам относят Ca, Sr, Ba и Ra. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды МеО, которым соответствуют растворимые в воде гидроксиды Ме(ОН)2 (щелочи).
3. Следует учитывать, что из щелочных металлов только литий сгорает на воздухе, образуя оксид типа Ме2О, остальные металлы при сгорании образуют оксиды нескольких типов. Например, натрий образует смесь пероксида и супероксида: 3Na + 2O2 = Na2O2 + NaO2
пероксид супероксид
Оксиды могут быть получены при нагревании пероксидов с избытком металлов: Na2O2 + 2Na = 2Na2O.
4. Обратите внимание на особенность соединений лития:
а) все гидроксиды щелочных металлов хорошо растворимы в воде и устойчивы к нагреванию, а гидроксид лития ограниченно растворим в воде и при нагревании разлагается на оксид и воду: 2LiOH = Li2O + H2O;
б) при термическом разложении нитратов щелочных металлов образуются нитрит металла и кислород: MeNO3 ( MeNO2 + O2, продуктами разложения нитрата лития являются оксид лития, диоксид азота и кислород:
LiNO3( Li2O + NO2 + O2.
5. При сравнении свойств соединений щелочных и щелочно-земельных металлов необходимо учитывать термическую устойчивость МеОН и Ме2СО3 и способность к разложению Ме(ОН)2 и МеСО3, например:
t
Са(ОН)2 ( СаО + Н2О
t
СаСО3 ( СаО + СО2.
6. Обратите внимание на способность всех s-элементов металлов, кроме бериллия, соединяться с водородом при нагревании, образуя гидриды, например: 2Nа + Н2 = 2Nа+H-
Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов активно взаимодействуют с водой, образуя водород и основание, например:
СаН2 + 2Н2О = 2Н2 + Са(ОН)2
В этой реакции гидрид-ион Н- выступает в качестве восстановителя, а водород воды Н+ - в качестве окислителя.
7. Для правильного ответа на вопрос "Использование ряда стандартных электродных потенциалов" необходимо знать следующее:
а) положение металла в ряду напряжений характеризует его способность к окислительно-восстановительным взаимодействиям в водных растворах при стандартных условиях (Т= 298 К, С=1 моль/дм3). Чем ближе металл к началу ряда, тем сильнее его восстановительные свойства.
б) ряд стандартных электродных потенциалов металлов используется при рассмотрении реакций замещения. Каждый металл обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей. Например:
2А1 + 3СuС12 = 2А1С13 + 3Сu
Однако, следует иметь в виду, что практически взаимное вытеснение металлов из растворов их солей происходит лишь в случае металлов, расположенных в ряду после магния. Активные металлы (щелочные и щелочно-земельные) не делают этого, поскольку реагируют с растворителем. Например:
2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2
в) ряд стандартных электродных потенциалов металлов используется при рассмотрении их взаимодействия с соляной кислотой и разбавленным раствором серной кислоты. Необходимо учитывать, что металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, не вытесняют его из НС1 и разбавленной Н2SО4.
г) продукты разложения солей азотной кислоты зависят от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов:
левее Мg  МеNО2 + О2
МеNО3  Мg - Сu  МеО + NО2 + О2
правее Сu  Ме + NО2 + О2
8. Целесообразно обратить внимание на особенности взаимодействия щелочей и кислот с металлами:
а) все реагирующие с металлами (восстановителями) вещества обладают окислительными свойствами. К окислителям относятся соединения, содержащие элемент, способный понижать степень окисления. Со щелочами металлы не реагируют, т.к. гидроксид-ион не может принять электроны от атома металла, а катионы щелочей не могут быть восстановлены менее активными металлами. С водными растворами щелочей способны реагировать лишь те металлы, которым соответствуют амфотерные гидроксиды (А1, Ве, Zn). Роль окислителя в этих реакциях выполняет вода, щелочь растворяет образующийся на поверхности металла гидроксид. Например:
1. 2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + 3Н2
2. 2А1(ОН)3 + 6NаОН = 2Nа3[А1(ОН)6]
Суммарное уравнение:
2А1 + 6Н2О + 6NаОН = 3Н2 + 2Nа3[А1(ОН)6]
б) роль окислителя в молекуле соляной кислоты может выполнять только ион Н+, поэтому продуктом окислительно-восстановительной реакции металлов с НС1 является газообразный водород. Например:
2НС1 + Zn = ZnС12 + Н2
в) в молекуле Н2SО4 максимальную степень окисления имеют два элемента: Н+ и S+6, в связи с этим, окислительные свойства серной кислоты могут обусловливать либо ионы водорода, либо сульфат-ионы. Более сильным окислителем являются ионы SО42-, поэтому взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами сопровождается выделением сернистого газа SО2 или сероводорода Н2S (в случае активных металлов).
Некоторые металлы, например золото, платина, с концентрированным раствором серной кислоты не реагируют. В холодной сильно концентрированной серной кислоте не растворяются железо
На величину окислительно-восстановительного потенциала, являющегося количественной характеристикой силы окислительно-восстановительных пар, оказывает влияние концентрация ионов. При разбавлении раствора и увеличении степени диссоциации серной кислоты в большей степени возрастает концентрация ионов водорода. По этой причине при взаимодействии растворов серной кислоты низкой концентрации с металлами в роли окислителя выступают ионы Н+, а продуктом реакции является газообразный водород.
г) большое различие в окислительной способности ионов NО3-, в сравнении с ионами Н+, является причиной того, что при взаимодействии азотной кислоты с металлами, водород не выделяется. Нитрат-ионы, в зависимости от концентрации кислоты и активности металла, могут восстанавливаться до соединений:
---------------------------------------------------------------------------------------------------- НNО3 НNО3
(концентрированная) (разбавленная)
    
----------------- -------------- -------------------- ------------------------- ------------------
На Сr, А1, Ir, С другими С щелочными С щелочно- С тяжелыми Та, Рt, Fе, Аu тяжелыми и щелочно- земельными металлами
не действует металлами земельными металлами,
металлами Zn, Fe
----------------- -------------- ------------------- ------------------------- -----------------
   
NО2 N2О NН3 (NН4NО3) NО, N2 Примечание: при нагревании возможно растворение железа, алюминия и хрома в концентрированной азотной кислоте с образованием бурого газа NO2.
9. Необходимо отметить особенность таких металлов как цинк, свинец и олово, которая заключается в способности этих элементов растворяться в водных растворах щелочей с образованием комплексных соединений. Гидроксиды указанных металлов обладают амфотерными свойствами, несмотря на двухвалентное состояние элементов в этих соединениях:
1. Zn + 2Н2О = Zn(ОН)2 + Н2
Zn(ОН)2 + 2NаОН = Nа2[Zn(OH)4]
Суммарное уравнение:
Zn + 2Н2О + 2NаОН = Н2 + Nа2[Zn(ОН)4]
тетрагидроксоцинкат Na
2. Sn + 2Н2О + 2NаОН = Н2 + Nа2[Sn(ОН)4]
тетрагидроксостаннит Na
3. Pb + 2Н2О + 4KОН = Н2 + K4[Pb(ОН)6]
гексагидроксплюмбит К
10. Следует запомнить, что основными валентными состояниями железа являются II и III. В зависимости от силы окислителя железо переходит в двух- или трехвалентное состояние. Например:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
2Fe + 3Cl2 =2 FeCl3 Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2
t
2Fe + 6H2SO4(конц.) = Fe2 (SO4)3 + 6H2O+ 3SO2t
Fe + 6HNO3(конц.) = Fe (NO3)3 + 3H2O+ 3NO2
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Особенностью гидроксида железа (II) является его способность на влажном воздухе переходить в гидроксид железа (III):
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Глава 11.
Типовые тестовые задания на тему: "Неметаллы".
