27.  Вычислите массу карбоната калия, который надо прибавить к 100 г 16 %-го раствора, чтобы получить 30 %-й раствор. Ответ представьте в граммах с точностью до целых.

28.  Вычислите объём водорода, который можно получить при разложении 250 л метана, если объемная доля выхода водорода равна 60 %. Объемы газов измерены при одинаковых условиях. Ответ укажите в литрах с точностью до целых.

29При растворении серебра в концентрированной азотной кислоте выделилось 33,6 л (н. у.) оксида азота (IV). Сколько граммов серебра израсходовано? Ответ округлите до ближайшего целого числа.

31.  Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: cульфит натрия, хлорид железа(III), соляная кислота, сульфат алюминия, бромид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения этой реакции.

27 Вычислите массу нитрата калия (в граммах), который следует растворить в 150 г раствора с массовой долей этой соли 10 % для получения раствора с массовой долей 12 %. Ответ дайте точностью до десятых.

28.  Вычислите объём газа (н. у.), который не вступит в реакцию, если сжигать 40 л угарного газа в 40 л кислорода. Ответ укажите в литрах с точностью до целых.

29.  Вычислите массу перманганата калия, который необходимо прокалить для получения 6,72 л (н. у.) кислорода. Ответ дайте в граммах с точностью до десятых

.31.  Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: иод, иодид калия, нитрат калия, нитрит калия, нитрат свинца (II).

27 Сколько граммов 65 %-го раствора азотной кислоты надо смешать с 270 г 10 %-го раствора этого вещества, чтобы получить 20 %-й раствор? Ответ выразите в виде целого числа.

28.  Вычислите массу соединения, образовавшегося при поглощении 5,6 л (н. у.) углекислого газа избытком гидроксида бария. Ответ укажите в граммах с точностью до десятых.

29.  Какая масса соли образуется при взаимодействии 0,4 моль уксусной кислоты с избытком карбоната натрия? (Запишите число с точностью до десятых.)

31.  Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: сульфат аммония, гидроксид калия, перманганат калия, нитрит калия, оксид меди(II).

_______________________________________________________________________________________

Задания 32

1. При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде выделился металл. Этот металл нагрели с оксидом меди (II), при этом образовалось вещество красного цвета. Это вещество обработали концентрированной азотной кислотой при нагревании, при этом выделился газ бурого цвета. К полученному раствору добавили раствор сульфида калия, при этом выпал осадок чёрного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.
2. Аммиак нагрели с кислородом в присутствии катализатора. Полученное вещество прореагировало с кислородом, при этом образовался газ бурого цвета. Этот газ поглотили холодным раствором гидроксида натрия. Одно из полученных при этом веществ прореагировало с раствором перманганата калия в присутствии гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.
3. Оксид меди (II) прореагировал с водородом при нагревании. Образовавшееся при этом простое вещество поместили в концентрированную серную кислоту, наблюдали растворение этого вещества и выделение газа. К полученному раствору добавили раствор йодида калия, а выделившийся газ смешали с хлором и эту газовую смесь поглотили раствором гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.
4. Гидрокарбонат натрия смешали с раствором гидроксида натрия. К полученному раствору добавили раствор бромида хрома (III), наблюдали выпадение осадка и выделение газа. Осадок отделили и поместили в раствор, содержащий пероксид водорода и гидроксид калия, и нагрели. Полученную соль поместили в раствор серной кислоты и наблюдали изменение окраски раствора. Напишите уравнения описанных реакций.
5. Через раствор гидроксида натрия пропустили избыток углекислого газа. Полученное твёрдое вещество выделили из раствора, высушили и прокалили. Полученную соль растворили в воде и добавили к раствору бромида железа (III). Полученный осадок отделили и поместили в раствор йодоводородной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.
6. Нитрат калия прокалили. Твёрдый продукт реакции нагрели с йодидом аммония, при этом выделился газ, входящий в состав воздуха, а также образовалась соль. Соль обработали раствором, содержащим пероксид водорода и серную кислоту. Образовавшееся простое вещество прореагировало с раствором гидроксида натрия при нагревании. Напишите уравнения описанных реакций.
7. При взаимодействии пероксида водорода и оксида серебра выделился газ, который прореагировал с сульфидом цинка при нагревании. Образовавшееся твёрдое вещество добавили в концентрированный раствор гидроксида натрия. Полученную соль выделили и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.
8. Газ, образовавшийся при прокаливании гидрокарбоната натрия, прореагировал с раствором, полученным при взаимодействии алюминия с концентрированным раствором гидроксида калия. Выпавший осадок отделили и к оставшемуся раствору добавили раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.
9. Смешали растворы хлорида бария и фосфата натрия. Выпавший осадок отделили и провели электролиз оставшегося раствора. Выделившийся на аноде газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия. Одну из полученных солей выделили из раствора и сплавили с оксидом хрома (III) и гидроксидом калия. Напишите уравнения описанных реакций.
10. Смешали растворы нитрата серебра и хлорида натрия. Осадок отделили, а оставшуюся соль высушили и прокалили. Полученное после прокаливания вещество растворили в воде и добавили к нему водный раствор перманганата калия. Полученный при этом осадок отделили и добавили в концентрированный раствор хлороводорода. Напишите уравнения описанных реакций.
11. Бромоводородную кислоту нейтрализовали гидрокарбонатом калия. Полученная соль прореагировала с раствором, содержащим дихромат калия и серную кислоту. При взаимодействии образовавшегося простого вещества с алюминием, образовалась соль, которую растворили в воде и смешали с раствором сульфида натрия, при этом наблюдали выпадение осадка и выделение газа. Напишите уравнения описанных реакций.
12. Фосфат кальция нагрели с кремнезёмом и углеродом. Образовавшееся простое вещество прореагировало с избытком хлора. Полученный продукт внесли в избыток раствора гидроксида калия. На образовавшийся раствор подействовали известковой водой. Напишите уравнения описанных реакций.
13. Аммиак пропустили над нагретым оксидом меди (II), при этом образовалось твёрдое вещество, которое растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшуюся соль выделили и добавили к раствору хлорида бария. Выпавший осадок отфильтровали, а к оставшемуся раствору добавили раствор йодида калия. Напишите уравнения описанных реакций.
14. К раствору сульфата меди (II) добавили раствор нитрата бария. Выпавший при этом осадок отделили и провели электролиз оставшегося раствора. Выделившийся на аноде газ прореагировал с серой при нагревании. Образовавшееся вещество смешали с раствором, содержащим перманганат калия и гидроксид калия. Напишите уравнения описанных реакций.
15. Провели электролиз раствора нитрата меди (II). Выделившийся газ прореагировал с натрием. Полученное вещество растворили в холодной воде. К образовавшемуся раствору добавили раствор сульфата хрома (III) и нагрели. При этом окраска раствора изменилась на жёлтую. Напишите уравнения описанных реакций.
16. На твёрдый хлорид магния подействовали концентрированной серной кислотой. Выделившийся при этом газ растворили в воде. При взаимодействии полученного концентрированного раствора с дихроматом калия выделился газ жёлто-зелёного цвета. Его пропустили через раствор хлорида железа (II), а к полученному раствору добавили раствор карбоната калия, при этом наблюдали выпадение осадка и выделение газа. Напишите уравнения описанных реакций.
17. Оксид меди (II) обработали раствором хлороводорода. При электролизе полученного раствора на аноде выделился газ. Его пропустили через раствор бромида натрия. Полученное при этом простое вещество прореагировало с раствором гидроксида калия при нагревании, при этом образовалось две соли. Напишите уравнения описанных реакций.

         Вариант 1

Вариант 2

Вариант 3

Вариант 4

          Вариант 5

             Вариант 6

Вариант 7

Вариант 8

Вариант 9

Вариант 10

Вариант 11

Вариант 12

Вариант 13

Вариант 14

Вариант 15

1) 2Cu(NO3)2 + 2H2O →2Cu + 4HNO3 + O2

2) 2Na + O2 → Na2O2

3) Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 в холодной воде (при комнатной температуре и нагревании 2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2)

4) Cr2(SO4)3 + 10NaOH + 3H2O2 → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

Вариант 16

вариант 17

Степени окисления в органических соединениях требуется уметь расставлять для решения заданий ЕГЭ по химии, в которых дается цепочка превращений органических веществ, часть из которых неизвестна. На данный момент это задания номер 32.

Для определения степени окисления в органических соединениях существует два метода. Суть их одинакова, но выглядят применение данных методов по-разному.

Первый способ я бы назвал методом блоков.

Берем органическую молекулу, например, такого вещества, как 2-гидроксипропаналь

и изолируем друг от друга все фрагменты молекулы, содержащие по одному атому углерода следующим образом:

Суммарный заряд каждого такого блока принимаем равным нулю, как у отдельной молекулы. В органических соединениях водород всегда имеет степень окисления, равную +1, а кислород — -2. Обозначим степень окисления атома углерода в первом блоке переменной х. Таким образом, мы можем найти степень окисления первого атома углерода, решив уравнение:

x + 3∙(+1) = 0, где x – степень окисления атома углерода, +1 – степень окисления атома водорода, а 0 – заряд выбранного блока.

Решаем далее:

x + 3 = 0, отсюда x = -3.

Таким образом, степень окисления атома углерода в первом блоке равна -3.

Во второй блок, помимо одного атома углерода и двух атомов водорода, входит также и атом кислорода, который, как мы уже сказали, имеет в органических соединениях практически всегда степень окисления, равную -2. Как и в первом случае, обозначим степень окисления атома углерода второго блока через х, тогда получим следующее уравнение:

x+2∙(+1)+(-2) = 0, решая которое находим, что х = 0. Т.е. степень окисления второго атома углерода в молекуле равна нулю.

Третий блок состоит из одного атома углерода, одного атома водорода и одного атома кислорода. Аналогично составим уравнение:

x +1∙(-2)+ 1 = 0, отсюда х, то есть степень окисления атома углерода в третьем блоке равна +1.

ЗАДАЧА

Сколько граммов воды надо испарить из 800 г 15%-го раствора вещества, чтобы увеличить его массовую долю на 5%?

ДАНО:

ωω(в-ва)=15%=0,15

m(p-pa)=800г

ωω'(в-ва)=(15+5)%=20%=0,2

НАЙТИ:

mисп.(H2Omисп.(H2O)=?