1. Неметаллические свойства в ряду элементов Si-P-O-F:
а) уменьшаются б) увеличиваются в) не изменяются г) сначала увеличиваются, затем уменьшаются
2. Электроотрицательность в ряду элементов Se-S-O-F:
а) уменьшается б) увеличивается в) не изменяется г) сначала увеличивается, затем уменьшается
3. Неметаллические свойства в ряду элементов F-CI-Br-Se:
а) уменьшаются б) увеличиваются в) не изменяются г) сначала увеличиваются, затем уменьшаются
4. Электроотрицательность неметаллов увеличивается слева направо по ряду:
а) S-Se-Te б) O-N-F в) P-S-CI
г) N- P - As
5. Неметаллические свойства галогенов с увеличением порядкового номера:
а) уменьшаются б) увеличиваются в) не изменяются г) сначала увеличиваются, затем уменьшаются
6. Окислительная активность неметаллов растет в ряду:
а) сера, хлор, бром б) азот, кислород, сера в) фосфор, сера, хлор
г) кислород, фтор, неон
7. Наибольшую химическую активность имеет:
а) сера в) бром
б) хлор г) йод
8. У кремния неметаллические свойства выражены сильнее, чем у:
а) углерода в) фтора
б) кислорода г) германия
9. Водород проявляет окислительные свойства при взаимодействии с:
а) кислородом
б) азотом
в) кальцием
г) хлором
10. Все галогены проявляют в соединениях степень окисления:
а) -1 в) +3
б) +1 г) +7
11. Кристаллическая решетка в графите и кремнии является:
а) металлической б) молекулярной в) ионной
г) атомной
12. Молекулярную кристаллическую решетку имеет вещество:
а) алмаз б) железо в) "сухой лед"
г) хлорид лития
13. Аллотропной модификацией кислорода является:
а) карбин в) тритий
б) озон г) графит
14. Набор элементов, которые в свободном виде образуют аллотропные модификации:
а) Ве, В, F б) Zn, S, I в) Al, Ca, Br
г) O, C, P
15. Элемент, аллотропные модификации которого обусловлены различным числом атомов в молекулах:
а) кислород в) углерод
б) йод г) сера
16. Свойства, проявляющиеся у оксидов р-элементов высших степеней окисления:
а) основные б) амфотерные в) кислотные
г) восстановительные
17. Кислотные свойства оксидов неметаллов усиливаются слева направо в ряду:
а) SО2-SeО2-TeО2 б) N2О5-СО2-В2О3 в) SiO2 -P2О5-SО3
г) N2O5 -As2O5-P2O5
18. Продукты реакции NO2 + NaOH ( а) Na2O и HNO3
б) NaOH и NH3
в) NaNO3, NaNO2 и H2O
г) NaNO3, N2 и H2O
19. Кислотные свойства водородных соединений неметаллов в периоде слева направо:
а) уменьшаются б) увеличиваются в) не изменяется
г) отсутствует закономерность
20. Элемент, способный проявлять как положительную так и отрицательную степень окисления:
а) кислород б) фтор в) литий
г) гелий
21. Простое вещество, способное реагировать с раствором щелочи:
а) кислород б) йод в) аргон
г) железо
22. При растворении серы в концентрированной азотной кислоте образуются диоксид азота и:
а) сероводород б) серная кислота в) сернистая кислота
г) сульфид аммония
23. Верны ли следующие суждения о сере?
А. Сера взаимодействует с металлами с образованием сульфитов.
Б. Сера реагирует с концентрированным раствором щелочи с образованием сульфида и сульфита щелочного металла.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
24. Верны ли следующие суждения о фосфоре?
А. Фосфор горит на воздухе с образованием Р2О5.
Б. При взаимодействии фосфора с водородом образуется фосфин.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
25. Верны ли следующие суждения о кислороде?
А. Кислород легко взаимодействует с азотом и фтором.
Б. Кислород может быть получен при взаимодействии пероксида натрия и углекислого газа.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
26. Верны ли следующие суждения о свойствах кислорода:
А. Положительную степень окисления кислород проявляет в соединении с фтором.
Б. Кислород очень хорошо растворяется в воде.
а) верно только А
б) верно только Б
в) верны оба суждения г) оба суждения неверны
27. Верны ли следующие суждения об углероде?
А. Углерод при полном сгорании образует угарный газ
Б. Углерод реагирует с концентрированной азотной кислотой с образованием углекислого газа и оксида азота (IV).
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
28. Верны ли следующие суждения о хлоре?
А. Хлор реагирует с кислородом с образованием смеси оксидов.
Б. Продукты взаимодействия хлора со щелочью зависят от условий прохождения опыта.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
29. Верны ли следующие суждения о кремнии?
А. Диоксид кремния легко растворяется в воде.
Б. Кремний реагирует с раствором щелочи с образованием комплексного соединения.
а) верно только А б) верно только Б в) верны оба суждения
г) оба суждения неверны
30. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакций:
Реагирующие вещества Продукты реакции
t
а) NaOH + Cl2 ( 1) NH2-NH2
б) NaOH + HCl ( 2) НCl+F2
в) Cд2 + HF ( 3) NH3
г) N2 + H2 ( 4) NaCl + Н2О
5) NaClO3 +NaCl + Н2О
6) NaClO +NaCl + Н2О
7) реакция не идет.
31. Установите соответствие между простыми веществами и реагентами, с которыми они могут взаимодействовать:
Простое вещество Реагенты
а) Cl2 ( 1) HNO3(к), H2
б) N2 (to 2) CuO, O2
в) Н2 ( 3) O2, Al
г) Na ( 4) HCl, Н2О
5) C2H2, O2
6) KOH, HI
32. При нагревании разлагается без твердого остатка:
а) KNO3 б) NH4NO3 в) Ca(NO3)2
г) Ca3(PO4)2
33. С помошью реакции: галогенид К + серная кислота (
можно получить галогеноводороды ряда:
а) HF, HCl б) HCI, HBr в) HBr, HI
г) HI, HF
34. С помощью окислительно-восстановительной реакции: галогенид К + серная кислота ( можно получить галогены ряда:
а) F2, I2 б) Cl2, Br2
в) I2, Br2
г) Br2, F2
35. Схема уравнения качественной реакции на ион брома Br -:
а) Br - + K2CчO4 → б) Br - + AgNO3 → в) Br - + BaCl2 →
г) Br - + HCl →
36. Схема уравнения качественной реакции на ион Cl-:
а) Cl- + AgNO3 → б) Cl- + NaNO3 → в) Cl- + H2 SO4 →
г) Cl- + K2CrO4 →
37. Схема уравнения качественной реакции на ион SO4 2-:
а) SO4 2- + NaNO3 → б) SO4 2- + KOH → в) SO4 2- + BaCl2 →
г) SO4 2- + MgCl2 →
38. Для нормальной деятельности щитовидной железы необходим элемент:
а) I-
б) Cl- в) Fe2+ г) Ca2+ 39. Заболевание, вызываемое избытком микроэлемента фтора в организме:
а) рахит б) флюороз в) эндемический зоб
г) кариес
40. Заболевание, вызываемое недостатком микроэлемента иода в организме:
а) кариес б) эндемический зоб
в) флюороз
г) кретинизм
Рекомендации:
1. Следует помнить расположение неметаллов в периодической системе Д.И. Менделеева
Н Не
B C N O F Ne
Si P S CI Ar
As Se Br Kr
Te I Xe
At Rn
и характерные свойства неметаллов: способность присоединять электроны и образовывать кислотные оксиды, независимо от степени окисления элемента в соединении.
2. Целесообразно вспомнить, что кислотные свойства оксидов могут проявлять все d-элементы и р-элементы в степени окисления +5 и выше.
3. Учтите, что неметаллические свойства элементов усиливаются по мере уменьшения радиуса атома: в периоде слева направо, в подгруппе снизу вверх.
4. Обратите внимание на то, что уменьшение способности неметаллов присоединять электроны находится в соответствии с уменьшением величины их электроотрицательности:
--------------------------------------------------------------------------------(
увеличение электроотрицательности элементов
Si H P C S N CI О F --------------------------------------------------------------------------------(
увеличение окислительй способности неметаллов
Окислительные свойства неметаллов (например, кислорода) проявляются в реакциях с водородом и металлами:
О2о + 2Н2 = 2Н+2О-2
О2о + 2Cu = 2Cu+2О-2
5. Необходимо учитывать, что неметаллы (исключение - F) могут проявлять также восстановительные свойства, например, при взаимодействии с кислотами: Со + 4НNО3 = С+4О2 + 4NО2 + 2Н2О
3Ро + 5НNО3 + 2Н2О = 3Н3Р+5О4 + 5NО
Sо + 6НNО3 = Н2S+6О4 + 6NО2 + 2Н2О
Со + 2Н2SО4 = С+4О2 + 2SО2 + 2Н2О Sо + 2Н2SО4 = 3S+4О2 + 2Н2О 2Ро + 5Н2SО4 = 2Н3Р+5О4 + 5SО2 + 2Н2О
и щелочами:
Siо +2NаОН + Н2О = Nа2Si+4О3 + 2Н2 4Ро + 3КОН + 3Н2О = РН3 + 3КН2Р+1О2 3So + 6KOH = 2K2S + K+2S+4O3 + 3H2O
С12о + 2NаОН = NаС1 + NаС1+1О + Н2О на холоде 3С12о + 6КОН = 5КС1 + КС1+5О3 + 3Н2О при нагревании
6. Не следует забывать, что в соединениях с металлами и водородом неметаллы проявляют отрицательную степень окисления. Учтите, что отрицательную степень окисления водород проявляет в соединениях с ограниченным числом металлов (в основном, с щелочными и щелочно-земельными металлами).
7. Обратите внимание на то, что водородные соединения неметаллов проявляют кислотные свойства. Кислотные свойства водородных соединений неметаллов зависят от энергетической устойчивости аниона (чем прочнее удерживается электрон, оставшийся после отрыва протона Н+, тем стабильнее анион и сильнее кислота). В периоде, по мере увеличения электроотрицательности элементов, кислотные свойства их водородных соединений усиливаются. В группе с ростом радиуса атома увеличивается степень делокализации электронного облака, устойчивость аниона и сила кислотных свойств водородных соединений неметаллов.
8. Необходимо отметить наличие восстановительных свойств водородных соединений неметаллов, обусловленных тем, что неметалл в этих соединениях находится в минимальной степени окисления. В периоде, по мере увеличения электроотрицательности элемента, восстановительная способность водородных соединений падает. В группе с увеличением радиуса атома восстановительные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются.
9. Обратите внимание на то, что для некоторых неметаллов характерны аллотропные модификации, обусловленные различным числом атомов в молекуле (кислород О2, озон О3), различием в строении кристаллических решеток (алмаз, графит; белый, красный и черный фосфор). В узлах молекулярных решеток находятся молекулы, например, у белого фосфора - молекулы Р4. Они связаны друг с другом межмолекулярными силами. В узлах атомных решеток находятся атомы (в алмазе - атомы углерода в sp3 -гибридизации, в графите - в sp2-гибридизации), между которыми осуществляются ковалентные связи.
10. Обратите внимание на особенности галогенов: F,CI,Br,I,At.
а. Агрегатные состояния галогенов закономерно изменяются с увеличением их порядкового номера: F2, Cl2-газы, Br2-жидкость, I2 - твердое вещество, имеющее молекулярную кристаллическую решетку.
б. Кислородные соединения галогенов неустойчивы, получаются косвенным путем, а не при непосредственном взаимодействии галогенов с кислородом. В кислородном соединении OF2 фтор проявляет степень окисления -1, кислород находится в степени окисления +2.
в. С холодной водой хлор, бром и йод реагируют с образованием двух кислот согласно схеме:
Э2 + Н2О = НЭ + НЭО
При взаимодействии с водой фтора возможно образование нескольких видов продуктов: F2 + H2O ( 2HF + O (O2,O3,F2O,H2O2).
г. При переходе от фтора к йоду ослабевают окислительные свойства галогенов в свободном виде и усиливаются восстановительные свойства галогенид-ионов, поэтому каждый выше стоящий галоген способен вытеснять из соединения ниже стоящий галоген, например:
2KI + Cl2 = I2+ 2KCl
д. Взаимодействие твердых солей галогенов (фторидов и хлоридов) с концентрированной серной кислотой используется для получения фторо-водородной и хлороводородной кислот:
NaF + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HF
NaCI + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCI
В случае воздействия концентрированной серной кислоты на бромиды и йодиды, в результате окислительно-восстановительного процесса, образуются галогены в свободном виде: 2KBrтв.) + 2H2SO4(конц.) = Br2 + SO2+ K2SO4 + 2H2O
8KIтв.) + 5H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O
Глава 12.
Типовые тестовые задания на тему: "Тепловые эффекты химических процессов".
1. Причиной энергетических эффектов химических реакций является:
а) столкновение реагирующих частиц
б) разрыв одних и образование других связей между атомами
в) притяжение электронов одного атома к ядру другого атома
г) отталкивание электронов разных атомов
2. Тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении - это:
а) работа, выполняемая частицами в ходе реакции
б) изменение внутренней энергии системы
в) количество выделившейся или поглощенной теплоты в результате взаимодействия между собой строго определенных количеств веществ
г) изменение энтропии в ходе реакции
3. Взаимосвязь между тепловым эффектом реакции и изменением энтальпии реакционной системы выражается равенством:
а) Qр = - (H в) Qр = +(H
б) отсутствует г) не установлена
4. Экзотермическим является процесс:
а) Н2 + CI2 = 2НСl ∆Н = -46 кДж
б) Н2 + J2 = 2НJ ∆Н = +13 кДж
в) N2 + O2 = 2NO ∆Н = +45 кДж
г) N2 + 2O2 = 2NO2 ∆Н = +16.7 кДж
5. Эндотермическим является процесс:
а) Н2 + CI2 = 2НСl ∆Н = -46 кДж
б) Н2 + J2 = 2НJ ∆Н = +26 кДж/моль
в) 2Н2 + O2 = 2Н2O ∆Н = -242 кДж/моль
г) N2 + 3Н2 = 2NН3 ∆Н = - 46 кДж/моль
6. В экзотермической реакции:
а) температура окружающей среды уменьшается
б) энтальпия реакционной системы увеличивается
в) энтальпия реакционной системы уменьшается ((H 0)
г) тепловой эффект реакции отрицательный (Qр  0)
7. В эндотермической реакции:
а) температура окружающей среды уменьшается
б) энтальпия реакционной системы остается постоянной
в) энтальпия реакционной системы уменьшается ((H 0)
г) тепловой эффект реакции положителен (Qр > 0)
8. Тепловой эффект реакции не зависит от:
а) температуры
б) давления
в) агрегатного состояния частиц
г) формы частиц реагирующих веществ
9. За стандартные принимают значения давления и температуры:
а) 1 атм, 0оС
б) 101325 Па, 273К
в) 101,3 кПа, 298К
г) 760 атм, 0оС
10. Стандартные энтальпии образования простых веществ равны:
а) 1 кДж
б) 1 Дж
в) 0 кДж
г) 298 кДж
11. Стандартная энтальпия образования СО2 выражается термохимическим уравнением:
а) СаСО3(г)+2НСl(ж)=СаСl2(ж)+Н2О(ж)+СО2(г) ∆Н = -313кДж
б) С(т) + О2(г) = СО2(г) ∆Н = -393кДж
в) СО(г) + 1/2 О2(г) = СО2(г) ∆Н = -283кДж
г) СО(NH2)2(ж) + Н2О(ж) = СО2(г) + NН3(г) ∆Н = 130кДж
12. Стандартная энтальпия сгорания этана выражается термохимическим уравнением:
а) С2Н6(г) + О2(г) = СН3СООН(ж) + Н2(г) ∆Н = -399кДж
б) С2Н6(г) = 2С(т) + 3Н2(г) ∆Н = 85кДж
в) С2Н6(г) + 7/2 О2(г) = 2СО2(г) + 3Н2О(ж) ∆Н = -1541кДж