РЕШЕНИЕ:

1)Найдем массу растворенного вещества в исходном растворе:

m(в-ва)=ω(в-ва)⋅m(p−pa)=0,15⋅800г=120гm(в-ва)=ω(в-ва)⋅m(p−pa)=0,15⋅800г=120г

2) Поскольку испаряется только вода, масса вещества остается неизменной: m(в-ва) = m'(в-ва)=120г

3) Зная массу растворенного вещества и его массовую долю, найдем массу полученного раствора:

m′(р-ра)=m(в-ва))ω(в-ва)=120г0,2=600гm′(р-ра)=m(в-ва))ω(в-ва)=120г0,2=600г

Масса испаренной воды - разность масс полученного и исходного растворов:

 mисп.(H2Omисп.(H2O)= m(р-ра) - m'(р-ра) = 800г - 600г = 200г

ОТВЕТ: нужно испарить 200г воды

ЗАДАЧА

К 180 г 8-%-ного раствора хлорида натрия добавили 20 г NaCl. Массовая доля хлорида натрия в образовавшемся растворе равна __ %.

РЕШЕНИЕ

ДАНО:

ωω(NaCl)=8%=0,08

m(p-pa)=180г

mдобmдоб(NaCl) =20г

НАЙТИ:

ωω'(NaCl)=?

РЕШЕНИЕ:

1)Найдем массу образовавшегося раствора:

m’(p-pa)= m(p-pa) + mдобmдоб (NaCl) = 180г + 20г = 200г

2) Найдем общую массу хлорида натрия в образовавшемся растворе:

m’(NaCl) = m(NaCl) +  mдобmдоб(NaCl) 

Для этого сначала посчитаем массу m(NaCl) в начальном растворе:

m(NaCl)=ω(NaCl)⋅m(p−pa)100%=8%⋅180г100%=14,4гm(NaCl)=ω(NaCl)⋅m(p−pa)100%=8%⋅180г100%=14,4г

m’(NaCl)= m(NaCl) + mдоб (NaCl) = 14.4г + 20г=34.4г

3) Найдем массовую долю соли в полученном растворе:

ω′(NaCl)=m′(NaCl)m′(p−pa)⋅100%=34,4г200г⋅100%=17,2%ω′(NaCl)=m′(NaCl)m′(p−pa)⋅100%=34,4г200г⋅100%=17,2%

Ответ: 17,2%

Задача 3.1. Определите массу воды в 250 г 10%-ного раствора хлорида натрия.

Решение. Из w = mв-ва / mр-ра находим массу хлорида натрия:
mв-ва = w • mр-ра = 0,1 • 250 г = 25 г NaCl
Поскольку mр-ра = mв-ва + mр-ля, то получаем:
m(Н20) = mр-ра — mв-ва = 250 г — 25 г = 225 г Н20.

Задача 3.2. Определите массу хлороводорода в 400 мл раствора соляной кислоты с массовой долей 0,262 и плотностью 1,13 г/мл.

Решение. Поскольку w = mв-ва / (V • ρ), то получаем:
mв-ва = w • V • ρ = 0,262 • 400 мл • 1,13 г/мл = 118 г

Задача 3.3. К 200 г 14%-ного раствора соли добавили 80 г воды. Определите массовую долю соли в полученном растворе.

Решение. Находим массу соли в исходном растворе:
mсоли = w • mр-ра = 0,14 • 200 г = 28 г.
Эта же масса соли осталась и в новом растворе. Находим массу нового раствора:
mр-ра = 200 г + 80 г = 280 г.
Находим массовую долю соли в полученном растворе:
w = mсоли / mр-ра = 28 г / 280 г = 0,100.

Задача 3.4. Какой объем 78%-ного раствора серной кислоты с плотностью 1,70 г/мл надо взять для приготовления 500 мл 12%-ного раствора серной кислоты с плотностью 1,08 г/мл?

Решение. Для первого раствора имеем:
w1 = 0,78 и ρ1 = 1,70 г/мл.
Для второго раствора имеем:
V2 = 500 мл, w2 = 0,12 и ρ2 = 1,08 г/мл.
Поскольку второй раствор готовим из первого добавлением воды, то массы вещества в обоих растворах одинаковы. Находим массу вещества во втором растворе. Из w2 = m2 / (V2 • ρ2) имеем:
m2 = w2 • V2 • ρ2 = 0,12 • 500 мл • 1,08 г/мл = 64,8 г.
Масса вещества в первом растворе также равна m2 = 64,8 г. Находим
объем первого раствора. Из w1 = m1 / (V1 • ρ1) имеем:
V1= m1 / (w1 • ρ1) = 64,8 г / (0,78 • 1,70 г/мл) = 48,9 мл.

Задача 3.5. Какой объем 4,65%-ного раствора гидроксида натрия с плотностью 1,05 г/мл можно приготовить из 50 мл 30%-ного раствора гидроксида натрия с плотностью 1,33 г/мл?

Решение. Для первого раствора имеем:
w1 = 0,0465 и ρ1 = 1,05 г/мл.
Для второго раствора имеем:
V2 = 50 мл, w2 = 0,30 и ρ2 = 1,33 г/мл.
Поскольку первый раствор готовим из второго добавлением воды, то массы вещества в обоих растворах одинаковы. Находим массу вещества во втором растворе. Из w2 = m2 / (V2 • ρ2) имеем:
m2 = w2 • V2 • ρ2 = 0,30 • 50 мл • 1,33 г/мл = 19,95 г.
Масса вещества в первом растворе также равна m2 = 19,95 г.
Находим объем первого раствора. Из w1 = m1 / (V1 • ρ1) имеем:
V1= m1 / (w1 • ρ1) = 19,95 г / (0,0465 • 1,05 г/мл) = 409 мл.
Коэффициент растворимости (растворимость) — максимальная масса вещества, растворимая в 100 г воды при данной температуре. Насыщенный раствор — это раствор вещества, который находится в равновесии с имеющимся осадком этого вещества.