г) 2С2Н6(г) + 7О2(г) = 4СО2(г) + 6Н2О(ж) ∆Н = -3082кДж
13. Стандартная энтальпия образования аммиака выражается термохимическим уравнением:
а) HNO2 (ж) + 3H2 (г) = NH3 (г) + 2H2O (ж) ∆Н =-513 кДж
б) CO(NH2)2 (ж) +H2O (ж) = CO2 (г) + NH3 (г) ∆Н =130 кДж
в) 3/2H2 (г) + 1/2N2 (г) = NH3 (г) ∆Н =-45 кДж
г) 3H2 (г) + N2 (г) = 2 NH3 (г) ∆Н =-90 кДж
14. Стандартная энтальпия сгорания метана выражается термохимическим уравнением:
а) CH4 (г) + 2O2 (г) = 2H2O(ж) + CO2 (г) ∆Н =-441 кДж
б) C(т) + 2H2 (г) = CH4 (г) ∆Н =-74,8 кДж
в) CH4 (г) = C(т) + 2H2 (г) ∆Н =74,8 кДж
г) CO2 (г) + 4H2 (г) = CH4 (г) + 2H2O(ж) ∆Н =-253 кДж
15. Реакция, отвечающая теплоте образования оксида азота (II) в стандартных условиях:
а) 2NН3 + 5/2O2 = 2NO + 3H2O б) 8HNO3 (разб) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O в) N2 + O2 = 2NO г) 1/2N2 +1/2O2 = NO 16. Экспериментально энтальпии образования и энтальпии сгорания веществ определяют в приборе, называемом:
а) колориметром
б) калориметром
в) спектрофотометром
г) полярографом
17. Стехиометрические коэффициенты в термохимических уравнениях указывают на:
а) скорость образования веществ
б) массы реагентов
в) реальные количества реагентов и образующихся веществ
г) соотношение между количествами реагентов и образующихся веществ
18. Теплота образования хлороводорода из простых веществ равна 92 кДж/моль. Количество теплоты, выделившееся при взаимодействии 10л хлора и 5 л водорода равно:
а) 10,6 в) 40,5
б) 20,5 г) 19,8
19. В соответствии с термохимическим уравнением:
2KClO3 (тв) = 2KCl(тв.) + 3О2(г) + 91 кДж
выделилось 182 кДж теплоты. Масса выделившегося при этом кислорода равна:
а) 96 г в) 48 г
б) 192 г г) 24 г
20. Теплота образования 1 моль жидкой воды из простых веществ равна 242 кДж. Теплота реакции образования 7,2 г воды составляет:
а) 95,4 кДж
б) 96,8 кДж
в) 98,6 кДж
г) 1742,4 кДж
21. Теплота образования 1 моль оксида магния из простых веществ равна 590 кДж. Теплота, которая выделится при взаимодействии 24 г магния и 5,6 л (н.у.) кислорода, равна:
а) 960 в) 295
б) 192 г) 240
22. Согласно термохимическому уравнению реакции:
СН4 (г) + 2О2 (г) = СО2 (г) + 2Н2О (г) + 802 кДж
количество теплоты, выделившейся при сжигании 160 г метана, составило:
а) 6300 в) 487
б) 1920 г) 8020
23. В соответствии с термохимическим уравнением:
С(тв.) + О2(г) = СО2 (г) + 402 кДж
выделилось 1206 кДж теплоты. Масса сгоревшего при этом угля.
а)36 в) 48
б) 19 г) 80
24. Теплота сгорания серы равна 297 кДж/моль. Количество теплоты, выделившееся при сгорании 1 г серы равно:
а) 9,3 кДж
б) 29,7 кДж
в) 18,6 кДж
г) 10,1 кДж
25. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:
2С2Н2 (г) + 5О2 (г) = 4СО2 (г) + 2Н2О (г) + 2610 кДж,
выделилось 1305 кДж теплоты. Объем сгоревшего при этом ацетилена:
а) 36,2 в) 44,8
б) 19,8 г) 22,4
26. Согласно термохимическому уравнению
С(тв.) + О2(г) = СО2 (г) , (Но = -402 кДж
выделившаяся теплота при сгорании 1 кг угля равна:
а) 33500 кДж
б) 41500 кДж
в) 46000 кДж
г) 10780 кДж
27. Согласно термохимическому уравнению
С(тв.) + О2(г) = СО2 (г) , (Но = -402 кДж
Объем кислорода, вступившего в реакцию (н.у.) при выделении 240 кДж теплоты, составил:
а) 6,2 л в) 44,8 л
б) 19,8 л г) 13,4 л
28. Согласно термохимическому уравнению
С(тв.) + О2(г) = СО2 (г) , (Но = -402 кДж
Объем образовавшегося углекислого газа при выделении 788 кДж теплоты оказался равным:
а) 6,2 л в) 43,9 л
б) 19,8 л г) 13,6 л
29. В основе термохимических расчетов лежат следствия из закона:
а) Авогадро
б) Менделеева
в) Вант-Гоффа
г) Гесса
30. Из первого следствия закона Гесса следует, что тепловой эффект реакции равен:
а) сумме энтальпий образования исходных веществ
б) сумме энтальпий образования продуктов реакции
в) сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом энтальпий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов)
г) сумме энтальпий образования исходных веществ за вычетом энтальпий образования продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов) 31. Тепловой эффект (∆Н) реакции
2С2Н5ОН + О2 = 2СН3СНО + 2Н2О
∆Н0обр., кДж/моль: - 267 0 - 192,5 - 241,8 составляет, кДж:
а) -267 + 0 - 192,5 - 241,8
б) 2 (-267) + 0 - 2 (-192,5) - 2 (-241,8)
в) -192,5 - 241,8 - (-297) - 0
г) 2 (-241,8) + 2 (-192,5) - 2 (-267) - 0
32. Тепловой эффект (∆Н) реакции
H2O2 + H2 = 2H2O
∆Нобр., кДж/моль: -159 0 -286 составляет, кДж:
а) -159 + 0 -286
б) -159 + 0 -(-286)
в) 2∙ (-286) - (-159) - 0
г) 2∙ (-286) + (-159) + 0
33. Изменение энтальпии химической реакции:
NH3(г) + НС1(г)  NH4С1
при использовании значений стандартных энтальпий образования веществ, участвующих в реакции ВеществоNH3(г)НС1(г) NH4С1Но,кДж/моль-46,19-92,3-315,39составило: а) - 32,7 кДж
б) + 41, 5 кДж
в) + 176,9 кДж
г) - 176,9 кДж
34. Из второго следствия закона Гесса следует, что тепловой эффект реакции равен:
а) сумме энтальпий образования исходных веществ
б) сумме энтальпий образования продуктов реакции
в) сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом энтальпий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов)
г) сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом энтальпий сгорания продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов) 35. Теплота гидролиза (∆Н) тростникового сахара по реакции:
С12Н22О11 + Н2О = 2С6Н12О6
∆Н0сгор., кДж/моль: - 5295 0 - 2799 составляет, кДж:
а) -5295 + 0 - 2799
б) -5295 + 0 - 2 (-2799)
в) -5295 + 0 - (-2799)
г) -5295 + 0 + 2 (-2799)
36. Теплота гидрирования (∆Н) этилена в этан по реакции:
С2Н4 + Н2 = С2Н6
∆Н0сгор., кДж/моль: -1395 -286 -1541 составляет, кДж:
а) -1395 - 286 - 1541
б) -1395 - 286 - (-1541)
в) -1541 - (-1395) - (-286)
г) -1395 - (-286) - (-1541)
37. Теплота (∆Н) анаэробного окисления глюкозы по реакции C6H12O6 = 2C2H5OH + CO2
∆Нсгорания, кДж/моль: -2815 -1370 0 составляет, кДж:
а) -2815-1370-0
б) -2815-2∙(-1370)-0
в) -2815+1370+0
г) -2815+2∙(-1370)
38. Энтальпия сгорания графита и алмаза при стандартных условиях составляют -393,5 кДж/моль и -395,4 кДж/моль, соответственно. Энтальпия перехода графита в алмаз равна:
а) -9,2 кДж/моль
б) 4,1 кДж/моль
в) -1,9 кДж/моль
г) +1,9 кДж/моль
39. Стандартная энтальпия образования оксида железа (III) составляет -821,5 кДж/моль, энтальпия образования оксида алюминия равна -1675,7 кДж/моль. Изменение энтальпии реакции:
Fe2O3 + 2AI= AI2O3 + 2Fe
равно:
а) - 854, 2 кДж/моль
б) 854, 2 кДж/моль
в) -190 кДж/моль
г) +190 кДж/моль
40. Известно, что при сгорании 3 г магния выделяется 75,15 кДж теплоты. Термохимическое уравнение данного процесса запишется в виде:
а) 2 Mg(Т) + O2(г) = 2MgO + 1202 кДж
б) 2 Mg(Т) + O2(г) = 2MgO - 1202 кДж
в) Mg(Т) + 1/2O2(г) = MgO + 601 кДж
г) Mg(Т) + 1/2O2(г) = MgO -601 кДж
Рекомендации:
1. Необходимо помнить, что все химические процессы сопровождаются выделением или поглощением энергии из-за разрыва одних и образования других связей между атомами. Упорядоченную форму передачи энергии называют работой, неупорядоченную форму - теплотой. Для энергетической характеристики химических реакций наиболее целесообразно оценивать тепловые эффекты реакций, под которыми понимают количество выделенной или поглощенной теплоты в результате взаимодействия между собой строго определенных количеств веществ.
2. Следует учитывать, что для процесса, протекающего при постоянной температуре и давлении, тепловой эффект реакции (Qр) равен (и обратный по знаку) изменению энтальпии системы: Qр = - (H. Энтальпия -мера энергии, накапливаемой веществом при его образовании.
3. Необходимо знать, что химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы ((H 0) и выделение во внешнюю среду теплоты (Qр > 0) называют экзотермическими Химические реакции, при протекании которых происходит увеличение энтальпии системы ((H > 0) и уменьшение во внешней среде теплоты (Qр  0) называют эндотермическими.
4. Помните, что уравнение реакции, для которой указаны изменение энтальпии (H или тепловой эффект (Qр) называют термохимическими. Например:
Н2+ Cl2 = 2HCl + Q или
Н2+ Cl2 = 2HCl, (H 0. Использование таких уравнений позволяет производить термохимические расчеты. Например, по термохимическому уравнению:
С(уголь) + О2 = СО2 + 393,5 кДж
можно определить количество теплоты, которое выделится при сгорании 2,4 г угля. Для этого определим количество угля: n(c) = m/M = 2,4 / 12 = 0,2 моль. Согласно уравнению, при сгорании 1 моль угля выделяется 393,5 кДж, следовательно, при сжигании 0,2 моль выделится: 393,5 ∙ 0,2 = 78,7 кДж теплоты.
5. Учтите, что для сравнения тепловых эффектов различных процессов расчеты обычно относят к одному молю вещества и условиям, принятым за стандартные: Р = 101325Па, Т = 298 К. 6. Необходимо иметь ввиду, что тепловой эффект процесса зависит не только от природы и массы реагирующих веществ, температуры, аллотропных модификаций реагентов и продуктов, но и от агрегатного состояния реагирующих и образующихся веществ. Например:
Н2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2О(ж) + 286 кДж/моль
Н2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2О( г) + 242 кДж/моль
Поэтому, в термохимических уравнениях необходимо указывать фазовое состояние и аллотропные модификации реагентов и образующихся веществ. Встречающиеся в некоторых термохимических уравнениях дробные коэффициенты обусловлены тем, что они отражают реальные количества (в молях или кмолях) веществ.
7. Обратите внимание на то, что в справочных таблицах, используемых для расчетов, обычно представлены не величины Qр, а значения (H образования или сгорания веществ. Поэтому, расчет тепловых эффектов реакций проводят путем оценки изменения энтальпии.
Энтальпия образования простых веществ при стандартных условиях принимается равной нулю. Стандартная энтальпия образования сложного вещества равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях. Она измеряется в килоджоулях на моль. Стандартной энтальпией сгорания называют теплоту, выделяющуюся при сгорании в атмосфере кислорода 1 моль вещества при стандартных условиях до высших стабильных оксидов.
8. Следует знать, что важнейшим законом, на котором основано большинство термохимических расчетов, является закон Гесса:
тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Например, решение задачи по нахождению энтальпии гидратации моля безводной соли карбоната натрия по известным величинам Н растворения моля безводной Na2CO3 в достаточно большом количестве воды (-25,1 кдж) и энтальпии растворении кристаллогидрата Na2CO3 ∙ 10 Н2О (+ 66,94 кДж) основано на использовании треугольника Гесса с учетом того, что раствор карбоната натрия может быть получен двумя путями:
а) при растворении соли в большом количестве воды;
б) через образование кристаллогидрата при медленном прибавлении воды.
Nа2СО3 . 10Н2О
Н гидратацииН растворения соликристаллогидрата
Nа2СО3 б/в + вода
Раствор Nа2СО3
Н растворения б/в соли
Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции определяется только видом и состоянием исходных и конечных веществ и не зависит от пути процесса. Следовательно: Нораств. б/в Na2CO3 = Ногидратации + Но раств. кристаллогидрата
Ногидратации Na2CO3= -25,1 - 66,94 = - 92,04 кДж/моль
9. Обратите внимание на возможность расчета тепловых эффектов химических реакций, в том числе и тех, которые не могут быть определены экспериментальным путем. Согласно первому следствию закона Гесса: тепловой эффект реакции (энтальпия реaкции) равен алгебраической сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования исходных веществ, с учетом их стехиометрических коэффициентов.
Для реакции aA + bB= cC + dD первое следствие из закона Гесса записывают с помощью равенства:
Нор-ции = (cHо обр.(C) + dHо обр. (D)) - (aHо обр. (A) + bHообр. (B)).
Так, например, тепловой эффект процесса сгорания глюкозы
С6Н12О6(тв.) + 6О2(г) (6Н2О(ж) + 6СО2(г)
может быть найден путем использования стандартных величин образования реагентов и полученных веществ:
Но обр. С6Н12О6(тв.) = -1260 кДж/моль; Но обр. СО2 = -393,51 кДж/моль;
Но обр. H2O(ж) = -285,8 кДж/моль.
Нореакции =[6Нообр.(со2)+6Нообр.(н2о)]-[Нообр.(С6Н12О6)+6Но обр.(о2)];
Нореакции = [6 (-393,51) + 6(-285,8] - [-1260 + 6 . 0] = -2361,06 - 1714,8 + 1260; Нореакции = - 2815,86 кДж/моль.
10. Учтите, что при использовании для вычислений энтальпий сгорания веществ применяется второе следствие закона Гесса:
Н реакции = ∑ n Hо сг. реаг. в-в.- ∑ n Hо сг. продуктов
Так, например, энтальпия гидрирования ацетилена до этана
С2Н2 + 2Н2 ( С2Н6. при известных значениях энтальпий сгорания веществ, соответственно: -1300, -286 и - 1540 кДж/моль была найдена путем применения второго следствия закона Гесса:
Н реакции = Hо сг. с2.н2 +2Hо сг. н2 - Hо сг. с2.н6 Н реакции = (-1300) + 2 (-286) - (-1540) = - 332 кДж/моль.
Глава 13.
Типовые тестовые задания на тему: "Скорость химических реакций".