Практическая работа (1 ч) 

Реактивы. NaCl, Н3ВO3, СuSO4, NaHCO3 – все кристаллические, 30%-й раствор NaOH, дистиллированная (кипяченая) вода.

Подготовить для приготовляемых растворов склянки с этикетками, на которых формула изображена в цвете: для кислот – красным, для солей – черным, для щелочей – синим.

Вариант № 1 Определите массы воды и борной кислоты, необходимые для приготовления 50 г раствора с массовой долей кислоты 0,02. Где применяют данный раствор?

Вариант № 2    Какие массы гидрокарбоната натрия и воды надо взять, чтобы приготовить раствор массой 50 г с массовой долей соли 10%? Где используют данный раствор?

Вариант № 3    В 45 г воды растворено 5 г NaCl. Вычислите массовую долю растворенного вещества в растворе. Для чего необходим этот раствор в быту и лаборатории?

Вариант № 4* Рассчитайте массы воды и безводного сульфата меди, необходимые для приготовления 100 мл раствора, содержащего 8% соли. плотность раствора – 1,084 г/мл. Где применяют полученный раствор

Вариант № 5*   Какую массу воды нужно добавить к 100 мл 30%-го раствора гидроксида натрия ( = 1,33 г/мл) для получения 10%-го раствора щелочи, используемого в лаборатории?

1. Определите массы воды и борной кислоты, необходимые для приготовления 50 г раствора с массовой долей кислоты 0,02. Где применяют данный раствор?

4.Рассчитайте массы воды и безводного сульфата меди, необходимые для приготовления 100 мл раствора, содержащего 8% соли. плотность раствора – 1,084 г/мл. Где применяют полученный раствор

2.   Какие массы гидрокарбоната натрия и воды надо взять, чтобы приготовить раствор массой 50 г с массовой долей соли 10%? Где используют данный раствор?

5.   Какую массу воды нужно добавить к 100 мл 30%-го раствора гидроксида натрия ( = 1,33 г/мл) для получения 10%-го раствора щелочи, используемого в лаборатории?

3.   В 45 г воды растворено 5 г NaCl. Вычислите массовую долю растворенного вещества в растворе. Для чего необходим этот раствор в быту и лаборатории?

6.Определите массу хлороводорода в 400 мл раствора соляной кислоты с массовой долей 0,262 и плотностью 1,13 г/мл

1. Определите массы воды и борной кислоты, необходимые для приготовления 50 г раствора с массовой долей кислоты 0,02. Где применяют данный раствор?

4.Рассчитайте массы воды и безводного сульфата меди, необходимые для приготовления 100 мл раствора, содержащего 8% соли. плотность раствора – 1,084 г/мл. Где применяют полученный раствор

2.   Какие массы гидрокарбоната натрия и воды надо взять, чтобы приготовить раствор массой 50 г с массовой долей соли 10%? Где используют данный раствор?

5.   Какую массу воды нужно добавить к 100 мл 30%-го раствора гидроксида натрия ( = 1,33 г/мл) для получения 10%-го раствора щелочи, используемого в лаборатории?

3.   В 45 г воды растворено 5 г NaCl. Вычислите массовую долю растворенного вещества в растворе. Для чего необходим этот раствор в быту и лаборатории?

6.Определите массу хлороводорода в 400 мл раствора соляной кислоты с массовой долей 0,262 и плотностью 1,13 г/мл

1. Определите массы воды и борной кислоты, необходимые для приготовления 50 г раствора с массовой долей кислоты 0,02. Где применяют данный раствор?

4.Рассчитайте массы воды и безводного сульфата меди, необходимые для приготовления 100 мл раствора, содержащего 8% соли. плотность раствора – 1,084 г/мл. Где применяют полученный раствор

2.   Какие массы гидрокарбоната натрия и воды надо взять, чтобы приготовить раствор массой 50 г с массовой долей соли 10%? Где используют данный раствор?

5.   Какую массу воды нужно добавить к 100 мл 30%-го раствора гидроксида натрия ( = 1,33 г/мл) для получения 10%-го раствора щелочи, используемого в лаборатории

Домашнее задание

Вариант № 1  Определите массы воды и борной кислоты, необходимые для приготовления 50 г раствора с массовой долей кислоты 0,02. Где применяют данный раствор?

Вариант № 2   Какие массы гидрокарбоната натрия и воды надо взять, чтобы приготовить раствор массой 50 г с массовой долей соли 10%? Где используют данный раствор?

Вариант № 3    В 45 г воды растворено 5 г NaCl. Вычислите массовую долю растворенного вещества в растворе. Для чего необходим этот раствор в быту и лаборатории?

Вариант № 4*   Рассчитайте массы воды и безводного сульфата меди, необходимые для приготовления 100 мл раствора, содержащего 8% соли. плотность раствора – 1,084 г/мл. Где применяют полученный раствор?

Вариант № 5*   Какую массу воды нужно добавить к 100 мл 30%-го раствора гидроксида натрия ( = 1,33 г/мл) для получения 10%-го раствора щелочи, используемого в лаборатории?

К 200г 15-%-ного раствора хлорида натрия добавили 40 г воды. Определите массовую долю соли в полученном растворе.

РЕШЕНИЕ

ДАНО:

ωω(NaCl)=15%=0,15

m(p-pa)=200г

mдобmдоб(H_2O) =40г

НАЙТИ:

ωω'(NaCl)=?