1. Скорость реакции - это:
а) количество образующихся продуктов к моменту окончания реакции
б) изменение концентрации реагирующих или образующихся веществ в единицу времени
в) время прохождения реакции
г) время полного расходования одного из реагирующих веществ
2. При протекании реакции концентрация продуктов реакции:
а) увеличивается в) не изменяется
б) уменьшается г) зависит от условий процесса
3. Средняя скорость реакции образования продукта реакции описывается соотношением:
а) в) б) г) 4. При протекании процесса концентрация реагирующих веществ:
а) увеличивается в) не изменяется
б) уменьшается г) зависит от условий реакции
5. В том случае, когда фиксируется концентрация реагирующих веществ справедливо выражение:
а) в) б) г) 6. Размерность скорости реакции:
а) моль/л ∙ с в) моль/мин
б) с-1 г) л/моль ∙ с 7. Фактор, от которого не зависит скорость реакции:
а) природа реагирующих веществ
б) концентрация реагирующих веществ
в) температура г) форма реакционного сосуда
8. Скорость протекания химических реакций можно увеличить использованием: а) электрического тока в) ингибитора б) катализатора г) кристаллогидрата
9. Механизм действия катализатора сводится:
а) к химической реакции с исходным веществом
б) к уменьшению энергии активации процесса
в) к увеличению энергии активации процесса
г) к ускорению движения реагирующих частиц
10. Катализатор используется в химическом процессе:
а) получения аммиака из азота и водорода б) растворения сероводорода в воде
в) перегонки этанола
г) экстракции вредных примесей из этанола
11. Вещество, замедляющее химическую реакцию, называется:
а) активатором
б) катализатором
в) ингибитором
г) ферментом
12. Повышение скорости реакции с ростом температуры обусловлено:
а) увеличением вероятности столкновения частиц из-за ускорения их движения б) уменьшением энергии активации процесса
в) увеличением энергии активации процесса
г) разрыхлением внутримолекулярных связей
13. Зависимость скорости реакции от температуры описывается:
а) законом действующих масс
б) правилом Вант-Гоффа
в) уравнением Михаэлиса
г) принципом Ле-Шателье
14. Математическое выражение правила Вант-Гоффа:
а) в) б) → = k [A]m [B]n г) 15. Температурный коэффициент показывает:
а) ускорение движения частиц при повышении температуры
б) увеличение скорости данной реакции при повышении температуры системы на десять градусов.
в) увеличение энергии активации процесса
г) увеличение вероятности столкновения частиц
16. Значение температурного коэффициента находится в интервале:
а) 2 - 4 в) 3 - 8
б) 1 - 5 г) 1-10
17. При повышении температуры на 10 градусов скорость реакции возросла в 2 раза. Температурный коэффициент равен: а) 2
б) 10 ∙ 2=20
в) 10:2=5
г) 10
18. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2, следовательно, при повышении температуры на 20о скорость возрастает в:
а) 2 раза б) 4 раза в) 10 раз г) 40 раз
19. Скорость реакции с температурным коэффициентом 2 при 10оС равна 2 моль/л ∙ с, а ее значение при 30оС составит:
а) 8 в) 6
б) 4 г) 2
20. Увеличение скорости реакции при повышении температуры от 40 до 80оС (=2) равно:
а) 2,5 в) 16
б) 10 г) 4
21. Скорость реакции увеличивается в 2,5 раза при повышении температуры на каждые 10оС. Увеличение скорости реакции при повышении температуры от 20 до 45оС равно:
а) 2,7 в) 1,6
б) 9,9 г) 4,2
22. Для увеличения скорости реакции в 32 раза ( = 2) необходимо повысить температуру на:
а) 25о в) 16о
б) 10о г) 50о
23. При повышении температуры на 60о скорость реакции возросла в 64 раза.
Температурный коэффициент равен:
а) 2 в) 6
б) 3 г) 4
24. Растворение образца цинка в соляной кислоте при 100С заканчивается через 20 минут, а при 30оС такой же образец металла растворяется за 2 минуты. Данный образец цинка растворится при 55оС за:
а) 0,25 мин в) 0,16 мин
б) 0,11 мин г) 0,42 мин
25. Растворение образца алюминия в растворе КОН при 200С заканчивается через 36 минут, а при 40оС такой же образец металла растворяется за 4 минуты. Данный образец цинка растворится при 65оС за:
а) 25,3 сек в) 16,4 сек
б) 12,2 сек г) 15,4 сек
26. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ описывается законом:
а) Вант-Гоффа б) Аррениуса в) Ле-Шателье г) действия масс
27. Для уравнения прямой реакции mА + nВ  хС + уD математическое выражение закона действия масс имеет вид:
а) → = k [C]x[D]y
б) → = k в) → = k [A]m[B]n
г) → = k [A][B]
28. При условии одностадийности процесса правильное выражение закона действия масс для реакции 2Н2 + О2 = 2Н2О:
а) u = k [H2]2[O2] в) u = k [H2]2[O2]2
б) u = k [H2][O2] г) u = k [H2][O2]2 29. При условии одностадийности процесса правильное выражение закона действия масс для реакции 3Н2 + N2 = 2NН3:
а) u = k [H2]3[N2] в) u = k [H2][N2];
б) u = k [NH3]2 г) u = k [NH3]
30. При условии, что реакция является элементарной (простой), ее скорость описывается уравнением:
а) u = k [С ] [O2] б) u = k [O2] в) u = k [СO2] г) u = k 31. От степени раздробленности зависит скорость реакции растворе
а) б) в) г) 32. От степени раздробленности зависит скорость реакции в растворе:
33. Увеличение скорости реакции взаимодействия водорода и кислорода при повышении концентрации этих веществ в 4 раза составило:
а) 20 в) 64
б) 38 г) 4
34. Увеличение скорости реакции взаимодействия монооксида углерода и кислорода при повышении давления системы в 4 раза составило:
а) 20 в) 64
б) 38 г) 4
35. Увеличение скорости реакции хлорирования железа при повышении давления системы в 2 раза составило:
а) 2 в) 6
б) 8 г) 4
36. Уменьшение скорости реакции: CO + Cl2 = COCl2 при понижении давления системы в 2 раза составило:
а) 2 в) 6
б) 8 г) 4
37. Уменьшение скорости реакции: 2CO + О2 = 2CO2 при понижении давления системы в 3 раза составило:
а) 20 в) 27
б) 1,8 г) 14
38. Увеличение скорости реакции хлорирования цинка при повышении давления системы в 2 раза составило:
а) 2 в) 6
б) 8 г) 4
39. Увеличение скорости реакции: 2NO + О2 = 2NO2 при уменьшении объема системы в 3 раза составило:
а) 9 в) 27
б) 8 г) 14
40. Для увеличения скорости реакции: 2NO + О2 = 2NO2 в 1000 раз требуется повышение давления системы в:
а) 5 в) 6
б) 10 г) 8
Рекомендации:
1. Следует различать понятия: "Средняя скорость" и "Истинная скорость" химической реакции. Истинная скорость химической реакции характеризует скорость в данный момент времени (изменение концентрации относят к бесконечно малому промежутку времени) Средняя скорость химической реакции по данному компоненту является усредненной скоростью за данный промежуток времени. Для ее расчета используется формула:
u ср. = DC(хi ) / Dt
2. При рассмотрении формулы для расчета скорости реакции необходимо помнить, что ее значение всегда положительно. Учитывая, что концентрация исходных веществ при прохожденнии реакции всегда уменьшается (СО), перед отношением используется знак(-). В том случае, если рассматривается концентрация продуктов реакции, увеличивающаяся в ходе процесса (С 0), перед отношением используется знак (+).
3. Следует уяснить, что влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции связано с прочностью внутримолекулярных связей (а значит с различной величиной энергии активации процесса). Под энергией активации понимают избыточную энергию, которой должны обладать частицы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества. Энергия активации используется для ослабления или разрыва связей в молекулах исходных веществ.