РЕШЕНИЕ:

1)Найдем массу образовавшегося раствора:

m’(p-pa)= m(p-pa) + mдобmдоб (H2OH2O) = 200г + 40г = 240г

2) Найдем массу хлорида натрия в исходном растворе:

m(NaCl)=ω(NaCl)⋅m(p−pa)100%=15%⋅200г100%=30гm(NaCl)=ω(NaCl)⋅m(p−pa)100%=15%⋅200г100%=30г

Масса хлорида натрия остается неизменной и в полученном растворе:

m(NaCl)=m′(NaCl)m(NaCl)=m′(NaCl)

3) Найдем массовую долю соли в полученном растворе:

ω′(NaCl)=m(NaCl)m′(p−pa)⋅100%=30г240г⋅100%=12,5%ω′(NaCl)=m(NaCl)m′(p−pa)⋅100%=30г240г⋅100%=12,5%

Ответ: 12,5%

Определите массовую долю сульфата натрия в растворе, полученном сливанием 120г 10%-ного раствора Na2SO4Na2SO4 и 200г 4%-ного раствора того же вещества.

РЕШЕНИЕ

ДАНО:

ω1ω1(Na2SO4Na2SO4)=10%=0,1

m11(p-pa)=120г

ω2ω2(Na2SO4Na2SO4)=4%=0,04

m22(p-pa)=200г

НАЙТИ:

ω3ω3'(Na2SO4Na2SO4)=?

РЕШЕНИЕ:

1)Найдем массу образовавшегося раствора:

m3(p−pa)=m1(p−pa)+m2(p−pa)=120г+200г=320гm3(p−pa)=m1(p−pa)+m2(p−pa)=120г+200г=320г

2) Найдем массу сульфата натрия в первом растворе:

m1(Na2SO4)=ω1(Na2SO4)⋅m1(p−pa)100%=10%⋅120г100%=12гm1(Na2SO4)=ω1(Na2SO4)⋅m1(p−pa)100%=10%⋅120г100%=12г

Масса сульфата натрия во втором растворе:

m2(Na2SO4l)=ω2(Na2SO4)⋅m2(p−pa)100%=4%⋅200г100%=8гm2(Na2SO4l)=ω2(Na2SO4)⋅m2(p−pa)100%=4%⋅200г100%=8г

Таким образом, масса соли в полученном растворе будет равна:

m3(Na2SO4)=m1(Na2SO4)+m2(Na2SO4)=12г+8г=20гm3(Na2SO4)=m1(Na2SO4)+m2(Na2SO4)=12г+8г=20г

3) Найдем массовую долю соли в полученном растворе:

ω3(Na2SO4)=m3(Na2SO4)m3(p−pa)⋅100%=20г320г⋅100%=6,25%ω3(Na2SO4)=m3(Na2SO4)m3(p−pa)⋅100%=20г320г⋅100%=6,25%

Ответ: 6,25%

Связанные т

Химические свойства металлов и неметаллов для ЕГЭ

Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.

Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.

 В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы

 отдают электроны, образуя в результате положительные ионы.

1. Металлы реагируют с неметаллами.
2. Металлы, стоящие до водорода, реагируют с кислотами (кроме азотной и серной конц.) с выделением водорода
3. Активные металлы реагируют с водой с образованием щелочи и выделением водорода.
4. Металлы средней активности реагируют с водой при нагревании, образуя оксид металла и водород.
5. Металлы, стоящие после водорода, с водой и растворами кислот (кроме азотной и серной конц.) не реагируют
6. Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.
7. Галогены реагируют с водой и раствором щелочи.
8. Активные галогены (кроме фтора) вытесняют менее активные галогены из растворов их солей.
9. Галогены не реагируют с кислородом.
10. Амфотерные металлы (Al, Be, Zn) реагируют с растворами щелочей и кислот.
11. Магний реагирует с углекислым газом и оксидом кремния.
12. Щелочные металлы (кроме лития) с кислородом образуют пероксиды.

 1. Взаимодействуют с неметаллами:

 а) кислородом (с образованием оксидов)

 Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их

 хранят под слоем

вазелинового масла или керосина.

4Li + O2 = 2Li2O

2Ca + O2 = 2CaO

 Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия - надпероксид

2Na + O2 = Na2O2, К + О2 = КО2

а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:

2Na + Na2O2 = 2Na2O

 Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно

при нагревании.

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (смесь двух оксидов: FeO и Fe2O3)

2Zn + O2 = 2ZnO

2Cu + O2 = 2CuO

 Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

 б) водородом (с образованием гидридов)

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

 в) хлором (с образованием хлоридов)

2K + Cl2 = 2KCl

Mg + Cl2 = MgCl2

2Al + 3Cl2 =2AlCl3

 Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

 г) серой (с образованием сульфидов)

2Na + S = Na2S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al2S3

 Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

 д) азотом (с образованием нитридов)

6K + N2 = 2K3N

3Mg + N2 = Mg3N2

2Al + N2 = 2AlN

 2. Взаимодействуют со сложными веществами:

Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд,

который называют электрохимическим рядом напряжений или активности металлов

 Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

 а) водой

 Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды,    образуя растворимые  основания – щелочи.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

Ba + H2O = Ba(OH) 2 + H2↑

 Магний взаимодействует с водой при кипячении.

Mg + 2H2O = Mg(OH) 2 + H2↑

 Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.

2Al + 6H2O = 2Al(OH) 3 + 3H2↑

 Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием оксидов.

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑

 б) растворами кислот

(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации.

См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)

Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту

 Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для

проведения таких реакций.

 Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑

 Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

 Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец

практически не реагирует с

раствором серной кислоты из-за образования на поверхности нерастворимого сульфата свинца.

 Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.

 «Взаимодействие сильных кислот с металлами»

 в) растворами солей

 Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для

проведения таких реакций. Для остальных металлов выполняется правило:

 Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее

него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее него.

Cu + HgCl2 = Hg + CuCl2

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию

 реакции.

 г) растворами щелочей

 Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Zn(OH) 4] + H2↑

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH) 4] + 3H2↑

 д) с органическими веществами

 Щелочные металлы со спиртами и фенолом.

2C2H5OH + 2Na = 2C2H5ONa + H2↑

2C6H5OH + 2Na = 2C6H5ONa + H2↑

 Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших

циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета

молекулы (реакция А.Вюрца):

CH2Cl-CH2-CH2Cl + Zn = C3H6(циклопропан) + ZnCl2

2CH2Cl + 2Na = C2H6(этан) + 2NaCl

 Неметаллы

 В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H2, F2, Cl2, Br2, I2), двойные (в молекулах О2), тройные (в молекулах N2) ковалентные связи.

 Строение простых веществ – неметаллов:

1. молекулярное

При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н2, N2, O2, O3, F2, Cl2) или твердые вещества (I2, P4, S8) и лишь единственный бром (Br2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

 2. атомное

Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (Bn, Сn, Sin, Gen, Sen, Ten). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

 Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород О2 и озон О3 и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.

Химические свойства неметаллов

1. Неметаллы реагируют с металлами и друг с другом.
2. Из неметаллов с водой реагируют только наиболее активные – фтор, хлор, бром и йод.
3. Фтор, хлор, бром и йод реагируют со щелочами по той же схеме, что и с водой, только образуются не кислоты, а их соли, и реакции не обратимы, а протекают до конца.

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности.

 В ряду неметаллов     At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

электроотрицательность  возрастает и усиливаются окислительные свойства.

 Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого сильного окислителя.

 1. Окислительные свойства

 а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)

2Na + S = Na2S (сульфид натрия)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)

 б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:

2P + 5S = P2S5 (сульфид фосфора V)

 Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:

H2 + S = H2S

H2 + Cl2 = 2HCl

3H2 + N2 = 2NH3

 в) в реакциях с некоторыми сложными веществами

 Окислитель – кислород, реакции горения

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

2SO2 + O2 = 2SO3

 Окислитель – хлор

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

2KI + Cl2 = 2KCl + I2

 CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl

Ch2=CH2 + Br2 = CH2Br-CH2Br

 2. Восстановительные свойства

 а) в реакциях с фтором

S + 3F2 = SF6

H2 + F2 = 2HF

Si + 2F2 = SiF4

 б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)

S + O2 = SO2

N2 + O2 = 2NO

4P + 5O2 = 2P2O5

C + O2 = CO2

 в) в реакциях со сложными веществами – окислителями

H2 + CuO = Cu + H2O

6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5

C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O

 H2C=O + H2 = CH3OH

 3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

Cl2 + H2O = HCl + HClO

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

Взаимодействие неметаллов с кислотами-окислителями и щелочами

 Оксиды

Оксиды – соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления –2.

Например, СаО – оксид кальция, SО3 – оксид серы (VI).

Следует отличать оксиды от пероксидов, в составе которых кислород находится в степени окисления –1. В этих соединениях атомы кислорода связаны друг с другом. Примеры: Н2О2 – пероксид водорода, ВаО2 – пероксид бария. По своей природе пероксиды представляют собой соли очень слабой кислоты пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

Ионными можно считать практически лишь оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, остальные оксиды – ковалентные соединения (тип связи – ковалентная полярная). В случае ковалентной связи кристаллическая решетка оксида может быть атомной (например, в SiО2) или молекулярной (если рассматривать оксиды в твердом состоянии). Примерами последних могут быть: СО2, SО2 и т. д.

2.2.2 Классификация и номенклатура оксидов.

По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные (таблица 2).

Таблица 2 – Классификация солеобразующих оксидов по их кислотно-основному характеру

Иногда оксиды металлов, в которых степень окисления металла равна +2, являются амфотерными, например: ВеО, ZnO, SnO, PbO.

В то же время, некоторые оксиды, в которых степень окисления металла равна +3, являются основными, например: Y2О3, La2О3.

Несолеобразующие (безразличные) оксиды не имеют соответствующих гидратов, которые бы являлись кислотами или основаниями. Примеры: NO, N2О, CO, SiO.

Такие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных свойств.

Номенклатура оксидов соответствует номенклатуре бинарных соединений (см. пункт 2.1). Существуют т.н. двойные оксиды – оксиды, содержащие атомы элементов в различных степенях окисления:

Fe3О4 – оксид железа (II, III) – FeО∙Fe2О3;

Pb2O3 – оксид свинца (II, IV) – PbO⋅PbO2.

Физические свойства оксидов.

По физическим свойствам оксиды разнообразны. Они могут быть при обычных условиях газообразными (СО2, SО2, NO, NО2), жидкими (Mn2О7, С12О7) и твердыми (MgO, CuO, Cr2О3, MnО2). Чаще оксиды являются бесцветными (СО2, SО2) или веществами белого цвета (например, SiО2, A12О3, ZnO, Na2О), но иногда – окрашены. Например, CuO – черный, Сг2О3 – зеленый, Fe2О3 – коричневый.

Оксиды d-элементов при обычных условиях твердые (кроме жидкого Мn2О7), их цвет: Cu2О – темно-красный (мелкие кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы), Ag2О – темно-коричневый, Au2О3 – коричнево-черный, ZnO – белый (иногда с желтоватым оттенком), CdO – коричневый (от темно-желтого до почти черного), HgO – ярко-красный (крупные кристаллы) или желтый (мелкие кристаллы), V2О5 – оранжевый аморфный порошок, или красно-коричневые кристаллы, Сг2О3 – темно-зеленый, СгО3 – темно-красный, Мn2O3 – бурый, МnO2 – черный с коричневым оттенком, Мn2O7 – темная маслянистая жидкость, в отраженном свете – зеленая, в проходящем – красная, FeO – черный, Fe2O3 – красно-коричневый или темно-коричневый, Fe3O4 – черный, СоО – темно-зеленый (почти черный), Со3O4 – серо-черный, NiO – желтый, РtO2 – черный.

Химические свойства оксидов.

Химические свойства оксидов рассмотрены в таблице 3.

 Получение оксидов.

1 Горение простых веществ.

2Mg + О2 = 2MgO; 4Р + 5О2 = 2 Р2О5;

3Fe + 2О2 = Fe3О4 ; S + О2 = SО2.

Оксид азота (II) получают в электрической дуге: N2 + О2 = 2NO.

Непосредственно с О2 не соединяются благородные газы (Не, Ne, Ar, Кг, Хе, Rn), галогены (F2, Cl2, Вг2, I2), а также золото и платина.

2. Горение сложных веществ.

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О;

2H2S + 3О2 = 2SО2 + 2Н2О.

3 Разложение сложных веществ при нагревании.

а) оснований нерастворимых в воде или амфотерных : Мn(ОН)2 = МnО + Н2О;   2А1(ОН)3 = А12О3 + ЗН2О;

б) некоторых кислот:  H2SiО3 = Н2О + SiО2;                2Н3ВО3 = 3Н2О + В2О3;

в) некоторых солей, например, карбонатов (кроме карбонатов щелочных металлов):

СаСО3 = СаО + СО2;                       (СuОН)2СО3 = 2СuО + СО2 + 4 Н2О,

нитратов металлов, расположенных в ряду напряжений металлов (см. приложение А) от Mg до Hg:

2Cu(NО3)2 = 2CuO + 4NО2↑+ О2↑;                   2Pb(NО3)2 = 2PbO + 4NО2↑+ О2↑.

Применение оксидов.

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

1. ацетат калия → этан → X → этанол → диэтиловый эфир

2.CaC2→ этин → этанальX1X2X3

3.Al4C3X1X2этаналь X3X1

4. CaC2→этин→этанальX1X2X3

5. CaC2 X1 X2→ H3C–COOH X3→ (CH3)2–C=O

6. HCCHX1CH3COOHX2X3 уксуснаякислота

7.Метилат калия→ бромметанХ2Х3этанальХ4

8. Ацетальдегид → ацетат калия → этановая кислота → этилацетат → ацетат кальция→ ацетон

9. CH3CHO Х1Х2→ этилен → CH3CHO X3

10. CH3COOH→ X1С2H6 X2X3X4

11. C2H5OHX1X2X3этин C2H4O

12. CH2BrCH2CH2BrX1X2→ пропенX3→ 1,2-дибромпропан

13. CH4X1→ C6H6X2X3X4

14. карбид алюминия Х1Х2 бензол X3X4

15. 1-хлорпропан Х1X2X3X2→изопропилбензол

16. этенX1X2X3→толуолX4

17. C2H4→ C2H4Cl2X1X2X3C6H5CООН

18. CH3CH2CH2OH→ X1C6H14X2C6H5СН3→ C6H5CООН

19. С2Н2Х1→ C6H5С2Н5X2X3X4

20. ацетиленбензол этилбензол X1X2полистирол

21. C6H6→C6H5CH3→ C6H5CООН→ C6H5CООCH3→CH3OH→(CH3)2O (укажите условия проведения реакций).

22.

23. C2H2→X1→X2→C6H5CH3→NO2–C6H4–CH3 X3

24. CH3-CH2-CH(CH3)-CH3X1X2X1X3CO2

25. CH4→ HCHOX1X2X1X3

26. пропилацетатX1→ CH4X2винилацетатX3

27. CH3-CH2-CHO X1X2X3X4X5

28. Ацетат калия X1 X2 X3 X4 X5

29. этанол Х1Х2Ag2C2 X2X3

30. C6H6→C6H5-CH(CH3)2X1X2X3X4

Ответы на задания практической части:

Задание 1

Электролиз раствора ацетата калия:

K(-)   (K+) – не восстанавливается, щелочной металл

         2H2O + 2ē = H2+ 2OH–                  | 2

А(+) 2CH3COO––2ē = CH3-CH3 + 2CO2    | 2

Суммарное уравнение:

         2CH3COO– + 2H2O = H2+ 2OH– + CH3-CH3 + 2CO2

Или   2CH3COOK + 2H2O = H2+ 2KOH + CH3-CH3 + 2CO2

При нагревании этана в присутствии катализатора Ni, Pt, происходит дегидрирование, X – этен: CH3-CH3 CH2=CH2 + H2

Следующая стадия – гидратация этена:

CH2=CH2 + H2OCH3-CH2OH;

Перманганат калия в кислой среде – сильный окислитель и окисляет спирты до карбоновых кислот:

5C2H5OH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5CH3COOH + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 11H2O

Наконец, взаимодействие уксусной кислоты и спирта приведет к образованию сложного эфира:

CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O

Задание 2

1) CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2

2) C2H2 + H2O  CH3СHO

3) 5CH3СHO + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5CH3COOH + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

4) 2CH3COOH + CaCO3 → (CH3COO)2Ca + H2O + CO2

5) (CH3COO)2Ca CaCO3 + (CH3)2CO

Задание 3

1) Al4C3 + 12H2O= 3CH4 + 4 Al(OH)3

2) 2 CH4C2H2 + 3H2

3) C2H2 + H2O  CH3СHO

4) 3CH3СHO + 2KMnO4 + 3H2O → 2CH3COOK+ CH3COOH+ 2MnO2 + H2O

5) CH3COOK + KOHCH4 + K2CO3

Задание 4

1) CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2

2) C2H2 + H2O  CH3СHO

3) 5CH3СHO + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5CH3COOH + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

4) 2CH3COOH + Cl2 CH2ClCOOH + HCl

5) CH2ClCOOH + NH3 CH2(NH2)COOH + HCl

20)  CaC2 X1 X2→ H3C–COOH X3→ (CH3)2–C=O

Задание 5

1) CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2

2) Н-С≡С-Н H3C – COH 

3) H3C–COH +2Сu(ОН)2 → H3C–COOH +Сu2О + 2Н2О   

4) 2H3C–COOH + Ba(OH)2 →(СН3COO)2Ba + 2Н2О

5) (СН3COO)2Ba (к) (CH3)2–C=O + BaCO3  

Задание 6

1) Н-С≡С-Н H3C – COH

2) 5CH3СHO + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5CH3COOH + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

3) H3C–COOH + NaOH→СН3COONa + Н2О

4) СН3COONa + CH3I СН3COOCH3 + NaI

5) СН3COOCH3 + H2O CH3COOH + CH3OH

Задание 7

1) CH3OK+ H2O KOH + CH3OH

2) CH3OH + HBr CH3Br + H2O

3) 2CH3Br + 2Na С2H6 + 2NaBr

4) С2H6 C2H4 + H2

5) 2C2H4  + O2 2CH3CHO

Задание 8

Ацетальдегид ацетат калия этановая кислота этилацетат ацетат кальция ацетон.Перепишем:

CH3CHO CH3COOK CH3COOH CH3COOC2H5 (CH3COO)2Ca (CH3)2CO

Тип реакции может подсказать сравнение состава исходного и получаемого веществ. Так, для первого превращения видно, что необходимо окислить альдегид в щелочной среде, например:

CH3CHO + 2KMnO4 + 3KOH CH3COOK + 2K2MnO4 + 2H2O

CH3COOK + HCl = CH3COOH + KCl

CH3COOH + C2H5OH  CH3COOC2H5 + H2O

Чтобы из эфира получить ацетат, надо провести его гидролиз в щелочной среде, причем в качестве щелочи взять гидроксид кальция:

2CH3COOC2H5 + Ca(OH)2  (CH3COO)2Ca + 2C2H5OH

Особую сложность может вызвать последнее превращение, поскольку способы получения кетонов в базовом курсе химии обычно не рассматриваются. Для его осуществления проводят пиролиз (термическое разложение) ацетата кальция:

(CH3COO)2Ca  (CH3)2CO + CaCO3

Задание 9

1) CH3CHO + H2 C2H5OH

2) C2H5OH + HBr C2H5Br + H2O

3) C2H5Br + KOH (спирт) C2H4 + KBr + H2O

4) 2C2H4 + O22 CH3CHO

5) CH3CHO + Ag2O + NH3 CH3COONH4 + 2Ag

Задание 10:

1) CH3COOH + KOH CH3COOK + H2O

2) CH3COOK + 2H2O H2+ 2KOH + CH3-CH3 + 2CO2

3) CH3-CH3 + Cl2 CH3-CH2Cl + HCl

4) CH3-CH2Cl + NaOH (водн) CH3-CH2-OH +NaCl

5) 2CH3-CH2-OHH2O + CH3-CH2-O-CH2-CH3

Задание 11

1) C2H5OHCH2=CH2 + H2O

2) 3CH2=CH2 + 2KMnO4 + 4H2O 3CH2OH-CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

3) CH2OH-CH2OH + 2HBrCH2BrCH2Br +2H2O

4) CH2BrCH2Br +2KOH (спирт) Н-С≡С-Н + 2H2O +2KBr

5) Н-С≡С-Н  +H2O

Задание 12

1) CH2BrCH2CH2Br + Zn CH2=CH2CH3 + ZnCl2

2) CH2=CH2CH3+ HBr CH3-CH2BrCH3

3) CH3-CH2BrCH3 +KOH (спирт) CH2=CH2CH3 + KBr

4) CH2=CH2CH3CH2(OH)-CH(OH)-CH3

5) CH2(OH)-CH(OH)-CH3 + 2HBr CH2BrCH2BrCH3 + 2H2O

Задание 13

1) 2CH4 C2H2 + 3H2

2) 3C2H2 C6H6

3) C6H6 + CH3Cl C6H5CH3 + HCl

4) C6H5CH3 C6H5-COOH

5) C6H5-COOH C6H5-COOC2H5 +H2O

Задание 14

1) Al4C3 + 12H2O= 3CH4 + 4 Al(OH)3

2) 2CH4 C2H2 + 3H2

3) 3C2H2 C6H6

4) C6H6 + CH3Cl C6H5CH3 + HCl

5) C6H5CH3 + Cl2 C6H5CH2Cl +HCl