4. Необходимо помнить, что влияние катализатора на скорость химической реакции также связано с энергией активации. Механизм действия катализатора в большинстве случаев сводится к понижению энергии активации процесса за счет образования активированных комплексов, требующего меньших затрат энергии. Так, например, бромирование бензола возможно в присутствии катализатора FеВr3, действие которого сводится к увеличению полярности связи в молекуле брома и уменьшению энергии, необходимой для разрыва внутримолекулярной связи.
5. Повышение скорости реакций в гомогенных системах с увеличением температуры следует объяснять ростом числа активных молекул, увеличением скорости движения молекул и повышением вероятности их столкновения. Учтите, что количественной характеристикой возрастания скорости реакции с ростом температуры является температурный коэффициент - число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры системы на десять градусов. Для большинства реакций значение температурного коэффициента находится в пределах от 2 до 4. Согласно правилу Вант-Гоффа:, при нагревании системы на каждые десять градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза.
,
где  - температурный коэффициент, (Т2) и (Т1) - скорости реакции при температурах Т2 и Т1.
Для нахождения температурного коэффициента из выше указанной формулы целесообразно использовать логарифмирование левой и правой части равенства. Например, при повышении температуры на 50о увеличение скорости реакции составило 1200 раз, а температурный коэффициент находился из формулы:
1200 = 5.
5l( = l( 1200 =3,08; l(= 0,616; = 4,13.
Для приблизительной оценки значения можно цифру 1200 представить как (4,13)5. В таком случае: (4,13)5 = 5, = 4,13.
6. Учтите, что увеличение скорости реакции с ростом концентрации реагирующих веществ обусловлено увеличением вероятности столкновений частиц при уменьшении расстояния между ними. Зависимость скорости химической реакции от концентрации определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени, соответствующей коэффициентам в уравнении реакции.
Для уравнения прямой реакции mА + nВ  хС + уD математическое выражение закона действия масс имеет вид: → = k [A]m [B]n, где k - константа, численно равная скорости, когда концентрации реагирующих веществ равны единице. Показатели степени соответствуют коэффициентам в уравнении реакции в случае элементарных (одностадийных) процессов. Для сложных реакций значение показателей степени находят экспериментальным путем
7. Обратите внимание на то, что закон действия масс имеет место только для взаимодействия газов и реакций, протекающих в растворах. В случае гетерогенной системы концентрацию твердого вещества в выражение закона действия масс не вносят.
8. Учтите, что реакции с участием твердых веществ происходят не во всем объеме, а на поверхности соприкосновения веществ, от размера которой и зависит скорость реакции. Поэтому, скорость реакции зависит от степени раздробленности веществ в том случае, когда хотя бы одно из реагирующих веществ находится в твердом состоянии.
9. В том случае, когда внешним воздействием на систему является изменение давления или изменение объема реакционной смеси следует вспомнить взаимосвязь этих величин с концентрацией газообразного продукта: Р= CRT; С = n / V . Таким образом, повышению давления и уменьшению объема в х раз соответствует такое же увеличение концентрации газообразного вещества. 10. Не следует использовать закон действия масс для фотохимических и ряда каталитических реакций, так как скорость этих процессов не зависит от концентрации реагирующих веществ, а находится в зависимости от энергии света или наличия катализатора. Глава 14.
Типовые тестовые задания на тему: "Химическое равновесие".
1. Условиями химического равновесия являются:
а) равенство скорости прямой и обратной реакции
б) превышение скорости прямой реакции
в) одинаковые концентрации исходных и полученных веществ
г) понижение концентрации веществ в системе
2. Химическое равновесие системы 3Н2+N2 ↔ 2NH3 + Q при увеличении концентрации водорода сместится в сторону получения аммиака, т.к.:
а) прямая реакция идет с уменьшением объема
б) увеличится скорость прямой реакции
в) прямая реакция экзотермическая
г) происходит изменение степени окисления водорода
3. Способ, смещающий равновесие реакции 2CuO(т) + СО  Cu2O(т) + СО2 вправо:
а) увеличение концентрации угарного газа
б) увеличение концентрации углекислого газа
в) увеличение концентрации оксида меди (I)
г) увеличение концентрации оксида меди (II)
4. Растворение цинка в соляной кислоте будет замедляться при:
а) увеличении концентрации кислоты
б) повышении температуры
в) измельчении цинка
г) добавлении щелочи
5. Для подавления гидролиза сульфата цинка в водном растворе можно:
а) добавить щелочь
б) добавить кислоту
в) добавить воду
г) нагреть раствор
6. Для подавления гидролиза сульфида натрия в водном растворе можно:
а) добавить кислоту
б) добавить воду
в) добавить щелочь
г) нагреть раствор
7. В реакции разложения карбоната кальция при уменьшении давления в 2 раза произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
8. При повышении давления равновесие смещается влево в обратимой реакции:
а) 2NOCl(г) ↔ 2NO(г) + Cl2(г)
б) 2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г)
в) I2(г) + 5CO2(г) ↔ I2O5(г) + 5CO(г)
г) CO2(г) + 2N2(г) ↔ C(т) + 2N2O(г)
9. При повышении давления равновесие смещается вправо в обратимой реакции:
а) PCl3(г)+Cl2(г)↔PCl5(г)
б) NO2(г)+SO2(г) ↔SO3(г)+NO(г)
в) CO2(г)+2SO(г) ↔CS2(г)+4O2(г)
г) 2NF3(г)+3H2(г) ↔6HF(г)+N2(г)
10. Реакция, в которой повышение давления вызовет смещение равновесия вправо:
а) Н2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г)
б) SCl2О2(г) ↔ SО2(г) + Cl2(г)
в) 2FeO(T) +СО2(г) ↔ Fe2O3(T) + СО(г)
г) V(T) + 2Cl2(г) ↔VCl4(ж)
11. Реакция, для которой повышение давления смещает равновесие вправо: а) С(т)+СО2(г) ↔ 2СО(г)
б) 2NО(г) +О2(г) ↔ 2NО2(г)
в) 2NF3(г) +3H2(г) ↔ 6HF(г) +N2(г)
г) СН4(г) + 4S(т) ↔ СS2(г) +2Н2S(г)
12. Изменение давления смещает равновесие для процесса:
а) Н2(г) + S(к) ↔ Н2S(г)
б) Н2(г) + I2(кр) ↔ 2НI(г)
в) Н2(г) + Cl2(г) ↔ 2НCl(г)
г) N2(г) + O2(г) ↔ 2NО(г) 13. В реакции: 2СО + О2 ( 2СО2 при повышении давления произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
14. В реакции: 2SО2 + О2 ( 2SО3 + 192,7 кДж при понижении давления произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
15. Смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции:
2NО + О2 ( 2NO2 + 120 кДж способствует фактор: а) увеличение температуры
б) увеличение концентрации оксида азота
в) увеличение концентрации NO2 г) уменьшение концентрации кислорода
16. В реакции: Н2 + Cl2 ( 2HCl, (H  0 при увеличении температуры произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
17. В реакции: СаСО3 ( СаО + СО2, (H  0 при увеличении температуры произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
18. В реакции: 2СО + О2 ( 2СО2 + 130 кДж при повышении температуры произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
19. Смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции:
СО2 + С (т) ( 2СО -72,6кДж способствует фактор: а) увеличение температуры
б) увеличение концентрации угарного газа
в) уменьшение концентрации углекислого газа
г) не установлено
20. В реакции: 2SО2 + О2 ( 2SО3 + 192,7 кДж при понижении температуры произойдет смещение равновесия:
а) влево
б) вправо
в) не произойдет г) не установлено
21. Процесс растворения NН4Сl можно отразить схемой NН4Сl(кр)+Н2О ( NН4Сl(ж) - Q. Растворимость этой соли в воде можно повысить:
а) повышая температуру
б) интенсивным перемешиванием раствора
в) увеличивая объем воды
г) увеличивая степень измельчения соли
22. Уменьшение объема сосуда приводит к смещению равновесия в том же направлении, что и понижение температуры для реакции:
а) Н2(г) + Сl2(г) ( 2НСl(г) + Q
б) 2СО(г) + О2(г) ( 2СО2(г) + Q
в) N2(г) + О2(г) ( 2NО2(г) - Q
г) СО + Н2О(г) ( 2СО2 + Н2 + Q
23. Повышение температуры и понижение давления одновременно смещают влево равновесие реакции:
а) Н2(г) + Сl2(г) ( 2НСl(г) + Q
б) 2СО(г) + О2(г) ( 2СО2(г) + Q
в) N2(г) + О2(г) ( 2NО2(г) - Q
г) Н2(г) + I2(кр) ( 2НI(г) - Q
24. При понижении давления и повышении температуры в гетерогенной реакции: С(т) + 2N2O  CO2 + 2N2, Н0 выход продуктов:
а) не изменится в) установить невозможно
б) уменьшится г) увеличится
25. Повышение температуры и понижение давления одновременно смещают влево равновесие реакции:
а) N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г) - Q
б) 2NH3(г) ↔ N2(г) + 3H2(г) - Q
в) 2H2(г) + O2(г) ↔ 2H2O + Q
г) FeO(кр) + CO(г) ↔ Fe(кр) + CO2(г) +Q
26. При одновременном повышении давления и охлаждении смещение равновесия в гомогенной системе: N2 + 3H2 2NH3, Н0
а) будет направлено влево в) будет направлено вправо
б) не установлено г) не произойдет
27. Фактор, от которого не зависит состояние равновесия::
а) изменение давления
б) изменение концентрации реагирующих веществ
в) изменение температуры г) наличие катализатора
28. Платина более эффективный катализатор, чем железо, поэтому при замене железа на платину равновесие процесса 3H2+N2 ↔ 2NH3:
а) сместится влево
б) сместится вправо
в) не сместится
г) образуются другие продукты реакции
29. В равновесной смеси для реакции: СО2 + Н2  СО + Н2О константа равновесия, равная 128, свидетельствует о том, что:
а) преобладают реагенты в) преобладают продукты реакции
б) концентрации всех веществ равны г) равновесие смещено влево
30. При нагревании смеси азота с водородом в присутствии катализатора в замкнутой системе при некоторой температуре равновесие установилось при следующих концентрациях веществ: С(N2) = 2,5 моль/л; С(H2) = 1 моль/л; С(NH3) = 2 моль/л. Исходные концентрации азота и водорода равны:
а) 5 и 6 в) 4 и 6
б) 3 и 2,5 г) 6 и 7
31. Исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды равны и составили 0,015 моль/л. Равновесные концентрации СО и Н2 в системе: СО + Н2О  СО2 + Н2 при условии, что равновесная концентрация СО2 составила 0,005 моль/л, равны:
а) 0,04 и 0,03 в) 0,01 и 0,02
б) 0,01 и 0,005 г) 0,03 и 0,04
32. В обратимой реакции: СО + Cl2  COCl2 установились следующие равновесные концентрации ( в моль на 1 л смеси ):
С(СО) = 0,1 С(С12)= 0,2
С(СОС12) = 2
константа равновесия равна:
а) 0,01 в) 10
б) 1 г) 100
33. Равновесные концентрации NO, O2, NO2 равны соответственно: 2 моль/л, 0,5 моль/л, 5 моль/л. Исходные концентрации реагентов в реакции
2NO + O2 ( 2NO2 соответственно равны:
а) 3 и 7 в) 2 и 4
б) 7 и 3 г) 3 и 5
34. Равновесные концентрации NO, Cl2, NOCl2 равны соответственно: 0,2 моль/л, 0,4 моль/л, 0,5 моль/л. Константа равновесия реакции
2NO + O2 ( 2NO2 , равна:
а) 16,8 в) 24
б) 15,6 г) 35
35. Исходные концентрации SO2 и O2 равны соответственно 0,2 моль/л и 0,05 моль/л, а к моменту наступления равновесия 2SO2 + O2 ( 2SO3
прореагировало 25% SO2. Константа равновесия данного процесса равна:
а) 6,8 в) 2,4
б) 4,4 г) 3,5
36. Обратимая реакция описывается уравнением
А + В ( С + D Смешали по одному молю всех веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,5 моль вещества С. Константа равновесия равна:
а) 8 в) 4
б) 6 г) 9
37. Смешали по 3 моль веществ А,В и С. После установления равновесия А+В ( 2С, в смеси обнаружено 5 моль вещества С. Константа равновесия равна:
а) 6,25 в) 2,43
б) 4,42 г) 3,58
38. Константа равновесия СО + Н2О  СО2 + Н2
равна 1 Исходная концентрация монооксида углерода 0,1 моль/л, воды- 0,4 моль/л. Равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции, составили: а) 0,02; 0,32; 0,08; 0,08
б) 2,11; 1,45; 0,98; 1,11
в) 0,24; 0,38; 0,4; 0,52 г) 0,9; 1,03; 0,07; 0,09
39. Константа равновесия реакции: Н2 + I2 = 2НI равна 40. Число молей водорода, которое надо ввести на каждый моль йода, чтобы 60% последнего превратить в йодистый водород (при постоянном объеме системы) составило:
а) 0,25 в) 0,69
б) 0,42 г) 0,58
40. Константа равновесия обратимого процесса 2NO + O2( 2NO2
равна 2,2. Равновесные концентрации NO и NO2 составили 0,02 и 0,03, соответственно. Исходная концентрация кислорода равнялась:
а) 1,25 в) 1,69
б) 1,04 г) 1,58
Рекомендации:
1. Необходимо знать, что химическое равновесие - это состояние системы, при котором одинаковы скорости прямой и обратной реакции. Концентрации реагирующих и образующихся веществ после установления равновесия постоянны. Концентрации отдельных составных частей системы, которые соответствуют ее состоянию равновесия называют равновесными. 2. Следует учитывать, что для исходных веществ равновесные концентрации соответствуют числу молей непрореагировавшего вещества (приходящихся на литр смеси). Для продуктов реакции равновесные концентрации показывают количество вещества, образовавшегося к моменту наступления равновесия.
3. Обратите внимание на то, что в состоянии равновесия отношение произведений концентраций продуктов прямой реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная и названная константой равновесия.
Константа равновесия К представляет собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. Так, для обратимой реакции: mА + nВ  хС + уD  = k [A]m [B]n;
 = k [C]x [D]y
при  =  ; k [A]m [B]n = k [C]x [D]y
- выражение закона действия масс при химическом равновесии. 4. Учтите, что в выражение константы равновесия не входят концентрации веществ, находящихся в системе в избытке (вода в водном растворе, нерастворимые вещества и т.д.).
Для реакции
aA + bB ( cC + dD
константу равновесия можно выразить через равновесные парциальные давления (Р) газообразных веществ: ;
через равновесные концентрации участников реакции:
.
5. Обратите внимание на то, что константа химического равновесия зависит только от природы реагентов и температуры и не зависит от начальной концентрации взаимодействующих веществ. Константа равновесия показывает степень превращения исходных веществ в продукты реакции. Значение К 1 говорит о преобладании количеств продуктов прямой реакции в состоянии равновесия системы. При К 1 в состоянии равновесия преобладают концентрации исходных веществ.
6. Необходимо знать, что реальные системы обычно испытывают воздействия внешних факторов (давления, температуры, концентрации реагентов), приводящие к смещению равновесия. Согласно принципу Ле-Шателье:
если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится. 7. Учтите, что при увеличении давления равновесие сдвигается в сторону образования меньшего количества газообразных продуктов; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону образования большего числа молекул газов.
8. Необходимо принять к сведению, что при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении - в направлении экзотермической реакции.
9. Учтите, что при увеличении концентрации какого-либо из веществ, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
10. Обратите внимание на то, что катализатор не относится к факторам, вызывающим смещение равновесия, поскольку оказывает влияние как на скорость прямой, так и на скорость обратной реакции. 
Автор
flay_06
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
2 182
Размер файла
1 414 Кб
Теги
лицей, пособие
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа