УМК под ред. Н.Е.Кузнецовой "Химия - 9". Календарно-тематическое планирование учебного материала.
план-конспект урока по химии (9 класс) по теме
Уважаемые учащиеся 9 класса!
В 8 классе вы приступили к изучению основ удивительной науки — химии.
Вы узнали, что эта наука изучает превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения.
Опираясь на наблюдения и эксперимент, вы познакомились с различными веществами и их свойствами,
с химическими реакциями (превращением одних веществ в другие), с языком химической науки.
В 9 классе изучается неорганическая химия (металлы, неметаллы и их соединения), а также происходит знакомство с основами органической химии.
Вы продолжите систематическое изучение основ химии: глубже и конкретнее рассмотрите свойства групп химических элементов, изучите их соединения,
а также характерные для этих соединений химические реакции. Ведущую роль при этом будут играть теоретические знания,
которые в 9 классе пополнятся теорией электролитической диссоциации, закономерностями протекания химических реакций.
Желаю вам успехов в изучении химии!
Скачать:
Предварительный просмотр:
Понятие о скорости химической реакции. Катализаторы
Данный урок посвящен знакомству с понятием «скорость химической реакции». Из материалов урока вы также узнаете, от чего зависит скорость химической реакции, что такое «обратимые реакции» и «химическое равновесие». В ходе урока демонстрируются химические опыты, иллюстрирующие зависимость скорости реакции от различных факторов.
I. Понятие «скорость химической реакции»
Вы знакомы с понятием "скорость" из курса физики. В общем виде скорость - это величина, показывающая как изменяется какая либо характеристика за единицу времени.
Скорость химической реакции - это величина, показывающая как изменяются концентрации исходных веществ или продуктов реакции за единицу времени.
Скорость химической реакции характеризует, насколько превращение веществ протекает быстро или медленно. Изучением скоростей химических реакций занимается химическая кинетика. Одна из важнейших ее задач – управление скоростью реакции.
Для оценки скорости необходимо изменение концентрации одного из веществ.
1. Наибольший интерес представляют реакции, протекающие в однородной (гомогенной) среде.
Гомогенные системы (однородные) – газ/газ, жидкость/жидкость – реакции идут во всём объёме.
Математически скорость химической гомогенной реакции можно представить с помощью формулы:
2. Для гетерогенной реакции, скорость реакции определяется числом молей веществ, вступивших в или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности:
Гетерогенные (неоднородные) системы – твёрдое/жидкость, газ/твёрдое, жидкость/газ – реакции идут на поверхности раздела фаз.
Таким образом, скорость химической реакции показывает изменение количества вещества в единицу времени, в единице объёма или на единице поверхности раздела фаз.
II. Зависимость скорости реакций от различных факторов
Условия | Примеры |
Концентрация | Закон действующих масс Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. При повышении концентрации хотя бы одного из реагирующих веществ скорость химической реакции возрастает в соответствии с кинетическим уравнением. Рассмотрим общее уравнение реакции: aA +bB = cC + dD, где A,B,C,D – газы, жидкости Для данной реакции кинетическое уравнение принимает вид: Причиной повышения скорости является увеличение числа столкновений реагирующих частиц за счёт увеличения частиц в единице объёма. |
Температура | Химические реакции, протекающие в гомогенных системах (смеси газов, жидкие растворы), осуществляется за счет соударения частиц. Однако, не всякое столкновение частиц реагентов ведет к образованию продуктов. Только частицы, обладающие повышенной энергией - активные частицы, способны осуществить акт химической реакции. С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно, химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. Правило Вант - Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. |
Катализатор | Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождаются в конце реакции. Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом. По агрегатному состоянию, в котором находятся катализатор и реагирующие вещества, следует различать: гомогенный катализ (катализатор образует с реагирующими веществами гомогенную систему, например, газовую смесь); гетерогенный катализ (катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах; катализ идет на поверхности раздела фаз). Ингибитор - вещество, замедляющее скорость реакции |
Площадь соприкосновения реагирующих веществ | Для увеличения площади соприкосновения реагирующих веществ, их измельчают. Наибольшей степени измельчения достигают путем растворения веществ. Быстрее всего вещества реагируют в растворах. |
Природа реагирующих веществ
Давление | Например, металлы магний и железо реагируют с соляной кислотой одинаковой концентрации с различной скоростью. Это связано с разной химической активностью металлов. При наличии газообразных реагентов - повышение давления повышает концентрацию газообразных веществ, увеличивая скорость реакции. |
Скорость химических реакций в окружающем нас мире
IV. Памятки
- Зависимость скорости химической реакции от катализаторов
- Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов
- Зависимость скорости химической реакции от природы веществ
- Зависимость скорости химической реакции от температуры
- Катализаторы
- Каталитические реакции
- Факторы, влияющие на скорость химических реакций
V. Видео - эксперименты
- "Зависимость скорости реакции от температуры"
- "Зависимость скорости реакции от природы веществ"
- "Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов"
- "Зависимость скорости реакции от катализатора"
- "Зависимость скорости реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ"
ЦОРы
Видео-опыт:“Влияние ингибиторов на скорость химических реакций”
Презентация:Скорость химических реакций в окружающем нас мире
Памятка №1: Зависимость скорости химической реакции от катализаторов
Памятка №2: Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов
Памятка №3: Зависимость скорости химической реакции от природы веществ
Памятка №4: Зависимость скорости химической реакции от температуры
Памятка №5: Катализаторы
Памятка №6: Каталитические реакции
Памятка №7: Факторы, влияющие на скорость химических реакций
Видео-эксперименты:
- "Зависимость скорости реакции от температуры"
- "Зависимость скорости реакции от природы веществ"
- "Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов"
- "Зависимость скорости реакции от катализатора"
- "Зависимость скорости реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ"
Предварительный просмотр:
Практическая работа №1 по теме: "Изучение влияния условий проведения химической реакции на ее скорость"
На уроке проводятся эксперименты, демонстрирующие зависимость скорости химической реакции от различных факторов. Из материалов данного урока вы узнаете, как влияют на скорость химической реакции степень измельчения, концентрация и природа веществ, а также температура и наличие катализатора.
Цель: рассмотреть влияние различных факторов на скорость химической реакции.
Оборудование и реактивы:
- пробирки,
- спиртовка,
- держатель,
- штатив для пробирок,
- цинк,
- магний,
- железо: гранулы и порошок,
- растворы серной (1:5, 1:10) и соляной кислоты,
- пероксид водорода,
- оксид марганца (IV),
- оксид меди (II).
Ход работы:
Вспомните правила техники безопасности при выполнении химического эксперимента.
- Многие вещества при попадании на кожу могут вызвать ожоги. Никогда не берите вещества руками.
- Некоторые вещества имеют неприятный запах, а их пары могут вызвать отравление. Не подносите близко к лицу открытую склянку.
- В химической лаборатории не пробуют на вкус даже известные вещества, они могут содержать примеси, ядовитые для человека.
- Кислоты – едкие вещества. Разрушают и раздражают кожу, слизистые оболочки.
- Если кислота или щёлочь попала на кожу, её надо немедленно промыть большим количеством проточной воды.
- Если зажечь спиртовку сразу же после снятия колпачка, загорается плёнка спирта на горлышке спиртовки как раз на том месте, где колпачок прилегает к горлышку. Пламя проникает под диск с трубкой, и пары спирта внутри резервуара загораются. Может произойти взрыв и выброс диска вместе с фитилём. Чтобы избежать этого, приподнимите на несколько секунд диск с фитилём для удаления паров. Если случится воспламенение паров, быстро отставьте в сторону предметы (тетрадь для практических работ) и позовите учителя.
- Зажигать спиртовку только спичками, гасить крышкой или колпачком, накрывая сверху.
- Запрещается передавать зажжённую спиртовку и зажигать одну спиртовку от другой.
- При нагревании вещества в пробирке её необходимо сначала прогреть, отверстие пробирки во время нагревания должно быть направлено от себя и соседа.
- Стекло – хрупкий материал, имеющий малое сопротивление при ударе и незначительную прочность при изгибе. Категорически запрещается использовать посуду, имеющую трещины и отбитые края.
- Пробирку закрепляют в держателе так, чтобы от горлышка пробирки до держателя было расстояние 1 – 1, 5 см.
- Опыты проводить с таким количеством веществ, которые указаны в методическом руководстве по проведению каждого опыта.
- Без разрешения учителя, ничего на столах не трогать.
- Во время проведения эксперимента или оформлении отчёта соблюдайте тишину.
- После работы приведи порядок на рабочем месте.
Опыт 1. Влияние природы реагирующих веществ
Налейте в три пробирки по 2 мл раствора соляной кислоты. Положите в первый стакан кусочек магния, во второй стакан - гранулу цинка, в третий – кусочек железа. Наблюдайте скорость трех реакций. Какая из реакций самая быстрая и почему?
Опыт 2. Влияние концентрации реагирующих веществ
В две пробирки, наклонив их, опустите по грануле цинка, осторожно прилейте растворы серной кислоты: в первую пробирку раствор кислоты 1:5, во вторую – 1:10. В какой из них реакция идет быстрее?
Опыт 3. Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ
В одну пробирку насыпьте немного порошка железа, в другую – положите железную скрепку и в обе пробирки прилить по 2 мл разбавленной соляной кислоты (1:2). В какой из пробирок реакция идет быстрее? Почему?
Опыт 4. Влияние температуры
В де пробирки поместите немного черного порошка оксида меди (II), прилейте в обе пробирки раствор серной кислоты. Одну из пробирок нагрейте. В какой из пробирок реакция идет быстрее? Почему?
Опыт 5. Влияние катализатора
В две пробирки налейте по 2 мл пероксида водорода Н2О2, в одну из пробирок добавьте несколько кристалликов оксида марганца (IV) MnO2. В какой из пробирок реакция идет быстрее? Почему?
При обычных условиях реакция разложения пероксида водорода протекает медленно, признаков реакции (т. е. выделения пузырьков газа) мы не наблюдаем. Добавим в стакан с перекисью водорода немного черного порошка оксида марганца (IV). Наблюдаем интенсивное выделение пузырьков газа. Внесем в стакан тлеющую лучинку – она разгорается, следовательно, выделяющийся газ – кислород. Почему при внесении в стакан оксида марганца скорость реакции увеличилась? Дело в том, что оксид марганца является катализатором реакции разложения пероксида водорода. Катализатор, участвуя в реакции, ускоряет ее, но сам в ней не расходуется.
Рис. Разложение пероксида водорода под действием катализатора MnO2
Оформите работу в виде таблицы:
Рассматриваемый фактор, влияющий на скорость хим. реакции | Описание эксперимента | Наблюдения, позволяющие судить о скорости реакции |
Уравнения реакций |
Вывод |
Сделайте вывод по всей работе.
Предварительный просмотр:
Обратимые и необратимые химические реакции. Понятие о химическом равновесии. Решение задач
На уроке будет рассмотрена тема «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие», будут рассматриваться факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Вы познакомитесь с принципом Ле Шателье. Вводится понятие обратимых и необратимых реакций.
I. Понятие прямой и обратной реакции
Рассмотрим некоторую абстрактную реакцию, которую запишем в виде:
А+В→АВ, прямая реакция
Но многие химические реакции могут идти в обратную сторону.
АВ А+В, обратная реакция
Для краткости такую реакцию записывают, используя две стрелки, одну – вперед, другую – назад.
А+ВАВ
При повышении температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Но оказывается, что в случае некоторых реакций продукт реакции при температуре, когда она идет с хорошей скоростью, уже начинает разлагаться. В частности, такая ситуация реализуется при взаимодействии водорода с йодом при получении йодоводорода.
Н2 + I2 (1)
Скорость химической реакции увеличивается с увеличением концентрации исходных веществ и соответственно уменьшается с уменьшением концентрации исходных веществ. Получается, что, по мере прохождения реакций, скорость прямой реакции будет уменьшаться, т. к. исходные вещества будут расходоваться. А скорость обратной реакции будет возрастать, потому что концентрация вещества АВ исходного для обратной реакции будет постепенно увеличиваться. До каких пор скорость прямой реакции будет уменьшаться, а обратной увеличиваться? Это будет до того момента, когда скорости прямой и обратной реакции станут равными. Наступит химическое равновесие. Рис. 1.
Рис. 1
Химическое равновесие– это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны.
II. Константа равновесия
Равновесная концентрация веществ
Равновесная концентрация веществ – это концентрации веществ в реакционной смеси, находящихся в состоянии химического равновесия. Равновесная концентрация обозначается химической формулой вещества, заключенной в квадратные скобки.
Например, следующая запись обозначает, что равновесная концентрация водорода в равновесной системе составляет 1 моль/л.
Рис. 2
Химическое равновесие (Рис. 2) отличается от привычного для нас понятия «равновесие». Химическое равновесие – динамическое. В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.
Константы скорости прямой и обратной реакции – это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов.
Если , то в системе больше исходных веществ. Если , то в системе больше продуктов реакции.
III. Обратимые и необратимые химические реакции
Если константа равновесия значительно больше 1, такую реакцию называют необратимой.
Необратимыми называются химические реакции, которые происходят только в одном направлении до полного расходования одного из реагентов.
Например, это реакция:
4Р+5О2 =2Р2О5 (2)
Обратимыми называются химические реакции, которые осуществляются во взаимно противоположных направлениях при одних и тех же условиях.
IV. Факторы, влияющие на смещение равновесия
Если изменить внешние условия, то состояние химического равновесия нарушится. Смещение равновесия в зависимости от изменения внешних условий в общем виде определяется
Принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведённого воздействия.
Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении.
Равновесие смещается вправо, если повысились равновесные концентрации продуктов прямой реакции. Если повышаются равновесные концентрации исходных веществ прямой реакции, то равновесие смещается влево. Какие факторы можно изменять, чтобы сместить равновесие? Это
· Температура
· Давление
· Концентрации веществ
Добавление катализатора и изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций не оказывают влияние на смещение химического равновесия.
Рассмотрим влияние факторов на смещение химического равновесия более детально.
1. Влияние температуры
Реакция синтеза аммиака относится к экзотермическим реакциям. При прохождении прямой реакции теплота выделяется, а при прохождении обратной – поглощается.
Правило: Если увеличить температуру, то, согласно правилу Ле Шателье, равновесие сместится в таком направлении, чтобы уменьшить это воздействие.
В данном случае влево, так как теплота поглощается. Реакция синтеза аммиака проводится при температуре около 500
Если реакция эндотермическая, то повышение температуры приведет к смещению равновесия вправо.
2. Изменение концентрации веществ
Правило:При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесной реакции, равновесие реакции сместится в сторону его расходования, а соответственно, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ – в сторону реакции его образования.
Например, при увеличении концентрации азота в реакции синтеза аммиака, равновесие сместится вправо, т. е. в сторону расходования азота. Если же в этой реакции удалять из реакционной смеси аммиак, то равновесие сместится в сторону его образования. Сделать это можно, например, при растворении аммиака в воде.
3. Изменение давления
Правило:Изменение давления может оказывать влияние только на реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону уменьшения объемов веществ.
Если в реакции синтеза аммиака увеличить давление, равновесие сместится в сторону уменьшения числа моль газа. Если слева число моль газа больше, чем справа, равновесие сместится в сторону образования аммиака.
Если число моль газа одинаково и слева и справа, например, в реакции получения оксида азота (II),
N2 +O2 (3)
то изменение давления не будет оказывать влияние на положение химического равновесия в таких реакциях. Изучение химического равновесия имеет большое значение, как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. Окончательный выбор условий требует учета влияния их и на скорость процесса.
Видео "Химическое равновесие в растворах"
V. Примеры решения задач
Задача №1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2]= a, [О2] = b, [SO3] = с.Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема:
vпр = Ка2b
vобр = К1с2
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3а, [О2] = 3b; [SO3] = 3с. При новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:
v’пр = К(3а)2(3b) = 27Ка2b
v’обр = К1(3с)2 = 9К1с2
Отсюда:
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.
Задача №2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70оС, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
Следовательно, скорость реакции νТ2 при температуре 70оС больше скорости реакции νТ1при температуре 30оС в 16 раз.
Задача № 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г)
при 850оС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]исх =3 моль/л, [Н2О]исх = 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
vпр = К1 [СО][Н2О]
vобр = К2[СО2][Н2]
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение Кр входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО2]р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н2О расходуется для образования по х молей СО2 и Н2. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:
[СО2]р = [Н2]р = х моль/л;
[СО]р = (3 – х) моль/л;
[Н2О]р = (2 – х) моль/л.
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:
Таким образом, искомые равновесные концентрации:
[СО2]р = 1,2 моль/л;
[Н2]р= 1,2 моль/л;
[СО]р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;
[Н2О]р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.
Задача № 4. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O2 (г) ↔ 2CO2(г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,32 моль/л, [CO2] = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O2, если исходная смесь не содержала СО2.
Решение:
1). Так как в условии задачи даны равновесные концентрации, то константа равновесия равна 2:
2). Если исходная смесь не содержала СО2, то на момент химического равновесия в системе образовалось 0,16 моль СО2.
По УХР: 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г)
На образование 0,16 моль СО2 затрачено:
υпрореагировавшее(СО)=υ(CO2)=0,16 моль
υпрореагировавшее(О2)=1/2υ(CO2)=0,08 моль
Следовательно,
υисходное = υпрореагировавшее + υравновесное
υисходное (СО)=0,16 +0,2 = 0,36 моль
υисходное (O2)=0,08 +0,32 = 0,4 моль
Вещество | CO | O2 | CO2 |
Сисходная | 0,36 | 0,4 | 0 |
Спрореагировавшая | 0,16 | 0,08 | 0,16 |
Сравновесная | 0,2 | 0,32 | 0,16 |
Задача № 5. Определить равновесную концентрацию HI в системе H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г), если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H2 , I2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.
Решение. Пусть к некоторому моменту времени образовалось x моль/л HI
Вещество | H2 | I2 | HI |
сисходн., моль/л | 1 | 2 | 0 |
спрореагир., моль/л | х/2 | х/2 | x |
cравн., моль/л | 1-x/2 | 2-x/2 | x |
Тогда,
Решая это уравнение, получаем, что равновесная концентрация HI равна 1,33 моль/л.
Задача №6. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению: PCl5(г) = РСl3(г) + Сl(г); ΔН = + 92,59 кДж. Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl5?
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесно, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения PCl5 эндотермическая (ΔН > 0) то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСl5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСl5, так и уменьшением концентрации РСl3 или Сl2.
VI. Решите задачи
Задача №1. Исходные концентрации СO и O2 в обратимой реакции 2CO(г) + O2(г)↔ 2CO2(г) равны соответственно 6 и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрацияCO2 в момент равновесия равна 2 моль/л.
Задача №2. Реакция протекает по уравнению 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) + Q
Укажите, куда сместится равновесие, если
а) увеличить давление
б) повысить температуру
в) увеличить концентрацию кислорода
г) введение катализатора?
ЦОРы
Видео:"Химическое равновесие в растворах"
Домашнее задание
1. Параграф 5.
Предварительный просмотр:
Урок №1 Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация веществ в водных растворах
В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду.
Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются толькопереносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит черезраствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора.
Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц. Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц – ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда.
Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией.
Рис. 1. Схема распада на ионы хлорида натрия
Пронаблюдайте за следующим экспериментом: “Изучение электрической проводимости веществ”
II. Сущность процесса электролитической диссоциации. Теория ЭД
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.
Современные положения теории электролитической диссоциации
1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4 и т.д.).
2. В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.
Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.
Испытание веществ на электропроводность
ВЕЩЕСТВА | |
ЭЛЕКТРОЛИТЫ | НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ |
Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток | Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток |
Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания | Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной химической связью |
В растворах и расплавах образуются ионы | В растворах и расплавах не образуются ионы |
Тепловые эффекты пи растворении веществ в воде
3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так: КА ↔ K+ + A-
Интерактивное объяснение материала по теме
III. Процесс растворения электролитов в воде
В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.
Рис. 1. Молекула воды полярна и представляет собой диполь
Растворение в воде веществ с ионной химической связью
(на примере хлорида натрия – поваренной соли)
Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na+ и Сl– из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.
Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде:
а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na+; б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na+ и Сl–
Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной химической связью
(на примере соляной кислоты)
При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными (рис.3).
Рис. 3. Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе
Основные положения:
Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.
Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.
Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.
Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам
Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.
Атом водорода | Ион водорода |
+1Н0 1s1 | +1Н+ 1s0 |
Посмотрите опыт: “Отличие ионов водорода от молекул водорода”
Пример 2. Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.
Атом хлора | Ион хлора |
+17Cl0 1s22s22p63s23p5 | +17Cl- 1s22s22p63s23p6 |
Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются. Именно поэтому газообразный хлор ядовит, при вдыхании его наступает отравление организма. | Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии. Ионы хлора входят в состав поваренной соли, употребление в пищу которой не вызывает отравления организма. |
Запомните!
1. Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;
2. Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;
3. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.
IV. Тренажеры
Тренажёр:"Определение электрической проводимости растворов веществ"
Тренажёр:"Электролиты и неэлектролиты"
ЦОРы
Учебный фильм: “Теория электроитической диссоциации”
Видео-эксперимент: “Изучение электрической проводимости веществ”
Видео:“Электропроводность расплавов”
Видео:“Испытание веществ на электропроводность”
Памятка (электролиты и неэлектролиты)
Анимация: “Тепловые эффекты пи растворении веществ в воде”
Интерактивное объяснение материала по теме
Опыт: “Отличие ионов водорода от молекул водорода”
Предварительный просмотр:
Урок 2. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей
С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
I. Электролитическая диссоциация кислот
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H +)
1. Электролитическая диссоциация одноосновных кислот
Рис. Строение молекул хлороводорода и воды
Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, кислоты состоят не из ионов, а из молекул.
Возникает вопрос – как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении.
Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде, но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды.
Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды – к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н3О+.
В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония – обычно говорят, что образуется катион водорода.
Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так:
HCl⇄H+ + Cl-
При диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид - анионов.
2. Электролитическя диссоциация многоосновных кислот
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии.
I–я стадия диссоциации
На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион.
H2SO4⇄H+ + HSO4-
гидросульфат-анион
II - я стадия диссоциации
На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат - анионов.
HSO4-⇄H+ + SO42-
Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат - ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат - анионы. Это показано знаком обратимости.
Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью – такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н2СО3.
Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО4-(первая ступень) – дигидроортофосфат ион
Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO42-(вторая ступень) – гидроортофосфат ион
НРО2-4 ↔ Н+ + PО4З- (третья ступень) – ортофосфат ион
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.
II. Электролитическая диссоциация оснований
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -)
Диссоциация щелочей | Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов) |
Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также NН4ОН | Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H +) и гидроксид-ионы ( OH -) |
Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH -> K+ + OH-; NH4OH ↔ NH4+ + OH- Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba(ОН)2 -> Bа(ОН)+ + OH- (первая ступень) Ba(OH)+ ↔ Ba2++OH- (вторая ступень) | Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н2O ↔ Н+ + ОН- Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выразить уравнением: 2ОН- + Zn2+ + 2Н2О ↔ Zn(ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+ |
Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации, так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании – разлагаются, так что расплав их получить не удается.
III. Электролитическая диссоциация солей
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.
Например, диссоциация средних солей :
(NH4)2SO4 -> 2NH4++ SO42-
Na3PO 4 -> 3Na+ + PO43-
Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:
Например,
Диссоциация кислых солей | Диссоциация основных солей |
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO4 -> K+ + HSO4- HSO4- ↔ H+ + SO42- | У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg(OH)Cl -> Mg(OH)++ Cl- Mg (OH)+↔ Mg2+ + OH- |
IV. Тренажеры
Тренажёр №1 - Уравнения диссоциации электролитов
Тренажёр №2 - Катионы и анионы
Тренажёр №3 – Электролитическая диссоциация оснований
Тренажёр №4 – Электролитическая диссоциация кислот
Тренажёр №5 – Электролитическая диссоциация солей
Проверь себя: “Вставьте в пропуски слова, которые соответствуют конкретному тексту"
Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Химические свойства растворов кислот"
V. Памятки
Памятка – Определение солей
Памятка – Определение кислот
Памятка – Определение оснований
Памятка – Схема диссоциации кислот
Памятка – Диссоциация многоосновных кислот (серная кислота)
Интерактивная таблица - Анионы некоторых кислот
VI. Задания для закрепления
Задание №1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ:
HF, Mg(OH)2, CaCl2, Zn(NO3)2, Ba(OH)2, K2SO4, H2SiO3, FeI3, NiCl2, H3PO4
Задание №2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca(OH)2, Na2CO3, Na3PO4, HNO3, KOH, Ba(OH)2, H2SO3, Ca(NO3)2, Ca3(PO4)2, H2S, NaOH, HBr
ЦОРы
Памятка – Определение солей
Памятка – Определение кислот
Памятка – Определение оснований
Памятка – Схема диссоциации кислот
Памятка – Диссоциация многоосновных кислот (серная кислота)
Интерактивная таблица - Анионы некоторых кислот
Предварительный просмотр:
Урок 3. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации
Электролитическая диссоциация в той или иной степени – процесс обратимый. Но при растворении некоторых соединений равновесие диссоциации в значительной степени смещено в сторону диссоциируемой формы. В растворах таких электролитов диссоциация протекает практически необратимо. Поэтому при написании уравнений диссоциации таких веществ пишется или знак равенства или прямая стрелка, обозначающая, что реакция происходит практически необратимо.
I. Степень электролитической диссоциации
Посмотрите видео-презентацию: “Степень электролитической диссоциации”
https://youtu.be/Gxr3X3EG7zQ
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.
Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.
1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.
2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.
3. Зависимость степени диссоциации от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).
II. Сильные и слабые электролиты
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.
Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)
Классификация электролитов | Сильные электролиты | Средние электролиты | Слабые электролиты |
Значение степени диссоциации (α) | α>30% | 3%≤α≤30% | α<3% |
Примеры | 1. Растворимые соли 2. Сильные кислоты: НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(разб.) 3. Сильные основания – щёлочи | H3PO4 H2SO3 | 1. Почти все органические кислоты CH3COOH, C2H5COOH и др. 2. Некоторые неорганические кислоты H2CO3, H2S и др. 3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH) 4. Вода |
Определение сильных и слабых электролитов
III. Тренажёр
"Сильные и слабые электролиты"
ЦОРы
Видео-презентация: “Степень электролитической диссоциации”
Видео:Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита
Видео: Зависимость степени диссоциации от температуры
Определение сильных и слабых электролитов
Предварительный просмотр:
Урок 4. Реакции ионного обмена и условия их протекания
Урок посвящен изучению темы «Реакции ионного обмена». На нём вы рассмотрите сущность реакций, протекающих между растворами кислот, солей и щелочей. На уроке будет дано определение новому понятию реакции ионного обмена.
Также будут рассмотрены условия протекания реакций ионного обмена до конца. Чтобы лучше понять, какие необходимо соблюдать условия протекания реакций ионного обмена до конца, будет проведено повторение, что собой представляют эти реакции, их сущность. Приводятся примеры на закрепление этих понятий.
Урок поможет закрепить умение составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, научит составлять по сокращенному ионному уравнению молекулярные.
I. Сущность реакций ионного обмена
Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами.
Реакции ионного обмена протекают до конца (являются практически необратимыми) в тех случаях, если образуются слабый электролит, осадок (нерастворимое или малорастворимое вещество), газ.
Примеры:
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
Реакция протекает до конца, так как выпадает осадок хлорида серебра
Сu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Реакция идет до конца, так как образуется слабый электролит вода
Na2CO3 + 2H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
Реакция протекает до конца, так как образуется углекислый газ
II. РИО, идущие с образованием осадка
Посмотрите видео-опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей”
Запишем реакцию: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4
Правила написания уравнений реакций в ионном виде
Интерактивное объяснение алгоритма
1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.
2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.
3. Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.
4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.
5. Помните!
На ионы диссоциируют | |
Реагенты (исходные вещества) | Продукты реакции |
Растворимые (P) в воде (см. ТР): 1. Соли 2. Кислоты 3. Основания (включая Ca(OH)2 – M) | Растворимые (P) в воде (см. ТР): 1. Соли 2. Кислоты 3. Основания Исключения – неустойчивые вещества не диссоциируют, а разлагаются на газ и воду: H2CO3 ↔ H2O + CO2↑ H2SO3 ↔ H2O + SO2↑ NH4OH↔ H2O + NH3↑ H2S↑ (сероводород сам выделяется в виде газа) |
Р - растворимое вещество;
М - малорастворимое вещество;
ТР - таблица растворимости.
Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)
в молекулярном, полном и кратком ионном виде
1) Записываем уравнение РИО в молекулярном виде:
| Взаимодействие сульфата меди (II) и гидроксида натрия: CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓ |
2) Используя ТР указываем растворимость веществ воде: - Если продукт является М или Н – оно выпадает в осадок, справа от химической формулы ставим знак ↓ - Если продукт является газом, справа от химической формулы ставим знак ↑ | Р Р Р Н CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓ Молекулярный вид |
3) Записываем уравнение РИО в полном ионном виде. Какие вещества диссоциируют см. в таблице - ПАМЯТКЕ | Cu2+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + 2SO4 + Cu(OH)2↓ Полный ионный вид |
4) Записываем уравнение реакции в кратком ионном виде. Сокращаем одинаковые ионы, вычёркивая их из уравнения реакции. Помните! РИО необратима и практически осуществима, если в продуктах образуются: газ, вода, осадок | Cu2+ + 2OH+ = Cu(OH)2↓ Краткий ионный вид Вывод – данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, т.к. образовался осадок Cu(OH)2↓ |
Заишем еще несколько примеров РИО, идущих с образованием осадка:
Пример №1
а) Молекулярное уравнение реакции двух растворимых солей:
Al2(SO4)3 (р) + 3BaCl2 (р) = 3BaSO4↓ + 2AlCl3(р)
б) Полное ионное уравнение реакции:
2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4↓ + 2Al3+ + 6Cl-
в) Cокращенное ионное уравнение реакции:
SO42- + Ba2+ = BaSO4↓
Пример №2
а) Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:
Fe(OH)3 (н) + H3PO4 (р) = FePO4↓ + 3H2O
б) Полное ионное уравнение реакции:
Fe(OH)3 + 3H+ + PO43- = FePO4↓ + 3H2O.
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.
III. РИО, идущие с образованием газа
Посмотрите опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа"
Na2CO3 + 2HСl = 2NaCl + H2O + CO2↑
Полное ионное уравнение реакции:
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + CO2↑ + H2O + 2Cl-
Cокращенное ионное уравнение реакции:
CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2O
О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода (IV).
Заишем еще несколько примеров РИО, идущих с образованием газа:
Пример №1
Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:
K2S + 2HCl = 2KCl + H2S↑
Полное ионное уравнение реакции:
2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl– + H2S↑
Cокращенное ионное уравнение реакции:
S2– + 2H+ = H2S↑
Пример №2
Молекулярное уравнение реакции нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:
3СaCO3 + 2H3РO4 = Са3(PO4)2↓ + 3H2O + 3CO2↑
Полное ионное уравнение реакции:
3СaCO3 + 6H+ + 2 РO43- = Са3(PO4)2↓ + 3H2O + 3CO2↑
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.
IV. РИО, идущие с образованием малодиссоциирующего вещества
Посмотрите видео-опыт: “Реакция нейтрализации”
Пример №1
Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:
KOH (р) + HCl (р) = KCl(р) + H2O (мд)
Полное ионное уравнение реакции:
K+ + OH– + H+ + Cl– = K+ + Cl– + H2O
Cокращенное ионное уравнение реакции:
H+ + OH– = H2O
Пример №2
Молекулярное уравнение реакции основного оксида с кислотой:
CaO (оксид) + 2HNO3 (р) = Ca(NO3)2 (р) + H2O (мд)
Полное ионное уравнение реакции:
CaO + 2H+ + 2NO3- = Ca2+ + 2NO3- + H2O
Cокращенное ионное уравнение реакции:
CaO + 2H+ = Ca2+ + H2O.
Пример №3
Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:
3Mg(OH)2 (н) + 2H3PO4 (р) = Mg3(PO4)2↓ + 6H2O (мд)
Полное ионное уравнение реакции:
3Mg(OH)2 + 6H+ + 2PO43- = Mg3(PO4)2↓ + 6H2O
В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.
V. Выполнение заданий
Задание №1. Определите, может ли осуществляться взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония, записать реакциив молекулярном, полном, кратком ионном виде.
Решение
- Составляем химические формулы веществ по их названиям, используя валентности и записываем РИО в молекулярном виде (проверяем растворимость веществ по ТР):
KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH
так как NH4OH неустойчивое вещество и разлагается на воду и газ NH3уравнение РИО примет окончательный вид
KOH (p) + NH4Cl (p) = KCl (p) + NH3 ↑+ H2O
- Cоставляем полное ионное уравнение РИО, используя ТР (не забывайте в правом верхнем углу записывать заряд иона):
K+ + OH- + NH4+ + Cl- = K+ + Cl- + NH3 ↑+ H2O
- Cоставляем краткое ионное уравнение РИО, вычёркивая одинаковые ионы до и после реакции:
OH- + NH4+ = NH3 ↑+ H2O
- Делаем вывод:
Взаимодействие между растворами следующих веществ может осуществляться, так как продуктами данной РИО являются газ (NH3 ↑) и малодиссоциирующее вещество вода (H2O).
Задание №2. Дана схема: 2H+ + CO32- = H2O + CO2↑
Подберите вещества, взаимодействие между которыми в водных растворах выражается следующими сокращёнными уравнениями. Составьте соответствующие молекулярное и полное ионное уравнения.
Решение
- Используя ТР подбираем реагенты - растворимые в воде вещества, содержащие ионы 2H+и CO32-.
Например, кислота - H3PO4 (p) и соль -K2CO3 (p).
- Составляем молекулярное уравнение РИО:
2H3PO4 (p) +3 K2CO3 (p) -> 2K3PO4 (p) + 3H2CO3 (p)
так как угольная кислота – неустойчивое вещества, она разлагается на углекислый газ CO2 ↑ и воду H2O, уравнение примет окончательный вид:
2H3PO4 (p) +3 K2CO3 (p) -> 2K3PO4 (p) + 3CO2 ↑ + 3H2O
- Составляем полное ионное уравнение РИО:
6H+ +2PO43- + 6K+ + 3CO32- -> 6K++ 2PO43-+ 3CO2 ↑ + 3H2O
- Составляем краткое ионное уравнение РИО:
6H+ +3CO32- = 3CO2 ↑ + 3H2O
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
2H+ +CO32- = CO2 ↑ + H2O
- Делаем вывод:
В конечном итоге мы получили искомое сокращённое ионное уравнение, следовательно, задание выполнено верно.
Задание №3. Запишите реакцию обмена между оксидом натрия и фосфорной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Решение
1. Составляем молекулярное уравнение, при составлении формул учитываем валентности (см. ТР)
3Na2O (нэ) + 2H3PO4 (р) -> 2Na3PO4 (р) + 3H2O (мд), где нэ - неэлектролит, на ионы не диссоциирует,
мд - малодиссоциирующее вещество, на ионы не раскладываем, вода - признак необратимости реакции
2. Составляем полное ионное уравнение:
3Na2O + 6H+ + 2PO43- -> 6Na+ + 2PO43- + 3H2O
3. Сокращаем одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение:
3Na2O + 6H+ -> 6Na+ + 3H2O
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
Na2O + 2H+ -> 2Na+ + H2O
Данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, так как в продуктах образуется малодиссоциирующее вещество вода.
VI. Задания для самостоятельной работы
Задание №1. Посмотрите следующий эксперимент:
“Взаимодействие карбоната натрия с серной кислотой”
Составьте уравнение реакции ионного обмена карбоната натрия с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №2. Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:
ZnF2 + Ca(OH)2 ->
K2S + H3PO4 ->
При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!
Задание №3. Посмотрите следующий эксперимент:
“Осаждение сульфата бария”
Составьте уравнение реакции ионного обмена хлорида бария с сульфатом магния в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №4. Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:
Hg(NO3)2 + Na2S ->
K2SO3 + HCl ->
При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!
VII. Тренажеры
Тренажер №1: "Реакции ионного обмена"
Интерактивное задание LearningApps.org по теме: “Реакции между ионами”
ЦОРы
Видео-опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с образованием ярко-окрашенных солей”
Видео-опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа"
Видео-опыт: “Реакция нейтрализации”
Предварительный просмотр:
Урок 5-7. Свойства оксидов, кислот, оснований и солей в свете ТЭД и процессов окисления-восстановления
Как объяснить тот факт, что кислоты, соли и основания вступают в реакции не со всеми веществами, а со строго определенными? Чем определяются свойства кислот, оснований и солей?
На эти вопросы вы найдете ответы на данном уроке.
I. Химические свойства щелочей
1. Взаимодействие щелочей с кислотами: Me(OH)x + HxR
NaOH +HCl NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- Na++ Cl- + H2O
H+ +OH- H2O
2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами: Me(OH)x + неMexOy
2NaOH +CO2 Na2CO3 + H2O
2Na+ + 2OH- + CO22Na+ + CO32- + H2O
2OH- + CO2 CO32- + H2O
Если через пробирку с известковой водой (Ca(OH)2) пропустить углекислый газ (CO2) , то известковая вода мутнеет, следствие образования соли – карбоната кальция (CaCO3).
3. Взаимодействие щелочей с солями: Me(OH)x + MexRy
Щёлочи вступают в реакцию обмена с солями, при этом образуется новая соль и новое основание, но для этого нужно, чтобы образовался осадок или слабый электролит. Если в одну пробирку с гидроксида натрия добавить хлорида аммония (NH4Cl), во вторую – с гидроксидом калия (КОН) добавить сульфат железа (III) (Fe2(SO4)3), а в третью – с гидроксидом натрия добавить хлорид бария (BaCl2) и содержимое первой пробирки нагреем, то в результате появляется резкий запах аммиака (NH3). Во второй пробирке образуется осадок бурого цвета, а в третьей пробирке изменений не произошло.
Другой пример:
2NaOH +MgCl2Mg(OH)2 + 2NaCl
2Na++2OH-+ Mg2++2Cl- Mg(OH)2 +2Na++2Cl-
2OH-+ Mg2+Mg(OH)2
II. Химические свойства солей
1. Взаимодействие солей с металлами: MexOy + Me*
Но нужно быть внимательным и обязательно пользоваться рядом активности металлов. Каждый металл вытесняет из раствора соли металлы, расположенные правее его в этом ряду.
При этом должны соблюдаться условия:
- обе соли (и реагирующая, и образующаяся) должны быть растворимыми
- металлы не должны реагировать с водой (т.е. щелочные и щелочноземельные металлы, которые реагируют с водой с образованием щелочей).
Посмотрим, как это происходит: в первую пробирку поместим железный гвоздь, во вторую – свинцовую пластину, а в третью – медную пластину. В первые две пробирки нальём раствора сульфата меди (II) (CuSO4), а в третью – раствор сульфата железа (II) (FeSO4). Через некоторое время мы можем наблюдать, что на железном гвозде осела медь, а во второй и третьей пробирке нет никаких изменений. Следовательно, в первой пробирке находился более активный металл, который вытеснил медь из раствора, во второй пробирке реакция не пошла, т.к. образующая соль (сульфат свинца (II)) является нерастворимой, в третьей пробирке реакция не прошла, т.к. медь стоит правее железа в ряду напряжений и не может вытеснить его из раствора соли.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓
Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0↓
Pb + CuSO4 ≠
Cu + FeSO4 ≠
2. Взаимодействие солей с щелочами:
(см. выше)
3. Взаимодействие солей с кислотами:
(см. выше)
4. Взаимодействие солей с солями: MexRy + MexRy
В реакциях солей с солями образуются новые соли, в реакциях с кислотой – образуется новая кислота, в реакциях с основаниями образуется новая соль и новое основание.
III. Химические свойства кислот
Кислоты всегда начинается с водорода, окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный цвет, ведь в их составе есть ион водорода (H+), который всегда образуется при диссоциации.
Так, при диссоциации соляной кислоты (HCl), образуется ион водорода и хлорид-ион (Cl-), при диссоциации азотной кислоты (HNO3), тоже ион водорода и нитрат-ион (NO3-), при диссоциации азотистой кислоты (HNO2) – ион водорода и нитрит-ион (NO2-).
HCl = H+ + Cl-
HNO3 = H+ + NO3-
HNO2 ⇆ H+ + NO2-
Именно поэтому, кислоты окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный цвет.
1. Кислоты реагируют с основаниями: как с растворимыми, так и с нерастворимыми. При этом образуется соль и вода. Этот тип реакций относится к реакциям обмена.
Кислота + основание = соль + вода
Например, если мы в пробирку с гидроксидом натрия (NaOH) добавим несколько капель фенолфталеина, то раствор щёлочи окрасится в малиновый цвет, а затем сюда же добавим раствор соляной кислоты (HCl), то малиновая окраска исчезает. Окраска исчезает, т.к. в результате этой реакции образуется соль и вода. Образование соли можно легко подтвердить: если мы на предметное стекло капнем несколько капель раствора и выпарим, то на стекле появятся кристаллы соли.
2. Кислоты также вступают в реакции обмена с оксидами металлов. В результате реакции образуется соль и вода. Эта реакция вам уже знакома, наверняка оксиды, вам уже всё рассказали об этом.
Кислота + оксид металла = соль + вода
3. Кислоты реагируют с металлами, эти реакции относятся к реакциям замещения, при этом образуется соль и выделяется водород.
Кислота + металл = соль + водород
Для протекания данных реакций необходимо выполнение ряда условий:
- металл находиться в ряду напряжений до водорода
- должна получиться растворимая соль
- если кислота нерастворимая, то она не может вступить в реакцию с металлами.
Давайте, попробуем проверить. Поместим в четыре пробирки металлы: в первую пробирку – цинк, во вторую –алюминий, в третью – свинец, четвёртую – медь. В первую и третью пробирку нальём раствора серной кислоты (H2SO4), во вторую и четвёртую – раствора соляной кислоты (HCl). Понаблюдаем за изменениями. В первой и второй пробирке наблюдается выделение водорода, в третьей и четвёртой – нет. В пробирке со свинцом и серной кислотой реакция не пошла, т.к. в результате образуется нерастворимая соль, которая покрывает всю поверхность металла защитной плёнкой. В четвёртой пробирке также изменений нет, т.к. медь стоит в ряду напряжений металлов после водорода.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H20↑
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2Al0 + 6H+ = 2Al3+ + 3H20↑
Pb + H2SO4 ≠
Cu + HCl ≠
Кислоты вступаем в реакции обмена с солями, при этом образуется новая кислота и новая соль. Эти реакции протекают в том случае, если образуется осадок или газ.
Кислота + соль = новая кислота + новая соль
Соляна (HCl) и серная кислоты (H2SO4), вам покажут это: в первой пробирке будет соляная кислота и силикат натрия (Na2SiO3), во второй – серная кислота и карбоната калия (K2CO3), в третьей – опять соляной кислоты и хлорида бария (BaCl2). Посмотрим за изменениями. В первой пробирке мы наблюдаем образование студенистого осадка (H2SiO3), во второй – выделение газа (CO2), а в третьей – изменений нет. В двух пробирках реакции прошли, т.к. выполнялись следующие условия: в первой – образование осадка, во второй – выделение газа.
IV. Выполнение упражнений
На “4” и “5”
Задание: составьте уравнения цепочки реакций (на “4”)
Еесли реакция является обменом, разберите ее как РИО, если реакция является ОВР, разберите ее с помощью электронного баланса (на “5”)
1) Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe → FeCl3 → FeOHCl2
2) Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2
3) НCl → CaCl2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → CO2
4) CO2 → CaCO3 → CaCl2 → CaCO3 → CO2
5) на “5”: Zn(OH)2 → Na2ZnO2 → ZnCl2 → ZnCO3 → ZnO
6) на “5”: Zn → Zn(НSO4)2 → ZnSO4 →Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4]
7) на “5”: Al2O3 → KAlO2 → Al(OH)3 → Al2(SO4)3→ ВаSO4
8) Сu(OH)2 → CuO → Cu → CuSO4 → Cu(OH)2
9) P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → Ca(H2PO4)2
10) Fe → FeCl3 → FeOHCl2 → Fe2(SO4)3 → Fe(NO3)3
11) на “5”: AlCl3 → AlOHCl2 → Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] → Na3[Al(OH)6]
12) Fe(OH)3 → FeOHSO4 → Fe2(SO4)3 → Fe(HSO4)2 → Fe(OH)3
13) на “5”: CrCl3 → Cr(OH)3 → Na3[Cr(OH)6] → CrCl3 →AgCl
14) CaCl2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → CO2 → CaCO3
15) NaHCO3 → Na2CO3 → Na2O → Na2SO4 → NaOH
16) Cu → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2 (последняя реакция на “5”)
17) CuSO4 → Cu → CuSO4→ Cu (OH)2 → CuO
18) на “5”: B → B2O3 → H3BO3 → HBO2 → KBO2
19) N2 → NH3 → NH4Cl → NH4OH → NH4NO3
20) Ва(OH)2 → ВаCO3 → ВаO → ВаCl2 → ВаSO4
Предварительный просмотр:
Урок 8. Гидролиз солей
В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.
I. Механизм гидролиза
Гидролиз – это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению.
Попробуем разобраться в причине данного явления.
Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ | СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ |
Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%. Диссоциируют практически необратимо. | Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%. Диссоцииация необратима. |
|
|
Табл. 1
Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени
Н2О ↔ Н++ ОН-
Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации, могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х-.
Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая, то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н++ Х-↔ НХ
Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы – нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная. Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.
Рис. 1
Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое, то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая.
II. Классификация катионов и анионов
Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.
Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов
К сильным кислотам относятся:
- H2SO4 (серная кислота),
- HClO4 (хлорная кислота),
- HClO3 (хлорноватая кислота),
- HNO3 (азотная кислота),
- HCl (соляная кислота),
- HBr (бромоводородная кислота),
- HI (иодоводородная кислота).
Ниже приведен список слабых кислот:
- H2SO3 (сернистая кислота),
- H2CO3 (угольная кислота),
- H2SiO3 (кремниевая кислота),
- H3PO3 (фосфористая кислота),
- H3PO4 (ортофосфорная кислота),
- HClO2 (хлористая кислота),
- HClO (хлорноватистая кислота),
- HNO2 (азотистая кислота),
- HF (фтороводородная кислота),
- H2S (сероводородная кислота),
- большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).
Слабые основания - это:
- все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.),
- NH4OH (гидроксид аммония).
III. Отношение к гидролизу солей разных типов
Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей.
1. Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.
рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.
2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой"
В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:
FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- <=> FeOH+ + 2Cl- + Н+
В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.
рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах таких солей кислотная (рН < 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой"
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.
K2SiO3 + НОH <=>KHSiO3 + KОН
2K+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=> НSiO3- + 2K+ + ОН-
рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (рН > 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)
Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.
Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
Гидролиз - процесс обратимый.
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой"
IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей
V. Практическое применение гидролиза
На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.
В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.
Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).
На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.
VI. Задания для закрепления
Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na2SiO3 , AlCl3, K2S.
Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)
Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
сульфид калия - K2S, бромид алюминия - AlBr3, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия - Na3PO4, сульфат калия - K2SO4, хлорид цинка - ZnCl2, сульфит натрия - Na2SO3, сульфат аммония - (NH4)2SO4, бромид бария - BaBr2
ЦОРы
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой"
Видео - Эксперимент: "Усиление гидролиза солей при нагревании"
Документы (всего: 1)
1.
Hекоторые файлы и информация, находящиеся на данном сайте, были взяты из методической литературы, найдены в сети Интернет, как свободно распространяемые (авторство данных материалов сохранено).
Если Вы являетесь правообладателем той или иной продукции или информации, и условия, на которых она представлена на данном ресурсе, не соответствуют действительности, просьба сообщить об этом с целью устранения правонарушения.
сайт создан в рамках проекта «Каждому учителю - профессиональный сайт»
www.teacher-site.ru
ЗАГРУЖАЕТСЯ...
Изображение 2 из 2
Предварительный просмотр:
Практическая работа №2. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация»
Задание №1
Посмотрите опыт как серная кислота взаимодействует с металлами - медью и цинком.
Опыт: “Взаимодействие кислот с металлами”
Ответьте на вопросы и выполните задания:
1. Почему цинк вступает в реакцию с раствором серной кислоты, а медь нет?
2. Какой газ выделяется при взаимодействии растворов кислот с металлами, стоящими в ряду активности до водорода?
3. Запишите уравнение реакции взаимодействия цинка с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
4. В реакции взаимодействия цинка с серной кислотой определите атомы, изменяющие свои степени окисления, и составьте электронный баланс, в котором укажите переход электронов. Назовите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
Задание №2
Опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа”
Ответьте на вопросы и выполните задания:
1. Какой признак реакции можно наблюдать при взаимодействии соляной кислоты с раствором карбоната натрия?
2. Какой газ выделяется в наблюдаемой реакции?
3. Является ли наблюдаемая реакция обратимой или она протекает до конца и почему?
4. Запишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с раствором карбоната натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №3
Посмотрите опыт "Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой"
Ответьте на вопросы и выполните задания:
1. Почему в наблюдаемой реакции фенолфталеин меняет цвет два раза?
2. Является ли наблюдаемая реакция обмена обратимой или она протекает до конца? Если реакция необратима, то какой признак необратимости в наблюдаемой реакции проявляется?
3. Как называется реакция обмена между щёлочью и кислотой?
4. Запишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с раствором гидроксида натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №4
Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"
Опыт: “Качественные реакции на анионы”
Заполните таблицу
Название опыта | Уравнение реакции ионного обмена | Качественный признак реакции |
1. Качественная реакция на сульфат ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. H2SO4 + BaCl2→ | Укажите химическую формулу и цвет вещества - осадка |
2. Качественная реакция на карбонат ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. K2CO3 + HCl→ | Укажите химическую формулу и цвет вещества - газа |
3. Качественная реакция на хлорид ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. NaCl + AgNO3→ | Укажите химическую формулу и цвет вещества - осадка |
Задание №5
Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO 42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"
Видео: “Качественные реакции на анионы”
Заполните таблицу
Название опыта | Уравнение реакции ионного обмена | Качественный признак реакции |
Качественная реакция на йодид ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. KI + Pb(NO3)2 → | Укажите химическую формулу и цвет вещества - осадка |
Предварительный просмотр:
Предварительный просмотр:
Практическая работа №2. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация»
Задание №1
Посмотрите опыт как серная кислота взаимодействует с металлами - медью и цинком.
Опыт: “Взаимодействие кислот с металлами”
Ответьте на вопросы и выполните задания:
1. Почему цинк вступает в реакцию с раствором серной кислоты, а медь нет?
2. Какой газ выделяется при взаимодействии растворов кислот с металлами, стоящими в ряду активности до водорода?
3. Запишите уравнение реакции взаимодействия цинка с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
4. В реакции взаимодействия цинка с серной кислотой определите атомы, изменяющие свои степени окисления, и составьте электронный баланс, в котором укажите переход электронов. Назовите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
Задание №2
Опыт: “Реакции ионного обмена, идущие с выделением газа”
Ответьте на вопросы и выполните задания:
1. Какой признак реакции можно наблюдать при взаимодействии соляной кислоты с раствором карбоната натрия?
2. Какой газ выделяется в наблюдаемой реакции?
3. Является ли наблюдаемая реакция обратимой или она протекает до конца и почему?
4. Запишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с раствором карбоната натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №3
Посмотрите опыт "Взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой"
Ответьте на вопросы и выполните задания:
1. Почему в наблюдаемой реакции фенолфталеин меняет цвет два раза?
2. Является ли наблюдаемая реакция обмена обратимой или она протекает до конца? Если реакция необратима, то какой признак необратимости в наблюдаемой реакции проявляется?
3. Как называется реакция обмена между щёлочью и кислотой?
4. Запишите уравнение реакции взаимодействия соляной кислоты с раствором гидроксида натрия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №4
Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"
Опыт: “Качественные реакции на анионы”
Заполните таблицу
Название опыта | Уравнение реакции ионного обмена | Качественный признак реакции |
1. Качественная реакция на сульфат ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. H2SO4 + BaCl2→ | Укажите химическую формулу и цвет вещества - осадка |
2. Качественная реакция на карбонат ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. K2CO3 + HCl→ | Укажите химическую формулу и цвет вещества - газа |
3. Качественная реакция на хлорид ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. NaCl + AgNO3→ | Укажите химическую формулу и цвет вещества - осадка |
Задание №5
Посмотрите опыт "Качественные реакции на анионы: сульфат (SO 42-), карбонат (CO32-), хлорид (Cl-), иодид (I-)"
Видео: “Качественные реакции на анионы”
Заполните таблицу
Название опыта | Уравнение реакции ионного обмена | Качественный признак реакции |
Качественная реакция на йодид ион | Закончите реакцию в молекулярном, полном и кратком ионном виде. KI + Pb(NO3)2 → | Укажите химическую формулу и цвет вещества - осадка |
Предварительный просмотр:
Сера: строение атома, аллотропные модификации, физические и химические свойства
- Посмотрите научно-популярный фильм: “Сера”
- https://youtu.be/LQt9rRnaxtM
Сейчас невозможно установить, когда человек впервые познакомился с серой и её соединениями. Произошло это очень давно. Она помогала нашим предкам получать огонь, вернее, снопы искр при ударе кресалом по обломку пирита. Использовали её для приготовления красок и косметических средств. Знали её и древние индийцы, именно они дали название - «сира» - означает «желтый». Химический символ произошел от латинского слова «сульфур». Древние римляне называли серу «желчью бога Вулкана» (покровителя огня).Картина Карла Брюллова «Гибель Помпеи».
Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны «сернистые испарения», смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав «греческого огня», наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать её в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, лёгкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что её считали «принципом горючести» и обязательной составной частью металлических руд.Пресвитер Теофил (XII в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, ещё в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов. В дальнейшем она стала одним из трёх принципов алхимиков, а позднее «принцип горючести» явился основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения её из пиритов; последний был распространён в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Таким образом, точное время открытия серы не установлено, но, как сказано выше, этот элемент использовался до нашей эры, а значит, знаком людям с древнейших времён.
II. Положение серы в ПСХЭ, строение атома
В подгруппу кислорода(халькогены) входят элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний.
Химический элемент сера расположен в VIА-группе, 3 периоде ПСХЭ.
На внешнем электронном слое атома серы находится 6 электронов. Относится к р-элементам. Неметалл.
Проявляя свойства окислителя при образовании веществ с металлами и водородом, сера приобретает степень окисления -2 (принимает 2 электрона).
В составе кислородсодержащих соединений сера проявляет степени окисления +4 и +6. Таким образом, для серы характерны степени окисления -2; 0; +4; +6.
Размещение электронов по | Степень | Валентность |
+2, -2 | В основном состоянии II | |
+4 | Первое возбуждённое состояние IV | |
+6 | Второе возбуждённое состояние VI |
III. Сера в природе
Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и в связанном виде.
Самородная сера:
Украина, Поволжье, Центральная Азия и др.
Важнейшие природные минералы серы:
- FeS2 — железный колчедан, или пирит (кошачье золото)
- ZnS — цинковая обманка, или сфалерит (вюрцит)
- PbS — свинцовый блеск, или галенит
- HgS — киноварь
- Sb2S3 —антимонит
Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах.
Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах, ногтях, кожных покровах. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.
Содержание серы в организме человека массой 70 кг - 140 г. В сутки человеку необходимо 1 г серы.
Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго. Соединения серы могут служить лекарственными препаратами.
Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.
Сульфаты
- CaSO4 x 2H2O - гипс
- MgSO4 x 7H2O – горькая соль (английская)
- Na2SO4 x 10H2O – глауберова соль (мирабилит)
IV. Физические свойства, аллотропия
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С
Аллотропия
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:
Ромбическая (a - сера) - S8 t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.
| Моноклинная (b - сера) - S8 темно-желтые иглы, t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую. | Пластическая Sn коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую. |
|
|
|
Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
V. Получение серы
В древности и в средние века серу добывали, вкапывая в землю большой глиняный горшок, на который ставили другой, с отверстием в дне. Последний заполняли породой, содержащей серу, и затем нагревали. Сера плавилась и стекала в нижний горшок. В настоящее время серу получают главным образом путём выплавки самородной серы непосредственно в местах её залегания под землёй. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности её самовозгорания.
1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O
3. Реакция Вакенродера: 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
VI. Химические свойства серы
Сера - окислитель S0 + 2ē -> S-2 | Сера - восстановитель S - 2ē -> S+2; S - 4ē -> S+4; S - 6ē -> S+6 |
1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: Опыт: “Взаимодействие серы с натрием” 2Na + S -> Na2S c остальными металлами (кроме Au,Pt) - при повышенной t°: 2Al + 3S –t°-> Al2S3 Опыт: “Взаимодействие серы с цинком” Zn + S –t°-> ZnS Опыт: “Взаимодействие меди с серой” Cu + S –t°-> CuS 2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S -> H2S 2P + 3S -> P2S3 C + 2S -> CS2 | 1) С кислородом: S + O2 –t°-> S+4O2 2S + 3O2 –t°;pt-> 2S+6O3 2) С галогенами (кроме йода): S + Cl2 -> S+2Cl2 3) С кислотами - окислителями: S + 2H2SO4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) -> H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O 4) Реакции диспропорционирования: 4) 3S0 + 6KOH -> K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
|
VII. Применение
Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты.
Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек.
Получение эбонита, производство пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний). Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4) 2×12H2O - кровоостанавливающее средство при порезах.
Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р. Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
Применение серы и её соединений
IX. Задания
№1. Закончите уравнения реакций:
S + O2 =
S + Na =
S + H2 =
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.
№2. Осуществите превращения по схеме:
H2S → S → Al2S3 → Al(OH)3
№3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя):
Al + S = (при нагревании)
S + H2 = (150-200)
S + O2 = (при нагревании)
S + F2 = (при обычных условиях)
S + H2SO4(к) =
S + KOH =
S + HNO3 =
ЦОРы
Научно-популярный фильм: “Сера”
Видео: Получение пластической серы
Анимацмя: Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
Опыт: “Взаимодействие серы с натрием”
Опыт: “Взаимодействие серы с цинком”
Опыт: “Взаимодействие меди с серой”
Применение серы и её соединений
Предварительный просмотр:
Сероводород. Сульфиды
"Тогда услышал я (о, диво!), запах скверный,
Как будто тухлое разбилося яйцо,
Или карантинный страж курил жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил лицо..."
Пушкин А.С.
I. Строение молекулы сероводорода
II. Физические свойства
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
Влияние сероводорода на организм:
Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.
Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.
Посмотрите видео-фильм: “Опасный сероводород черного моря”
https://youtu.be/iPUVqVXAtM0https://youtu.be/iPUVqVXAtM0
III. Получение
1) H2 + S → H2S↑ (при t)
2) FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
IV. Химические свойства
1. Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота. Диссоциация происходит в две ступени:
H2S → H+ + HS- (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)
HS- → 2H+ + S2- (вторая ступень)
Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):
Na2S – сульфид натрия;
CaS – сульфид кальция;
NaHS – гидросульфид натрия;
Ca(HS)2 – гидросульфид кальция.
2. Взаимодействует с основаниями:
H2S + 2NaOH(избыток) → Na2S + 2H2O
H2S (избыток) + NaOH → NaНS + H2O
3. H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr
H2S-2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O → H2S+6O4 + 8HCl
3H2S-2 + 8HNO3(конц) → 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O
H2S-2 + H2S+6O4(конц) → S0 + S+4O2 + 2H2O
при нагревании реакция идет по - иному:
H2S-2 + 3H2S+6O4(конц) → 4S+4O2 + 4H2O
4. Сероводород окисляется:
при недостатке O2
2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O
при избытке O2
2H2S-2 + 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O
5. Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S↓ + 2H2O
Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.
6. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:
H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3
Na2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3
Pb2+ + S2- → PbS↓
Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца (II). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца (II), соединение чёрного цвета:
PbCO3 + H2S = PbS↓ + CO2 + H2O
При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:
PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O,
при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.
Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.
7. Реставрация:
PbS + 4H2O2 → PbSO4(белый) + 4H2O
V. Сульфиды
Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора растворимой соли сероводородной кислоты, например, сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.
Для всех щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, в водном растворе растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al2S3, Cr2S3 и др.), часто проходит необратимо с выпадением в осадок нерастворимого гидроксида.
Сульфиды применяются в технике, например, полупроводники и люминофоры (сульфид кадмия, сульфид цинка), смазочные материалы (дисульфид молибдена) и др.
Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).
1. Получение сульфидов
1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
Hg + S → HgS
2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H2S + 2KOH → K2S + 2H2O
3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl2 + Na2S → 2NaCl + CdS↓
Pb(NO3)2 + Na2S → 2NaNO3 + PbS↓
ZnSO4 + Na2S → Na2SO4 + ZnS↓
MnSO4 + Na2S → Na2SO4 + MnS↓
2SbCl3 + 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3↓
SnCl2 + Na2S → 2NaCl + SnS↓
2. Химические свойства сульфидов
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
K2S + H2O → KHS + KOH
S2- + H2O → HS- + OH-
2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H2SO4 → ZnSO4 + H2S
3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:
FeS2 + 8HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O
VI. Задания для закрепления
Задание №1
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu →CuS →H2S →SO2
Задание №2
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.
Задание №3
Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?
Задание №4
Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции.
Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?
ЦОРы
Анимация: “Сероводород”
Видео-фильм: “Опасный сероводород черного моря”
Документы (всего: 1)
1.
Изображение 1 из 2
Сульфиды
Предварительный просмотр:
Сернистый газ. Сернистая кислота и её соли
I. Cернистый ангидрид; сернистый газ, оксид серы (IV) SO2
1. Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40VSO2 при н.у.); более чем в два раза тяжелее воздуха, ядовит; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
2. Получение
1) При сжигании серы в кислороде: S + O2 → SO2
2) Окислением сульфидов: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами: Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O
4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой: Cu + 2H2SO4(конц) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
3. Химические свойства
1) Реакции окисления, SO2 - восстановитель (S+4 – 2ē → S+6)
2 SO2 + O2 → 2 SO3 (катализатор – V2O5)
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
2) Реакции восстановления, SO2 - окислитель (S+4 + 4ē → S0)
SO2 + С → S + СO2 (при нагревании)
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
3) Сернистый ангидрид - кислотный оксид: взаимодействие с водой
При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)
Видео - эксперимент "Получение сернистой кислоты"
Видео: "Получение оксида серы (IV) и сернистой кислоты"
II. Сернистая кислота и ее соли
1. Сернистая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Отвечает степени окисления серы +4. Химическая формула .
2. Химические свойства
1) Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:
H2SO3 ↔ H+ + HSO3- (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)
HSO3- ↔ H+ + SO32- (вторая ступень, образуется анион сульфит)
H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты).
Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO2 с резким запахом:
Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 ↑+ H2O
2H+ + SO32- → SO2 ↑+ H2O
2) Раствор сернистой кислоты H2SO3 обладает восстановительными свойствами. Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.
Опыт: “Свойства сернистой кислоты”
H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + 2НI
3) Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка. Видео: "Свойства сернистой кислоты"
4) Взаимодействие со щелочами
Ba(OH)2 + SO2 → BaSO3↓(сульфит бария) + H2O
Ba(OH)2 + 2SO2 (избыток)→ Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)
5) Взаимодействие с основными оксидами: SO2 + CaO = CaSO3
6) Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4
2SO32- + O2 → 2SO42-
III. Задания для закрепления
Задание №1 Закончите уравнения химических реакций, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:
SO2 + Br2 + H2O→
PbS + O2 →
Задание №2 Осуществите превращения по схемам. Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.
S → H2S → SO2 → Na2SO3 → BaSO3 → SO2
SO2 + Br2,H2O →А→Na2SO4→BaSO4
FeS2 → SO2→Na2SO3 +HCl→A+ O2→B→H2SO4
SO2 +KMnO4,H2O →A+ BaCl2→B
SO2→S→K2S→H2S→PbS→SO2
H2SO3 +I2→A+Cu→B+NaOH→C
K2SO3→SO2→MgSO3→SO2→KHSO3→SO2
ЦОРы
Видео - эксперимент "Получение сернистой кислоты"
Опыт: “Свойства сернистой кислоты”
Предварительный просмотр:
Оксид серы (VI). Серная кислота и её соли
I. Оксид серы (VI) (серный ангидрид, триокись серы, серный газ)
SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь.
1. Физические свойства
Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO3 + H2O → H2SO4
SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.
2. Получение
1) 2SO2 + O2 → 2SO3 (катализатор – V2O5, при 450˚С)
2) Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3 (разложение при нагревании)
3. Химические свойства
Серный ангидрид - кислотный оксид. Его химическая активность достаточно велика.
1) Взаимодействие с водой
При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:
Анимация: “Взаимодействие оксида серы (VI) с водой”
SO3 + H2O → H2SO4
2) Взаимодействие со щелочами
2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 (избыток) → NaHSO4
3) Взаимодействие с основными оксидами
Na2O + SO3 → Na2SO4
4) SO3 - сильный окислитель
5SO3 + 2P = P2O5 + 5SO2
3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O
2SO3 + 2KI = SO2 + J2 + K2SO4
II. Серная кислота и ее соли
Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).
В XVIII—XIX веках серу для пороха производили из серного колчедана (пирит) на купоросных заводах. Серную кислоту в то время называли «купоросным маслом» (как правило это был кристаллогидрат, по консистенции напоминающий масло), очевидно отсюда происхождение названия её солей (а точнее именно кристаллогидратов) — купоросы.
1. Физические свойства
Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
Видео: "Разбавление серной кислоты водой"
2. Производство серной кислоты
Макет производсва серной кислоты
1-я стадия. Печь для обжига колчедана
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q
Процесс гетерогенный:
- измельчение железного колчедана (пирита)
- метод "кипящего слоя"
- 800°С; отвод лишнего тепла
- увеличение концентрации кислорода в воздухе
2-я стадия. Контактный аппарат
После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):
2SO2 + O2 → 2SO3
3-я стадия. Поглотительная башня
nSO3 + H2SO4(конц) → (H2SO4 • nSO3) (олеум)
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.
3. Химические свойства разбавленной серной кислоты
H2SO4 - сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют).
H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
1) Диссоциация протекает ступенчато:
H2SO4→ H+ + HSO4- (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)
HSO4- → H+ + SO42- (вторая ступень, образуется сульфат – ион)
H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
2) Взаимодействие с металлами:
Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20↑
Zn0 + 2H+ → Zn2+ + H20↑
3) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
4) Взаимодействие с основаниями:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (реакция нейтрализации)
H+ + OH- → H2O
Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:
H2SO4 + NaOH → NaНSO4 + H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O
5) Обменные реакции с солями:
образование осадка
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Качественная реакция на сульфат-ион:
Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.
Видео: "Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы"
образование газа - как сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные кислоты, например, угольную
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2↑
MgCO3 + 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2
4. Применение серной кислоты
- в производстве минеральных удобрений;
- как электролит в свинцовых аккумуляторах;
- для получения различных минеральных кислот и солей;
- в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;
- в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
- в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавкиE513(эмульгатор);
- в промышленном органическом синтезе в реакциях:
- дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
- гидратации (получение этанола);
- сульфирования (получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей);
- и др.
Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.
Это интересно
История серной кислоты (материал взят с сайта alhimikov.net)
Вы все, наверное, знакомы с медным купоросом, кристаллогидратом сульфата меди (II). Купоросами называют кристаллогидраты двухвалентных металлов. Купоросы изучались еще с древних времен. Так, в некоторых работах конца-начала новой эры обсуждались свойства купоросов и их происхождение. Они упоминаются в трудах греческого врача Диоскорида, римского исследователя природы Плиния Старшего. Об использовании купоросов в металлургии рассказано в работах древнегреческих алхимиков Зосимы из Панополиса. Древний лекарь Ибн Сина использовал различные вещества-купоросы в медицине.
Самым первым способом получения был процесс нагревания алюмокалиевых квасцов . Сведения об этом способе содержатся в алхимической литературе XIII века. Но алхимики не знали сути процесса и состава квасцов. А целенаправленно химическим синтезом серной кислоты стали заниматься в XV веке. Алхимики обрабатывали смесь сульфида сурьмы(III) Sb2S3 и серы при нагревании с азотной кислотой.
Серную кислоту средневековые европейские алхимики называли «купоросным маслом», в последствии купоросной кислотой. Алхимики получали небольшие количества, которые использовались для проведения экспериментов. В XVII веке Иоганн Глаубер получил серную кислоту в результате горения самородной серы с калийной селитрой( нитратом калия) в присутствии паров воды. Селитра окисляла серу до оксида серы (VI, который впоследствии реагировал с парами воды, в результате чего образовывалась серная кислота. В 30-е годы XVIII века лондонский фармацевт Уорд Джошуа использовал эту реакцию для промышленного производства серной кислоты. Потребности в серной кислоте в средние века исчислялись всего несколькими десятками килограммов. Она использовалась для аптечных нужд и алхимических опытов. Небольшое количество концентрированной серной кислоты шло производство спичек, которые содержали бертолетовую соль. количество концентрированной кислоты шло для производства особых спичек, содержащих бертолетову соль. На Руси купоросная кислота появилась в семнадцатом веке.
В 1746 г. Джон Робак в английском Бирмингеме наладил производство, адаптировав этот способ для производства серной кислоты, используя освинцованные камеры, которые были прочными , дешевыми более крупными чем стеклянные контейнеры.
|
Этот способ использовался в промышленности в течение почти двух столетий. В камерах получали кислоту с концентрацией около 65 %, впоследствии усовершенствовав сам процесс (Это сделали французский химик Гей-Люссак и английский Гловер), концентрацию довели до 78%. Однако этих концентраций для некоторых химических процессов, например, при производстве красителей не хватало.
Лишь в 1831 г. британский торговец уксусной кислотой Перегрин Филипс запатентовал экономичный процесс для производства оксида серы (VI) и концентрированной серной кислоты, который известен нам в настоящее время как контактный способ получения серной кислоты.
В 1864 году стали производить суперфосфат. В восьмидесятые годы XIX века производство серной кислоты достигло в Европе 1 млн. тонн. Основными производителями были Англия и Германия, на долю которых приходилось более 72% от мирового объема производства.
5. Применение солей серной кислоты
Железный купорос FеSО4•7Н2O применяли раньше для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.
Медный купорос CuSO4•5Н2O широко используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.
«Глауберова соль» (мирабилит) Nа2SO4•10Н2O была получена немецким химиком И. Р. Глаубером при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как слабительное средство.
«Бариевая каша» BaSO4 обладает способностью задерживать рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.
Гипс СаSO4•2Н2O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.
IV. Задания для закрепления
№1. Осуществите превращения по схеме:
1) Zn →ZnSO4→Zn(OH)2 →ZnSO4 → BaSO4
2) S →SO2 →SO3→H2SO4 →K2SO4
№2. Закончите уравнения практически осуществимых реакций в полном и кратком ионном виде:
Na2CO3 + H2SO4→
Cu + H2SO4 (раствор) →
Al(OH)3 + H2SO4 →
MgCl2 + H2SO4 →
№3. Запишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием, гидроксидом железа (III), оксидом алюминия, нитратом бария и сульфитом калия в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
ЦОРы
Видео: "Разбавление серной кислоты водой"
Макет производсва серной кислоты
Видео:"Качественная реакция на сульфит- и сульфат-ионы"
Документы (всего: 1)
1.
Предварительный просмотр:
Окислительные свойства концентрированной серной кислоты
I. Посмотрите видео: “Свойства концентрированной серной кислоты”
II. Особые свойства концентрированной серной кислоты
1. С водой образуются гидраты:
Опыт: "Гигроскопичность серной кислоты"
H2SO4 + nH2O = H2SO4 · nH2O + Q
2. Органические вещества обугливаются!!!
H2SO4(конц.)
C12H22O11 (сахароза) → 12С (уголь)
-11H2O
Опыт: “Обугливание сахарозы”
3. Серная кислота окисляет неметаллы:
неМе + H2SO4 (конц) = H2O + SO2 + кислородосодержащая кислота неМе, здесь степень окисления неМе – высшая
C + 2H2SO4 = 2H2O + CO2 + 2SO2
S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
4. Взаимодействие серной кислоты с металлами:
Опыт: “Взаимодействие серной кислоты с металлами”
H2SO4 (конц.) + Me = соль + H2O + Х
Щелочные и щелочноземельные | Fe, Cr, Al | Металлы до водорода Сd-Pb | Металлы после водорода (при t) | Au, Pt |
X | H2S↑ могут S↓ или SO2↑ | 1) пассивируются на холоде; 2) при нагревании → SO2↑ | S↓ могут H2Sили SO2 | SO2↑ |
а) концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):
2Ag0 + 2H2+6SO4 → Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O
8Na0 + 5H2+6SO4 → 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O
б) концентрированная H2S+6O4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S+4O2):
С0 + 2H2S+6O4(конц) → C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O
S0 + 2H2S+6O4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O
2P0 + 5H2S+6O4(конц) → 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O
III. Тренажеры
IV. Задания для закрепления
№1. Запишите уравнения реакций между серной концентрированной кислотой и следующими веществами: натрия, ртуть, сера.
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса , укажите окислитель и восстановитель.
№2. Вычислите объём газа (н.у.), который образуется при взаимодействии 15% - ного раствора серной кислоты массой 900 г с цинком?
№3. Осуществите превращения по схеме:
Сu -> CuSO4 -> Cu(OH)2 -> CuO -> CuSO4 -> BaSO4
ЦОРы
Видео: “Свойства концентрированной серной кислоты”
Опыт: "Гигроскопичность серной кислоты"
Опыт: “Взаимодействие серной кислоты с металлами”
Предварительный просмотр:
Расчетные задачи типа «Определение выхода продукта реакции в процентах от теоретического»
Признак
В условии задачи встречается слово «выход». Теоретический выход продукта всегда выше практического.
Понятия «теоретическая масса или объём, практическая масса или объём» могут быть использованы только для веществ-продуктов.
Доля выхода продукта обозначается буквой
(эта), измеряется в процентах или долях.
Также для расчётов может использоваться количественный выход:
I. Первый тип задач
Известны масса (объём) исходного вещества и масса (объём) продукта реакции. Необходимо определить выход продукта реакции в %.
Задача 1. При взаимодействии магния массой 1,2 г с раствором серной кислоты получили соль массой 5, 5 г. Определите выход продукта реакции (%).
1. Записываем краткое условие задачи | Дано: m (Mg) = 1,2 г m практическая(MgSO4) = 5,5 г _____________________ Найти:
|
2. Запишем УХР. Расставим коэффициенты. Под формулами (из дано) напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции. | |
3. Находим по ПСХЭ молярные массы подчёркнутых веществ | M(Mg) = 24 г/моль M(MgSO4) = 24 + 32 + 4 · 16 = 120 г/моль |
4. Находим количество вещества реагента по формулам | ν(Mg) = 1,2 г / 24(г/моль) = 0,05 моль |
5. По УХР вычисляем теоретическое количество вещества (νтеор) и теоретическую массу (mтеор) продукта реакции | m = ν · M mтеор (MgSO4) = M(MgSO4) · νтеор (MgSO4) = = 120 г/моль · 0,05 моль = 6 г |
6. Находим массовую (объёмную) долю выхода продукта по формуле | (MgSO4)=(5,5г ·100%)/6г=91,7% Ответ: Выход сульфата магния составляет 91,7% по сравнению с теоретическим
|
II. Второй тип задач
Известны масса (объём) исходного вещества (реагента) и выход (в %) продукта реакции. Необходимо найти практическую массу (объём) продукта реакции.
Задача 2. Вычислите массу карбида кальция, образовавшегося при действии угля на оксид кальция массой 16,8 г, если выход составляет 80%.
1. Записываем краткое условие задачи | Дано: m(CaO) = 16,8 г =80% или 0,8
___________________ Найти: m практ (CaC2) = ? |
2. Запишем УХР. Расставим коэффициенты. Под формулами (из дано) напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции. | |
3. Находим по ПСХЭ молярные массы подчёркнутых веществ | M(CaO) = 40 + 16 = 56 г/моль M(CaC2) = 40 + 2 · 12 = 64г/моль |
4. Находим количество вещества реагента по формулам | ν(CaO)=16,8 (г) / 56 (г/моль) = 0,3 моль |
5. По УХР вычисляем теоретическое количество вещества (νтеор) и теоретическую массу (mтеор) продукта реакции | |
6. Находим массовую (объёмную) долю выхода продукта по формуле | m практич (CaC2) = 0,8 · 19,2 г = 15,36 г
Ответ: m практич (CaC2) = 15,36 г |
III. Третий тип задач
Известны масса (объём) практически полученного вещества и выход этого продукта реакции. Необходимо вычислить массу (объём) исходного вещества.
Задача 3. Карбонат натрия взаимодействует с соляной кислотой. Вычислите, какую массу карбоната натрия нужно взять для получения оксида углерода (IV) объёмом 28,56 л (н. у.). Практический выход продукта 85%.
1. Записываем краткое условие задачи | Дано: н. у. Vm = 22,4 л/моль Vпрактич(CO2) = 28,56 л
____________________ Найти: m(Na2CO3) =? |
2. Находим по ПСХЭ молярные массы веществ, если это необходимо | M (Na2CO3) =2·23 + 12 + 3·16 = 106 г/моль |
3. Вычисляем теоретически полученный объём (массу) и количество вещества продукта реакции, используя формулы: | Vтеоретич(CO2) = = 28,56 л / 0,85 = 33,6 л ν(CO2) = 33,6 (л) / 22,4 (л/моль) = 1,5 моль |
4. Запишем УХР. Расставим коэффициенты. Под формулами (из дано) напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции. | |
5. Находим количество вещества реагента по УХР | По УХР: , следовательно ν(Na2CO3) = ν(CO2) = 1,5 моль |
6. Определяем массу (объём) реагента по формуле: m = ν · M V = ν · Vm | m = ν · M m(Na2CO3) = 106 г/моль · 1,5 моль = 159 г |
IV. Решите задачи
Задача №1. При взаимодействии натрия количеством вещества 0, 5 моль с водой получили водород объёмом 4,2 л (н. у.). Вычислите практический выход газа (%).
Задача №2. Металлический хром получают восстановлением его оксида Cr2O3 металлическим алюминием. Вычислите массу хрома, который можно получить при восстановлении его оксида массой 228 г, если практический выход хрома составляет 95 %.
Задача №3. Определите, какая масса меди вступит в реакцию с концентрированной серной кислотой для получения оксида серы (IV) объёмом 3 л (н.у.), если выход оксида серы (IV) составляет 90%.
Задача №4. К раствору, содержащему хлорид кальция массой 4,1 г, прилили раствор, содержащий фосфат натрия массой 4,1 г. Определите массу полученного осадка, если выход продукта реакции составляет 88 %.
Предварительный просмотр:
Зачет по теме: «Подгруппа кислорода»
- Каково строение атома серы?
- Каковы возможные степени окисления серы в соединениях?
- Назовите важнейшие минералы серы.
- Где в природе еще встречается сера?
- Как получают серу в промышленности?
- Каковы физические свойства серы?
- Какие аллотропные формы серы вам известны?
- В какие реакции может вступать сера?
- Где применяется сера?
- Каковы физические свойства сероводорода?
- Как расположены атомы в молекуле сероводорода, какого типа связь между ними и каковы их степени окисления?
- Как получают сероводород? Укажите не менее 2 способов.
- Почему сероводород является сильным восстановителем?
- Как происходит полное и неполное окисление сероводорода?
- Что образуется при растворении сероводорода в воде?
- Какие еще реакции возможно для сероводорода? У/р.
- Как распознать сульфиды? Где они применяются?
- Какие оксиды образует сера? Каковы степени окисления серы в них?
- Как можно получить диоксид серы (укажите не менее 3 способов)?
- Почему диоксид серы может быть и окислителем, и восстановителем?
- Какие реакции возможны для диоксида серы?
- Где применяется диоксид серы?
- Что образуется при растворении диоксида серы в воде?
- Что вы знаете о сернистой кислоте?
- Как можно получить триоксид серы?
- Что образуется при растворении триоксида серы в воде?
- Что такое олеум?
- Каковы физические свойства серной кислоты?
- Как правильно растворять концентрированную серную кислоту в воде.
- Как в промышленности получают серную кислоту?
- Каковы химические свойства разбавленной серной кислоты?
- Какова качественная реакция на сульфат-ион?
- Почему концентрированная серная кислота является сильным окислителем?
- Каковы особые свойства концентрированной серной кислоты?
- Как такая кислота взаимодействует с металлами?
- З6. Где применяются серная кислота и ее соли?
Упражнения и задачи
- Составьте уравнение реакции диоксида азота с серой.
- 15 г цинка нагрели с 6,4 г серы. Какова масса полученного сульфида?
- Бесцветный газ А с запахом тухлых яиц реагирует с бесцветным газом Б с резким характерным запахом. При реакции образуется простое вещество В и сложное. Взаимодействует с медью с образованием соли черного цвета. Определите А, Б, В, составьте уравнения реакций.
- Почему нельзя сушить сероводород, пропуская его через концентрированную серную кислоту?
- Сульфид железа содержит в виде примеси железо. Какая примесь присутствует в сероводороде, полученном из такого сульфида? Как ее обнаружить? Составьте уравнения реакций, опишите действия.
- При взаимодействии сероводорода с сернистым газом образовалось 100 г серы. Какой объем сероводорода вступил в реакцию?
- Какая соль образуется при смешении равных объемов аммиака и сероводорода? Назовите ее.
- Разбавленная азотная кислота на холоде окисляет сероводород до свободной серы, при этом образуются монооксид азота и вода. Сколько г серы и л N О получилось, если было окислено 3,36 л сероводорода?
- Сколько г сернистого газа можно получить из 1 т колчедана, содержащего 45% серы при выходе 98%? (0,882 т)
- Какой объем сернистого газа выделится при обжиге 1 кг руды, содержащей 80% дисульфида железа?
- Какая масса колчедана, содержащего 90% дисульфида железа, нужна для получения 1 м 3 диоксида серы?
- Какой объем диоксида серы выделится, если на раствор, содержащий 25,2 г сульфита натрия, подействовать избытком соляной кислоты?
- Сколько г сульфита натрия должно вступить в реакцию с соляной кислотой для получения 16 г сернистого газа?
- Почему нельзя получить безводную сернистую кислоту путем выпаривания или перегонки раствора?
- Как обнаружить присутствие в растворе сернистой кислоты, не пользуясь реактивами?
- Составьте уравнения реакций по схемам:
а) | FeS2 S SO2 H2SO4 CuSO4 |
б) | H2S S SO2 H2SO3 CaSO3SO2 |
в) | S SO2 K2SO3 SO2 H2SO4 |
| |
NaHSO3 |
- Как изменяются окислительные свойства серы в ряду: сероводород, сера, сернистая кислота, серная кислота? Назовите самый сильный окислитель и самый сильный восстановитель и объясните ответ.
- Как очистить небольшое количество азотной кислоты от примеси серной кислоты?
- Как будет изменяться со временем масса открытого сосуда: а) с очень разбавленным раствором серной кислоты б) с концентрированной серной кислотой?
- 2Склянка до краев наполнена концентрированной серной кислотой и оставлена на воздухе. Что произойдет через несколько дней? Почему?
- Какую соль нужно добавить к раствору сульфата цинка, чтобы получить хлорид цинка без примесей?
- Приведите пример соли, которая образует осадки и со щелочью, и с хлоридом бария.
- Имеется смесь сульфата натрия и карбоната натрия. Какие вещества будут реагировать в водном растворе:
а) с обеими солями
б) с одной из них (любой)?
- При соединении двух жидких при обычных условиях оксидов А и Б образуется вещество В, водный раствор которого обугливает сахарозу. Определите А, Б, В, напишите уравнения всех реакций.
- Имеется водный раствор смеси нитрата бария, сульфида бария, сульфида калия. Какие реактивы нужно добавить к этому раствору, чтобы:
а) выделился газ
б) выпал осадок? Составьте уравнения реакций.
- Как распознать растворы сульфита, карбоната и сульфата натрия при помощи одного реактива? Какие реакции при этом будут протекать и какие их признаки будут наблюдаться?
- К раствору смеси карбоната калия и сульфата натрия прилили сначала избыток серной кислоты, а затем раствор хлорида бария. Какие ионы остались в растворе?
- Бесцветный газ А с резким характерным запахом горящих спичек окисляется катализатором в соединение Б - летучую жидкость. Б, соединяясь с негашеной известью, образует В. Определите А. Б, В, составьте уравнения реакций.
- Какую массу 80%-ного раствора серной кислоты можно получить из 1 кг железного колчедана, содержащего 60% серы?
- К 30 г 12%-ной серной кислоты добавили 4 г триоксида серы. Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе. (22%)
- Сколько т безводной серной кислоты можно получить из 800 т колчедана, содержащего 45% серы? (1100 т)
- Определите массу колчедана, содержащего 60% серы, необходимого дли получения 1 кг чистой серной кислоты.
- Достаточно ли 30 мл 25% раствора серной кислоты (р 1,18) для взаимодействия с 5,6 г железа?
- Из 320 т колчедана, содержащего 45% серы, получено 405 т серной кислоты. Каков выход кислоты в процентах от теоретически возможного?
- Сплав серебра, магния и цинка массой 9 г (массы всех компонентов равны) поместили в 250 г 15% серной кислоты. Каковы массовые доли веществ в полученном растворе? (5,87% 2.91% 8,13%)
Предварительный просмотр:
Самостоятельная работа по теме:
«Сера и ее соединения»
9 класс
I вариант
Задание №1
Закончите уравнения химических реакций:
FeS + HCl =
H2S + O2 (изб) =
SO2 + KOH =
SO2 + O2 =
SO3 + H2O =
Задание №2
Осуществите превращения:
S → SO2→ CaSO3 → SO2 → Na2SO3
Задание №3
С какими веществами будет взаимодействовать разбавленная серная кислота: Zn, K2SO4, CaCO3, N2O5, CuO, Ca(OH)2, MgCl2, Ba(NO3)2. Приведите уравнения возможных реакций.
Задание 4
Закончите схему реакции:
Сu + H2SO4 (конц) =
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
Задание №5
В 150 г воды растворили 1,12л (н.у.) сероводорода. Определите массовую долю сероводорода в полученном растворе.
Самостоятельная работа по теме:
«Сера и ее соединения»
9 класс
II вариант
Задание №1
Закончите уравнения реакций:
S + H2S =
H2S + O2 (недостаток) =
SO2 + ВаО =
SO2 + Н2S =
SO3 + NaOH (избыток) =
H2S + Pb(NO3)2 =
Задание №2
Осуществите превращения:
Cu2S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4
Задание №3
C какими веществами будет взаимодействовать разбавленная серная кислота: Ag, FeS, Zn(NO3)2, Fe, CO2, Al(OH)3, MgO, BaCl2? Приведите уравнения возможных реакций.
Задание №4
Hg + H2SO4 (конц) = SO2 + … + …
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
Задание №5
1 кг технической серы, содержащей 4% примесей, сожгли в 896 л (н.у.) кислорода. Определите массу полученного оксида серы (IV).
Самостоятельная работа по теме:
«Сера и ее соединения»
9 класс
III вариант
Задание №1
Закончите уравнения реакций:
SO2 (избыток) + NaOH =
H2S + Cl2 =
H2S + KOH (избыток) =
SO3 + Ca(OH)2 =
SO2 + Br2 + H2O =
Задание №2
Осуществите превращения:
S0 → S -2 → S-2 → S+4 → S+6
Задание №3
Сравните отношение разбавленной и концентрированной серной кислоты к веществам: Cu, Fe(OH)2, BaCl2, ZnO. Приведите уравнения возможных реакций.
Задание №4
Закончите схему реакции:
Zn + H2SO4 (конц) = H2S + … + …
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
Задание №5
5,6 л. (н.у.) оксида серы (IV) растворили в 500 г 6%-ного раствора серной кислоты. Определите массовую долю сернистой кислоты в новом растворе.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Химическая формула SO 2 Бесцветный газ с резким запахом Отн. молек. масса 64 а. е. м. Молярная масса 64 г/моль Температура плавления -75,5 °C Температура кипения - 10 °C Более чем в два раза тяжелее воздуха Хорошо растворим в воде (в 1V H 2 O растворяется 40V SO 2 при н.у.) Структурная формула Сернистый газ
Получение SO 2 В промышленности: обжиг сульфидов: FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 ↑ В лабораторных условиях: взаимодействие сульфитов с сильными кислотами: Na 2 SO 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 ↑ + H 2 O При окислении металлов концентрированной серной кислотой: Cu + H 2 SO 4( конц ) → CuSO 4 + SO 2 ↑ + H 2 O
Химические свойства Взаимодействие с водой При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H 2 SO 3 (существует только в водном растворе) SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3
Химические свойства Взаимодействие со щелочами: Ba(OH) 2 + SO 2 → BaSO 3 ↓(сульфит бария) + H 2 O Ba(OH) 2 + 2SO 2 (избыток) → Ba(HSO 3 ) 2 (гидросульфит бария) Взаимодействие с основными оксидами (образуется соль): SO 2 + CaO = CaSO 3 Реакции окисления, SO 2 – восстановитель: SO 2 + O 2 → SO 3 (катализатор – V 2 O 5 ) Реакции восстановления, SO 2 - окислитель SO 2 + С → S + СO 2 (при нагревании)
Химическая формула Н 2 SO 3 Жидкость Отн. молек. масса 82 а. е. м. Молярная масса 82 г/моль Структурная формула Сернистая кислота
Химические свойства Сернистая кислота диссоциирует ступенчато: H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 - (первая ступень, образуется гидросульфит – анион) HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (вторая ступень, образуется анион сульфит) H 2 SO 3 образует два ряда солей: - средние (сульфиты) - кислые (гидросульфиты)
Химические свойства Раствор сернистой кислоты обладает восстановительными свойствами: H 2 SO 3 + I 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + Н I
Самоконтроль Осуществите превращения по схеме: S → H 2 S → SO 2 → Na 2 SO 3 → BaSO 3 → SO 2 Уравнения реакций ионного обмена напишите в полном и кратком ионном виде.
Ответы для самопроверки
Предварительный просмотр:
Положение азота и фосфора в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Азот, физические и химические свойства, получение и применение.
Тема посвящена изучению V-А группы. На данном уроке будет рассмотрена общая характеристика V-А группы, дана характеристика химического элемента и простого вещества азота. Из материалов урока вы узнаете, какие степени окисления характерны для азота, в каком виде азот встречается в природе, какими химическими свойствами обладает простое вещество азот.
I. Общая характеристика химических элементов подгруппы азота, нахождение в природе
Подгруппа азота (пниктогены) – V группа, главная подгруппа «А» - азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.
Нахождение в природе
Содержание в земной коре: азот - 0,01%, фосфор - 0,08%, мышьяк - 0,0006%, сурьма - 0,0004%, висмут - 0,00002%
Свойства элементов V-A подгруппы
Элемент | Азот | Фосфор | Мышьяк | Сурьма | Висмут |
Свойство | |||||
Порядковый номер элемента | 7 | 15 | 33 | 51 | 83 |
Относительная атомная масса | 14,007 | 30,974 | 74,922 | 121,75 | 208,980 |
Температура плавления,С0 | -210 | 44,1 | 817 | 631 | 271 |
Температура кипения,С0 | -196 | 280 | 613 | 1380 | 1560 |
Плотность г/см3 | 0,96 | 1,82 | 5,72 | 6,68 | 9,80 |
Степени окисления | +5, +3,-3 | +5, +3,-3 | +5, +3,-3 | +5, +3,-3 | +5, +3,-3 |
II. Строение атомов химических элементов
Название химического элемента | Схема строения атома | Электронное строение последнего энергоуровня | Формула высшего оксида R2O5 | Формула летучего водородного соединения RH3 |
1. Азот | N+7)2)5 | …2s22p3 | N2O5 | NH3 |
2. Фосфор | P+15)2)8)5 | …3s23p3 | P2O5 | PH3 |
3. Мышьяк | As+33)2)8)18)5 | …4s24p3 | As2O5 | AsH3 |
4. Сурьма | Sb+51)2)8)18)18)5 | …5s25p3 | Sb2O5 | SbH3 |
5. Висмут | Bi+83)2)8)18)32)18)5 | …6s26p3 | Bi2O5 | BiH3 |
Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.
У атомов элементов подгруппы азота (кроме азота - внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p) на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.
Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH3, а с кислородом оксиды вида - R2O3 и R2O5. Оксидам соответствуют кислоты HRO2 и HRO3 (и ортокислоты H3PO4, кроме азота).
Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.
Так как заряд ядра атомов увеличивается, число электронов на внешнем уровне постоянно, число энергетических уровней в атомах растёт и радиус атома увеличивается от азота к висмуту, притяжение отрицательных электронов к положительному ядру ослабевает и способность к отдаче электронов увеличивается, и, следовательно, в подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.
Азот - неметалл, висмут - металл. От азота к висмуту прочность соединений RH3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.
Наибольшее значение среди элементов подгруппы азота имеют азот и фосфор .
III. Азот – химический элемент
1. Видео фильм: “Азот”
2. Строение атома азота и возможные степени окисления
N +7)2)5 1s22s22p3 незавершённый внешний уровень, p-элемент, неметалл, Ar(N)=14
Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, находится только в виде соединений. Азот проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5»
3. Азот – простое вещество, строение молекулы
Азо́т (от греч. ἀζωτος — безжизненный, лат. Nitrogenium), вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предложил в 1787 году Антуан Лавуазье. Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.
N2 – ковалентная неполярная связь, тройная (σ, 2π), молекулярная кристаллическая решётка
4. Физические свойства
При нормальных условиях азот — это бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде (2,3 мл/100 г при 0 °C, 1,5 мл/100 г при 20°C, 1,1 мл/100 г при 40 °C, 0,5 мл/100 г при 80°C), плотность 1,2506 кг/м³ (при н. у.).
В жидком состоянии (темп. кипения −195,8 °C) — бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. Плотность жидкого азота 808 кг/м³. При контакте с воздухом поглощает из него кислород.
При −209,86 °C азот переходит в твёрдое состояние в виде снегоподобной массы или больших белоснежных кристаллов. При контакте с воздухом поглощает из него кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.
5. Химические свойства азота
N – окислитель ( 0 → -3) | N – восстановитель (0 → +5) |
1. С металлами образуются нитриды MxNy
3Сa + N2 = Ca3N2 (при t)
6Li + N2 = 2Li3N
Са3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3 2. С водородом 3H2+N2 ↔ 2NH3 (условия - t, p, kat) | N2 + O2 ↔ 2 NO – Q (при t= 2000 C)
Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами |
6. Получение
В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжижают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (–195,8°C), чем другого компонента воздуха — кислорода (–182,9°C), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара.
В лаборатории чистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH4Cl к твердому нитриту натрия NaNO2:
NaNO2 + NH4Cl = NaCl + N2 + 2H2O
Можно также нагревать твердый нитрит аммония:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Опыт: “Получение азота разложением нитрита аммония”
7. Применение и биологическая роль
В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент, его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.
Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе),аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла,гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2%, по массовой доле - около 2,5 % (четвертое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9·1011 т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.
IV. Закрепление
Тренажёр №1:"Простое вещество азот"
Тренажёр №2: "Характеристика азота по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"
Задания для закрепления
Задание №1. Осуществите превращения по схеме:
N2→ Li3N → NH3
Задание №2. Составьте уравнения реакции взаимодействия азота с кислородом, магнием и водородом. Для каждой реакции составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
Задание №3. В одном цилиндре находится газ азот, в другом - кислород, а в третьем - углекислый газ. Как различить эти газы?
Задание №4. В некоторых горючих газах содержится в виде примеси свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных газовых плитах образоваться оксид азота (II). Почему?
ЦОРы
Видео - фильм: “Азот”
Предварительный просмотр:
Предварительный просмотр:
Соли аммония
I. Составление формул солей аммония
Соли аммония - это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH4+, соединённые с кислотными остатками.
Например,
NH4Cl – хлорид аммония
(NH4)2SO4 - сульфат аммония
NH4NO3 – нитрат аммония
(NH4)3PO4 – ортофосфат аммония
(NH4)2HPO4 – гидроортофосфат аммония
NH4H2PO4 – дигидроортофосфат аммония
II. Физические свойства
Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
III. Получение
1 способ- Аммиак + кислота: NH3 + HNO3 → NH4NO3
2 способ- Аммиачная вода + кислота: 2NH4OH + H2SO4 → (NH4)2SO4+ 2Н2O
IV. Химические свойства
Общие свойства
1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью)
NH4Cl → NH4+ + Cl-
2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)
(NH4)2CO3 + 2НCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2
2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2
CO32- + 2H+ → Н2O + CO2
Взаимодействие с солями (реакция обмена)
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4↓ + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- → BaSO4↓ + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Спецефические свойства
1. Разложение при нагревании
a) если кислота летучая: NH4Cl → NH3 + HCl (при нагревании)
NH4HCO3 → NH3 + Н2O + CO2
б) если анион проявляет окислительные свойства: NH4NO3 → N2O + 2Н2O (при нагревании)
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4Н2O (при нагревании)
2. Качественная реакция на NH4+ - ион аммония.При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + Н2O (при нагревании)
3. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:
NH4Cl + Н2O → NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O → NH4OH + H+
V. Применение
- Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;
- Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение;
- Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;
- Хлорид аммония NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.
VI. Закрепление
Задание №1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:
Соли | Химические свойства, общие с другими солями (1 – 3) | Специфические свойства (1 – 2) |
1. Хлорид аммония |
|
|
2. Карбонат аммония |
|
|
3. Сульфид аммония |
|
|
4. Сульфат аммония |
|
|
5. Нитрат аммония |
|
|
Задание №2.
Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций.
ЦОРы
Опыт: “Разложение карбоната аммония”
Опыт: “Качественная реакция на ион аммония”
Опыт:“Разложение дихромата аммония”
Предварительный просмотр:
Практическая работа №3: "Получение аммиака и изучение его свойств"
I. Посмотрите следующие видео - эксперименты
Взаимодействие аммиака с кислотами
Цель практической работы: на основе полученных теоретических знаний практически осуществить получение аммиака в лаборатории и исследовать его свойства.
II. Техника безопасности
При всех работах следует соблюдать осторожность, помня, что неаккуратность, невнимательность, недостаточное знание свойств веществ, с которыми проводится работа, могут повлечь за собой несчастный случай.
Нагревать жидкость в пробирке следует постепенно, направляя отверстие пробирки в сторону от себя и от работающих рядом товарищей, так как вследствие частичного перегрева может произойти выбрасывание жидкости. Кроме того, надо следить, чтобы пробирка находилась не в вертикальном, а, по возможности, в наклонном положении. Нельзя наклоняться над нагреваемой пробиркой.
III. Выполнение практической части и оформление отчета о прделанной работе
"Получение аммиака и опыты с ним"
Цель работы:
-закрепить умения собирать газы с учётом их относительной плотности по воздуху;
-изучить свойства аммиака и аммиачной воды.
Реактивы и оборудование: Запишите необходимые реактивы и оборудование
Ход работы:
Название опыта, рисунок прибора | Уравнение химической реакции в молекулярном, полном и кратком ионном виде. | Наблюдения, выводы. |
Опыт №1: “Получение аммиака из смеси хлорида аммония и гидроксида кальция” Соберите прибор для получения аммиака и сделайте рисунок прибора (с поясняющими надписями) | Напишите уравнение реакции получения аммиака | 1. Как вы обнаружили начало выделения газа – аммиака? 2. Что происходит с красной лакмусовой бумажкой (смоченной в воде) при поднесении её к газоотводной трубке? |
Опыт №2: “Получение аммиачной воды”
| Напишите уравнение реакции аммиака с водой | 1. Наблюдайте быстрое засасывание воды в пробирку. Чем это явление вызвано? 2. Что происходит с фенолфталеином?
|
Вывод:
|
Предварительный просмотр:
Азотная кислота
Наиболее важное с практической точки зрения соединение азота – это азотная кислота. Данный урок посвящен изучению свойств азотной кислоты. В ходе урока вы также познакомитесь с основными областями применения азотной кислоты.
I. Строение молекулы
HNO3 - Азотная кислота
Опытным путём доказано, что в молекуле азотной кислоты между двумя атомами кислорода и атомом азота две химические связи абсолютно одинаковые – полуторные связи. Степень окисления азота +5, а валентность равна IV.
II. Физические свойства
Азотная кислота HNO3 в чистом виде - бесцветная жидкость с резким удушливым запахом, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3. В небольших количествах она образуется при грозовых разрядах и присутствует в дождевой воде.
Под действием света азотная кислота частично разлагается с выделением NО2 и за cчет этого приобретает светло-бурый цвет:
N2 + O2 грозовые эл.разряды→ 2NO
2NO + O2 → 2NO2
4НNО3 свет→ 4NО2↑(бурый газ) + 2Н2О + О2
Азотная кислота высокой концентрации выделяет на воздухе газы, которые в закрытой бутылке обнаруживаются в виде коричневых паров (оксиды азота). Эти газы очень ядовиты, так что нужно остерегаться их вдыхания. Азотная кислота окисляет многие органические вещества. Бумага и ткани разрушаются вследствие окисления образующих эти материалы веществ. Концентрированная азотная кислота вызывает сильные ожоги при длительном контакте и пожелтение кожи на несколько дней при кратком контакте. Пожелтение кожи свидетельствует о разрушении белка и выделении серы (качественная реакция на концентрированную азотную кислоту – жёлтое окрашивание из-за выделения элементной серы при действии кислоты на белок – ксантопротеиновая реакция). То есть – это ожог кожи. Чтобы предотвратить ожог, следует работать с концентрированной азотной кислотой в резиновых перчатках.
III. Получение
1. Лабораторный способ
KNO3 + H2SO4(конц) → KHSO4 + HNO3 (при нагревании)
2. Промышленный способ
a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (условия: катализатор – Pt, t = 500˚С)
б) Окисление кислородом воздуха NO до NO2
2NO + O2 → 2NO2
в) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода
4NO2 + О2 + 2H2O ↔ 4HNO3
или 3NO2 + H2O ↔ 2HNO3+NO (без избытка кислорода)
Тренажёр: "Получение азотной кислоты"
IV. Химические свойства
Для азотной кислоты характерны свойства: общие с другими кислотами и специфические.
1. Химические свойства общие с другими кислотами
1. Очень сильная кислота.
Опыт: “Действие индикаторов”
Диссоциирует в водном растворе практически нацело:
HNO3 → H+ + NO3-
Опыт: “Изменение цветов индикаторов в кислотах”
2. Реагирует с основными оксидами
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
K2O + 2H+ + 2NO3- → 2K+ + 2NO3- + H2O
K2O + 2H+ → 2K+ + H2O
3. Реагирует с основаниями
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- → Na+ + NO3- + H2O
H+ + OH- → H2O
4. Реагирует с солями, вытесняет слабые кислоты из их солей
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2
2H+ + СO32- → H2O + CO2
2. Специфические свойства азотной кислоты
Азотная кислота - сильный окислитель
N+5 → N+4→ N+2→ N+1→ No → N-3
N+5 + 8e-→N-3 окислитель, восстанавливается.
1. Разлагается на свету и при нагревании
4HNO3 t˚C→ 2H2O + 4NO2 + O2
Образуется бурый газ
2. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород
HNO3 + Me = соль + H2O + Х
| Щелочные и щелочноземельные | Fe, Cr, Al, Ni, Co | Металлы до водорода | Металлы после водорода (Cu и др) | Благородные Au, Pt, Os, Ir,Ta |
HNO3(конц.ω>60%) | N2O | пассивация (при обычных условиях); NO2 (при нагревании) | NO2 | NO2 | Нет реакции |
HNO3(разбавл.) | NH3, NH4NO3 | Основной NO, но в зависимости от разбавления могут образовываться N2, N2O, NH3,NH4NO3. Чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота. | NO |
Таблица. Продукты реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами
Опыт: “Взаимодействие меди с азотной кислотой”
Упрощенная схема «Продукты реакции взаимодействия азотной кислоты с металлами»
Царская водка: V(HNO3) : V(HCl) = 1 : 3 растворяет благородные металлы.
HNO3 + 4HCl + Au = H[AuCl4] + NO + 2H2O
4HNO3 + 18HCl + 3Pt = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O
Тренажёр: "Взаимодействие азотной кислоты с металлами"
3. Реагирует с неметаллами
Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:
Видео: "Взаимодействие азотной кислоты с углем"
S0 + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
HNO3 (конц.) + неметалл = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO2 + вода
HNO3 (разбав.) + неметалл + вода = окисление неметалла до кислоты в высшей степени окисления + NO
V. Применение
- в производстве минеральных удобрений;
- в военной промышленности;
- в фотографии — подкисление некоторых тонирующих растворов;
- в станковой графике — для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).
- в производстве взрывчатых и отравляющих веществ
V. Тест
№1. Степень окисления атома азота в молекуле азотной кислоты
a. +4
b. +3
c. +5
d. +2
№2. Атом азота в молекуле азотной кислоты имеет валентность равную -
a. II
b. V
c. IV
d. III
№3. Какими физическими свойствами характеризуют чистую азотную кислоту?
a. без цвета
b. не имеет запаха
c. имеет резкий раздражающий запах
d. дымящая жидкость
e. окрашена в жёлтый цвет
№4. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакции:
a) NH3 + O2 | 1) NO2 |
b) KNO3 + H2SO4 | 2) NO2 + О2 + H2O |
c) HNO3 | 3) NO + H2O |
d) NO + O2 | 4) KHSO4 + HNO3 |
№5. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, покажите переход электронов, укажите процессы окисления (восстановления; окислитель (восстановитель):
NO2 + О2 + H2O ↔ HNO3
VI. Закрепление
Задание №1.
Осуществите превращения по схеме, назовите вещества, для УХР со * составить ОВ баланс, а для** разбор РИО:
NH4Cl**→ NH3* → N2 → NO → NO2 → HNO3 → NO2
Задание №2.
Осуществить превращения по схеме (внимательно посмотрите, куда направлены стрелки):
Соль аммония←Аммиак←Нитрид Лития ←Азот → Оксид азота (II)←Азотная кислота
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.
Задание №3.
Напишите уравнения реакций взаимодействия азотной кислоты со следующими веществами в молекулярном и ионном виде:
a) Al2O3
б) Ba(OH)2
в) Na2S
Задание №4.
Запишите уравнения, составьте электронный баланс, укажите процессы окисления и восстановления, окислитель и восстановитель:
а) Сa + HNO3 (конц.)
б) Сa + HNO3 (paзбавл.)
Задание №5.
Осуществите переход по ссылке, изучите информацию на странице и посмотрите видео , нажмите "посмотреть опыт".
Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения реакций, с помощью которых можно различить азотную, серную и соляную кислоту.
ЦОРы
Анимация: “Химические формулы”
Анимация: ”Промышленный способ получения азотной кислоты”
Опыт: ”Изменение цвета индикаторов в растворе азотной кислоты”
Опыт: ”Взаимодействие азотной кислоты с железом”
Опыт: ”Взаимодействие азотной кислоты с медью”
Видео: "Взаимодействие азотной кислоты с углем"
Видео - Эксперимент: "Действие азотной кислоты на бумагу и солому"
Видео - Эксперимент: "Взаимодействие меди с азотной кислотой"
Видео - Эксперимент: "Свойства азотной кислоты"
Видео - Эксперимент: "Взаимодействие азотной кислоты с металлами"
Видео - Эксперимент: "Взаимодействие безводной азотной кислоты с белым фосфором"
Видео - Эксперимент: "Взаимодействие безводной азотной кислоты с углем"
Видео - Эксперимент: "Взаимодействие безводной азотной кислоты со скипидаром"
Видео - Эксперимент: "Окислительные свойства азотной кислоты"
Это интересно:“История азотной кислоты”
Предварительный просмотр:
Соли азотной кислоты
I. Нитраты (селитры)
Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:
Me(NO3)n
и
NH4NO3
Нитраты калия, натрия, кальция и аммония называют селитрами. Например, селитры:KNO3 – нитрат калия (индийская селитра), NаNО3 – нитрат натрия (чилийская селитра), Са(NО3)2 – нитрат кальция (норвежская селитра), NH4NO3 – нитрат аммония (аммиачная или аммонийная селитра, ее месторождений в природе нет). Германская промышленность считается первой в мире, получившей соль NH4NO3 из азота N2 воздуха и водорода воды, пригодную для питания растений.
Рис.1. Аммиачная селитра Рис.2. Калиевая селитра Рис.3. Натриевая селитра
II. Физические свойства
Нитраты – вещества с преимущественно ионным типом кристаллических решёток. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, все нитраты хорошо растворимы в воде, сильные электролиты.
III. Получение нитратов
Нитраты образуются при взаимодействии:
1) Металл + Азотная кислота
Cu + 4HNO3(k) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
2) Основный оксид + Азотная кислота
CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
3) Основание + Азотная кислота
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
4) Аммиак + Азотная кислота
NH3 + HNO3 = NH4NO3
5) Соль слабой кислоты + Азотная кислота
В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую:
2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2 ↑
6) Оксид азота (IV) + щёлочь
2NO2 + NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
в присутствии кислорода -
4NO2 + O2 + 4NaOH = 4NaNO3 + 2H2O
IV. Химические свойства нитратов
I. Общие с другими солями
1) Взаимодействие с металлами
Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей:
Cu(NO3)2 + Zn = Cu + Zn(NO3)2
2) Взаимодействие с кислотами
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
3) Взаимодействие со щелочами
Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaNO3
4) Взаимодействие с cолями
2AgNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2AgCl↓
II. Специфические
Все нитраты термически неустойчивы. При нагреванииразлагаются с образованием кислорода. Характер других продуктов реакции зависит от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений:
1) Нитраты щелочных (исключение - нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов:
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑
2КNO3 = 2KNO2 + O2
Опыт: “Термическое разложение нитрата калия”
2) Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов:
2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2↑ + O2↑
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑+ O2↑
4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2↑
Mn(NO3)2 = MnO2 + 2NO2↑
4Fe(NO3)2=2Fe2O3 + 8NO2↑ + O2↑
3) Нитраты наименее активных металлов (правее меди) разлагаются до металлов:
Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2↑ + O2↑
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+ O2↑
4) Нитрат и нитрит аммония:
Нитрат аммония разлагается в зависимости от температуры так:
NH4NO3 = N2O↑+ 2H2O (190-245°C)
2NH4NO3 = N2↑ + 2NO + 4H2O (250-300°C)
2NH4NO3 = 2N2↑+ O2↑ + 4H2O (выше 300°C)
Нитрит аммония:
NH4NO2 = N2↑+ 2H2O
Качественная реакция на нитрат-ион NO3– – взаимодействие нитратов c металлической медью при нагревании в присутствии концентрированной серной кислоты или с раствором дифениламина в Н2SO4 (конц.).
Опыт: “Качественная реакция на ион NO3–“
В большую сухую пробирку поместить зачищенную медную пластинку, несколько кристалликов нитрата калия, прилить несколько капель концентрированной серной кислоты. Пробирку закрыть ватным тампоном, смоченным концентрированным раствором щелочи и нагреть.
Признаки реакции - в пробирке появляются бурые пары оксида азота(IV), что лучше наблюдать на белом экране, а на границе медь – реакционная смесь появляются зеленоватые кристаллы нитрата меди(II).
Протекают следующие уравнения реакций:
КNO3 (кр.) + Н2SO4 (конц.) = КНSО4 + НNО3↑
V. Применение нитратов
Почему азота в природе много (он входит в состав атмосферы), а растения часто дают плохой урожай из-за азотного голодания?
Растения не могут усваивать молекулярный азот N2 из воздуха. Это проблема «связанного азота». При недостатке азота задерживается образование хлорофилла, поэтому растения имеют бледно-зеленую окраску, как следствие, задерживается рост и развитие растения. Азот – жизненно важный элемент. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.
Как же усваивается атмосферный азот? Часть связанного азота поступает в почву во время гроз. Химия процесса такова:
Существуют растения способные повышать плодородие почвы, в чем же их особенность? Эти растения (люпин, люцерна, клевер, горох, вика) относятся к семейству бобовых (мотыльковые), на корнях которых развиваются клубеньковые бактерии, способные связывать атмосферный азот, переводя его в соединения, доступные для растений.
Растения, связывающие атмосферный азот
Снимая урожаи, человек ежегодно уносит вместе с ними огромные количества связанного азота. Эту убыль он покрывает внесением не только органических, но и минеральных удобрений (нитратных, аммиачных, аммонийных). Азотные удобрения вносят под все культуры. Азот усваивается растениями в виде катиона аммония NH4+ и нитрат-аниона NO3–.
«Классификация азотных удобрений»
Одной из важных характеристик является содержание питательного элемента в удобрении. Расчет питательного элемента для азотных удобрений ведут по содержанию азота.
Влияние нитратов на окружающую среду и организм человека
Азот как основной питательный элемент влияет на рост вегетативных органов – зеленых стеблей и листьев. Азотные удобрения не рекомендуется вносить поздней осенью или ранней весной, т. к. талые воды смывают до половины удобрений. Важно соблюдать нормы и сроки внесения удобрений, вносить их не сразу, а в несколько приемов. Применять медленно действующие формы удобрений (гранулы, покрытые защитной пленкой), при посадке использовать сорта, склонные к низкому накоплению нитратов. Коэффициент использования азотных удобрений – 40–60%. Избыточное употребление азотных удобрений не только ведет к аккумуляции нитратов в растениях, но и приводит к загрязнению ими водоемов и грунтовых вод. Антропогенными источниками загрязнения водоемов нитратами являются также металлургия, химическая, в том числе целлюлозно-бумажная, и пищевая отрасли промышленности. Одним из признаков загрязнения водоемов является «цветение» воды, вызванное бурным размножением синезеленых водорослей. Особенно интенсивно оно происходит во время таяния снега, летних и осенних дождей. Предельно допустимая концентрация (ПДК) нитратов регламентируется ГОСТом. Для суммы нитрат-ионов в почве принято значение 130 мг/кг, в воде разных водоисточников – 45 мг/л. (ПДК (NO3– в почве) – 130 мг/кг, ПДК (NO3– в воде) – 45 мг/л.).
Для самих растений нитраты безвредны, а вот для человека и травоядных животных они опасны. Смертельная доза нитратов для человека – 8–15 г, допустимое суточное потребление – 5 мг/кг. Многие растения способны накапливать большие количества нитратов, например: капуста, кабачки, петрушка, укроп, свекла столовая, тыква и др.
Такие растения называют нитратонакопителями. В организм человека 70% нитратов поступает с овощами, 20% – с водой, 6% – с мясом и рыбой. Попадая в организм человека, часть нитратов всасывается в желудочно-кишечном тракте в неизмененном виде, другая часть, в зависимости от присутствия микроорганизмов, значения рН и других факторов, может превращаться в более ядовитые нитриты, аммиак, гидроксиламин NН2ОН; в кишечнике из нитратов могут образоваться вторичные нитрозамины R2N–N=О, обладающие высокой мутагенной и канцерогенной активностью. Признаки небольшого отравления – слабость, головокружение, тошнота, расстройство желудка и т. д. Снижается работоспособность, возможна потеря сознания.
В организме человека нитраты взаимодействуют с гемоглобином крови, превращая его в метгемоглобин, в котором железо окислено до Fe3+ и не может служить переносчиком кислорода. Именно поэтому один из признаков острого отравления нитратами – синюшность кожных покровов. Выявлена прямая зависимость между случаями появления злокачественных опухолей и интенсивностью поступления в организм нитратов при избытке их в почве.
Опыт: “Исследование содержания нитратов в продуктах питания”
(качественная реакция на нитрат-ион NO3–)
В три большие демонстрационные пробирки поместить по 10 мл растительного сока капусты, кабачка, тыквы (на белом фоне). В каждую пробирку прилить по нескольку капель раствора дифениламина в концентрированной серной кислоте.
Синяя окраска раствора будет указывать на присутствие нитрат-ионов:
NO3– + дифениламин → вещество интенсивного синего цвета.
Первая помощь при отравлении нитратами
Первая помощь при отравлении нитратами – это обильное промывание желудка, прием активированного угля, солевых слабительных – глауберовой соли Na2SO4•10H2O и английской соли (горькая соль) MgSO4•7H2O, cвежий воздух.
Зеленый чай, ягоды и фрукты – естественные нейтрализаторы нитратов в организме человека.
Уменьшить вредное влияние нитратов на организм человека можно с помощью аскорбиновой кислоты (витамина С); если ее соотношение с нитратами составляет 2:1, то нитрозамины не образуются. Доказано, что прежде всего витамин С, а также витамины Е и А являются ингибиторами – веществами, предотвращающими и тормозящими процессы преобразования нитратов и нитритов в организме человека. Необходимо ввести в рацион питания побольше черной и красной смородины, других ягод и фруктов (кстати, в висячих плодах нитратов практически нет). И еще один естественный нейтрализатор нитратов в организме человека – это зеленый чай.
Причины накопления нитратов в овощах и способы выращивания экологически чистой продукции растениеводства
Наиболее интенсивно азот поглощается во время роста и развития стеблей и листьев. При созревании семян потребление азота из почвы практически прекращается. Плоды, достигшие полной зрелости, уже не содержат нитратов – происходит полное превращение соединений азота в белки. Но у многих овощей ценится именно незрелый плод (огурцы, кабачки). Удобрять такие культуры азотными удобрениями желательно не позднее чем за 2–3 недели до уборки урожая. Кроме того, полному превращению нитратов в белки препятствуют плохая освещенность, избыточная влажность и несбалансированность питательных элементов (недостаток фосфора и калия). Не следует увлекаться внесезонными тепличными овощами. Например, 2 кг тепличных огурцов, съеденных за один прием, могут вызвать опасное для жизни отравление нитратами. Надо также знать, преимущественно в каких частях растения накапливаются нитраты: у капусты – в кочерыжке, у моркови – в сердцевине, у кабачков, огурцов, арбузов, дыни, картофеле – в кожуре. У дыни и арбуза не следует есть незрелую мякоть, прилежащую к корке. Огурцы лучше почистить и срезать место прикрепления их к стеблю. У зеленных культур нитраты накапливаются в стеблях (петрушка, салат, укроп, сельдерей). Содержание нитратов в различных частях растений неравномерно: в черешках листьев, стебле, корне содержание их в 1,5–4,0 раза выше, чем в листьях. Всемирная организация здравоохранения считает допустимым содержание нитратов в диетических продуктах до 300 мг NO3– на 1 кг сырого вещества. (ПДК (NO3– в диетических продуктах) – 300 мг/кг.). Если самое высокое содержание нитратов отмечается в свекле, капусте, салате, зеленом луке, то самое низкое содержание нитратов – в репчатом луке, томатах, чесноке, перце, фасоли.
Чтобы вырастить экологически чистую продукцию, прежде всего необходимо грамотно вносить азотные удобрения в почву: в строго рассчитанных дозах и в оптимальные сроки. Выращивать овощи, особенно зеленные культуры, надо при хорошей освещенности, оптимальных показателях влажности почвы и температуры. И все же для уменьшения содержания нитратов овощные культуры лучше подкармливать органическими удобрениями. Несвоевременное внесение удобрений, особенно в избыточных дозах, в том числе и органического удобрения – навоза, приводит к тому, что поступившие в растение минеральные соединения азота не успевают полностью превратиться в белковые.
Нитраты в производстве взрывчатых веществ
Многие взрывчатые смеси содержат в своем составе окислитель (нитраты металлов или аммония и др.) и горючее (дизельное топливо, алюминий, древесную муку). Поэтому соли – нитрат калия, нитрат бария, нитрат стронция и другие – применяются в пиротехнике.
Азотное удобрение нитрат аммония вместе с алюминием и древесным углем входит в состав взрывчатой смеси – аммонала. Основная реакция, которая протекает при взрыве:
3NН4NО3 + 2Аl =3N2↑+ 6Н2О + Аl2O3 + Q.
Высокая теплота сгорания алюминия повышает энергию взрыва. Применение нитрата аммония в составе аммонала основано на его свойстве разлагаться при детонации с образованием газообразных веществ:
2NН4NО3 (кр.) = 2N2↑+ 4Н2О + O2↑
В руках террористов взрывчатые вещества приносят мирным людям только страдания.
Шесть веков продолжалось господство черного пороха в военном деле. Теперь его применяют в качестве взрывчатого вещества в горном деле, в пиротехнике (ракеты, фейерверки), а также как охотничий порох. Черный или дымный порох – это смесь 75% нитрата калия, 15% древесного угля и 10% серы.
Применение нитратов и нитритов в медицине
Нитрат серебра AgNO3, который чернит ткань, бумагу, парты и руки (ляпис), применяют как противомикробное средство для лечения кожных язв, для прижигания бородавок и в качестве противовоспалительного средства при хроническом гастрите и язве желудка: пациентам назначают пить 0,05%-й раствор АgNO3. Порошкообразные металлы Zn, Мg, Al, cмешанные с нитратом серебра, используют в петардах.
Основный нитрат висмута Вi(ОН)2NО3 назначают внутрь при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки в качестве вяжущего и антисептического средства. Наружно – в мазях, присыпках при воспалительных заболеваниях кожи.
Соль нитрит натрия NaNО2 применяют в медицине как спазмолитическое средство.
Применение нитритов в пищевой отрасли промышленности
Нитриты применяют в колбасном производстве: 7 г на 100 кг фарша. Нитриты придают колбасе розовый цвет, без них она серая, как вареное мясо, и не имеет товарного вида. К тому же присутствие нитритов в колбасе необходимо еще и по другой причине: они предотвращают развитие микроорганизмов, выделяющих токсичные яды.
ЦОРы
Опыт: “Термическое разложение нитрата калия”
Предварительный просмотр:
Оксид фосфора(V). Ортофосфорная кислота и ее соли. Минеральные удобрения
I. Оксид фосфора (V) – фосфорный ангидрид
Физические свойства: Оксид фосфора (V) Р2О5 — белый гигроскопичный порошок (поглощает воду), следует хранить в плотно закрытых сосудах.
Получение: Получается при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода
4P + 5O2 = 2P2O5
Применение: Оксид фосфора (V) очень энергично соединяется с водой, а также отнимает воду от других соединений. Применяется как осушитель газов и жидкостей.
Химические свойства: Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид, взаимодействует, подобно другим кислотным оксидам с водой, основными оксидами и основаниями.
Фосфорный ангидрид особым образом взаимодействует с водой, взаимодействуя с водой при обычных условиях (без нагревания), образует в первую очередь метафосфорную кислоту НРО3:
P2O5 + H2O = HPO3
при нагревании образуется ортофосфорная кислота H3PO4:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)
При нагревании H3PO4 можно получить пирофосфорную кислоту H4P2O7:
2H3PO4 = H2O + H4P2O7 (t˚C)
II. Ортофосфорная кислота
Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота Н3РO4
Строение молекулы: В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода:
Физические свойства: Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде.
Получение:
1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (t˚C)
2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании:
Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4 (t˚C)
3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой
3P + 5HNO3+ 2H2O = 3H3PO4+ 5NO
Химические свойства:
Свойства, общие с другими кислотами | Специфические свойства |
1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный: Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато: H3PO4 ↔ H+ + H2PO4- (дигидроортофосфат-ион) H2PO4- ↔ H+ + HPO42- (гидроортофосфат-ион) HPO42- ↔ H+ + PO43- (ортофосфат-ион) 2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н2): металл+ H3PO4= соль + Н2↑ 3. Взаимодействует с основными оксидами: оксид металла + H3PO4 = соль + Н2О 4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН)n: основание + H3PO4 = соль + Н2О если кислота в избытке, то образуется кислая соль: H3PO4(изб) + NaOH = NaH2PO4+ H2O или H3PO4(изб) + 2NaOH =Na2HPO4 + 2H2O 5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли: H3PO4 + NH3 = NH3H2PO4 H3PO4 + 2NH3 = (NH3)2HPO4 H3PO4 + 3NH3 = (NH3)3PO4 6. Реагирует с солями слабых кислот: 2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2↑ | 1. При нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 2H3PO4 (t˚C) → H2O + H4P2O7 H4P2O7 (t˚C)→ H2O + 2HPO3 2. Качественная реакция на PO43- - фосфат ион Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок: Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓+ 3HNO3 3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.
|
Применение:
В основном для производства минеральных удобрений.
А также, используется при пайке, для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество. Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.
III. Минеральные удобрения
Минеральные удобрения — неорганические соединения, содержащие необходимые для растений элементы питания. В почвах обычно имеются все необходимые растению питательные элементы. Но часто отдельных элементов бывает недостаточно для удовлетворительного роста растений. На песчаных почвах растения нередко испытывают недостаток магния, на торфяных почвах – молибдена, на черноземах – марганца и т. п. Применениеминеральных удобрений – один из основных приемов интенсивного земледелия. С помощью минеральных удобренийможно резко повысить урожаи любых культур на уже освоенных площадях без дополнительных затрат на обработку новых земель. Для внесения минеральных удобрений используются туковые сеялки. Установлено, что в состав растений входит около 70 элементов. Некоторые из них – макроэлементы – необходимы растениям в больших количествах; другие же – микроэлементы – требуются в незначительных количествах. 1. Макроэлементы – углерод, кислород, водород, азот, фосфор, сера, магний, калий, кальций. 2. Ммкроэлементы – железо, марганец, бор , медь, цинк, молибден, кобальт и др. Тир важнейших элемента – азот, фосфор и калий – необходимы растениям в больших количествах. Поэтому удобрения, содержащие эти элементы, получают в промышленных масштабах. При недостатке азота задерживается образование зелёной массы, растения плохо растут, их листья желтеют. Азотные удобрения необходимы растениям в весенний период. Фосфор необходим при росте и развитии репродуктивных органов растений (цветков, плодов). Калий ускоряет процесс фотосинтеза и содействует накоплению углеводов (сахара – в сахарной свекле, крахмала в картофеле). У злаковых он способствует укреплению стебля и тем самым устраняет их полегание. Железо, марганец, бор и другие микроэлементы играют определённую роль в жизни растений. Так, например, при наличии микроэлемента бора растения лучше усваивают азот, фосфор, и калий.Медь, марганец и цинк ускоряют окислительно-восстановительные процессы и тем самым способствуют росту растений. Железо участвует в синтезе хлорофилла. Растения поглощают макро – и микроэлементы из почвенного раствора в виде ионов (NH4+, NO3-,K+ и других) Минеральные удобрения содержат питательные вещества в виде различных минеральных солей. В зависимости от того, какие питательные элементы содержатся в них, минеральные удобренияподразделяют на простые и комплексные. 1) Простые минеральные удобрения содержат один какой-либо элемент питания (P,K, N). К ним относятся фосфорные, азотные, калийные и микроудобрения. 2) Комплексные минеральные удобрения содержат одновременно два или более основных питательных элемента. |
V. Закрепление
Задание №1. Составьте уравнения реакций оксида фосфора (V) с
1. Na2O
2. NaOH
3. H2O при нагревании
4. H2O без нагревания
Для 2 реакции запишите полное и краткое ионное уравнение.
Задание №2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций ортофосфорной кислоты с:
1. калием
2. оксидом калия
3. гидроксидом калия
4. сульфитом калия
Задание №3. Осуществите превращения по схеме:
Сa3(PO4)2 -> P -> PH3 -> P2O5 -> H3PO4 -> Ca3(PO4)2
Назовите вещества
Задание №4. Вычислите (в %), какое из фосфорных удобрений: двойной суперфосфат или преципитат богаче фосфором? Химические формулы удобрений найдите в схеме самостоятельно.
Предварительный просмотр:
Самостоятельная работа по теме:
«Азот, фосфор и их соединения»
9 класс
I вариант
Задание №1
Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты со следующими веществами: СаСО3, NaOH, Cu, ZnO. Для ОВР приведите электронный баланс. Для обменных реакций молекулярные и ионные уравнения.
Задание №2
Осуществите превращения:
P → Ca3P2 → PH3 → P2O5 → Ca3(PO4)2
Задание №3
Приведите уравнения реакций фосфора со следующими веществами: Са, О2, KClO3, HNO3.
Задание 4
В лаборатории отклеились этикетки на склянках с фосфатом кальция, фосфатом калия и нитратом калия. Как лаборанту определить, в какой склянке какое вещество находится? Приведите уравнения необходимых реакций.
Задание №5
Нитрат аммония и чилийская селитра являются удобрениями. Какой элемент обусловливает их питательную ценность? Какое удобрение более эффективно? Свой вывод подтвердите расчетами.
Самостоятельная работа по теме:
«Азот, фосфор и их соединения»
9 класс
II вариант
Задание №1
Напишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной азотной кислоты со следующими веществами: Cu(OH)2, Al2O3, Cu, ZnCO3. Для ОВР приведите электронный баланс. Для обменных реакций молекулярные и ионные уравнения.
Задание №2
Осуществите превращения:
Pb(NO3)2 → NO2 → HNO3 → NH4NO3 → NH3
Задание №3
Приведите уравнения реакций оксида фосфора (V) со следующими веществами: С, H2О, NaOH, BaO.
Задание №4
В лаборатории отклеились этикетки на склянках с фосфатом кальция, дигидрофосфатом кальция и сульфатом натрия. Как лаборанту определить, в какой склянке какое вещество находится? Приведите уравнения необходимых реакций.
Задание №5
При действии концентрированной серной кислоты на 17 г твердого нитрата натрия выделились пары азотной кислоты. Определите массу выделившейся азотной кислоты, если ее выход составляет 90% от теоретически возможного.
Самостоятельная работа по теме:
«Азот, фосфор и их соединения»
9 класс
III вариант
Задание №1
Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной азотной кислоты со следующими веществами: ZnСО3, CaSO4, Fe(OH)2, CO2, H2SO4, Ag. Для ОВР приведите электронный баланс. Для обменных реакций молекулярные и ионные уравнения.
Задание №2
Осуществите превращения:
Na3N → ? → NO → ? → HNO3
Задание №3
Приведите уравнения реакций фосфорной кислоты со следующими веществами: Са, NaОH, Ca3(PO4)2, NH3.
Задание №4
В лаборатории отклеились этикетки на склянках с фосфатом серебра, гидрофосфатом аммония и хлоридом аммония. Как лаборанту определить, в какой склянке какое вещество находится? Приведите уравнения необходимых реакций.
Задание №5
Какая масса азотной кислоты и какой объем аммиака (н.у.) потребуется для получения аммиачной селитры массой 28 г, если выход удобрения составляет 87,5% от теоретически возможного.
Предварительный просмотр:
Положение углерода и кремния в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Углерод, аллотропные модификации, физические и химические свойства углерода. Адсорбция
Урок посвящен изучению свойств химического элемента углерода и образуемых им простых веществ. Сравниваются физические свойства аллотропных модификаций углерода: алмаза и графита. На примере угля рассматриваются химические свойства простых веществ, образованных углеродом.
I. Общая характеристика химических элементов подгруппы углерода
Подгруппа углерода – IV группа, главная подгруппа «А» - углерод, кремний, германий, олово, свинец.
1. Строение атомов химических элементов углерода и кремния
Название химического элемента | Схема строения атома | Электронное строение последнего энергоуровня | Формула высшего оксидаRO2 | Формула летучего водородного соединения RH4 |
1. Углерод | C+6 )2 )4 | …2s22p2 | C+4O2 | C-4H4 |
2. Кремний | Si +14)2 )8 )4 | …3s23p2 | Si+4O2 | Si-4H4 |
Как видно из схем строения атомов, на внешнем энергетическом уровне этих элементов находится 4 электрона, поэтому, углерод и кремний проявляют степень окисления +4 и -4.
Из схемы видно, что у тома углерода два неспаренных электрона на внешнем уровне ( аналогично и у кремния). Этим объясняется, что углерод и кремний могут иметь степень окисления +2 (Например, СО – угарный газ). Переходя в возбуждённое состояние, один из s-электронов может перейти на свободную p-орбиталь. Тогда в атомах появляется 4 неспаренных электрона и степень окисления равна +4 и – 4.
2. Изменение свойств в подгруппе
В подгруппе углерода с ростом порядкового номера заряд ядра атомов увеличивается, число электронов на внешнем уровне постоянно, число энергетических уровней в атомах растёт и радиус атома увеличивается от углерода к свинцу, притяжение отрицательных электронов к положительному ядру ослабевает и способность к отдаче электронов увеличивается, и, следовательно, в подгруппе углерода с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.
С и Si – неметаллы, Ge – полупроводник, Sn и Pb – металлы.
II. Углерод
1. Научно-популярный фильм: “Углерод”
2. Аллотропия углерода
Углерод встречается в природе, как в свободном виде, так и в соединениях. В свободном виде встречается в виде аллотропных видоизменений – алмаз, графит, карбин, фуллерен.
Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, ρ = 3,5 г/см3; t°пл. = 3730°C; t°кип. = 4830°C.
Можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.
Применение:
Шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.
Кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; ρ = 2,5 г/см3.
Применение:
Электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.
Карбин
Чёрный порошок; ρ = 2 г/см3; полупроводник.
Состоит из линейных цепочек –C≡C–C≡C– и =С=С=С=С=.
При нагревании переходит в графит.
В конце 80-х годов XX века было обнаружено ещё одно аллотропное видоизменение – фуллерит. Он, в отличие от алмаза и графита, имеет не атомную, а молекулярную кристаллическую решётку.
Атомы углерода могут образовывать также полые трубки – так называемые нанотрубки. В настоящее время фуллерены и нанотрубки рассматриваются в качестве основы для технологий будущего.
Соединения углерода весьма распространены: все живые организмы, каменный уголь, торф, нефть и др. содержат углерод. Углерод входит в состав многих неорганических веществ (известняк, мел, мрамор и др).
3. Химические свойства
Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
Памятка:"Химические свойства"
С – восстановитель С0 – 4 е-→ С+4 или С0 – 2 е-→ С+2 | С – окислитель С0 + 4 е-→ С-4 |
1) Взаимодействие с кислородом C0 + O2 t˚C → CO2 углекислый газ Опыт: “Горение угля в кислороде” при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание образуется угарный газ: 2C0 + O2 t˚C → 2C+2O С + 2F2 → CF4 3) Взаимодействие с водяным паром C0 + H2O t˚C → С+2O + H2 водяной газ 4) Взаимодействие с оксидами металлов С + MexOy = CO2 + Me C0 + 2CuO t˚C → 2Cu + C+4O2 5) Взаимодействие с кислотами – окислителями: C0 + 2H2SO4(конц.) → С+4O2 + 2SO2 + 2H2O С0 + 4HNO3(конц.) → С+4O2 + 4NO2 + 2H2O | 1) Взаимодействие с некоторыми металлами (образует карбиды) 4Al + 3C0 t˚C → Al4C3-4 Ca + 2C0 t˚C → CaC2-1 2) Взаимодействие с водородом C0 + 2H2 t˚C → CH4
|
4. Применение углерода
Алмазы широко применяются для резки горных пород и шлифования особо твердых материалов. Из алмазов при огранке делают ювелирные украшения. Графит применяют для изготовления инертных электродов и грифелей карандашей. В смеси с техническими маслами в качестве смазочного материала. Из смеси графита с глиной изготавливают плавильные тигли. Графит используют в ядерной промышленности, как поглотитель нейтронов.
Кокс применяют в металлургии, как восстановитель. Древесный уголь – в кузнечных горнах, для получения пороха (75%KNO3 + 13%C + 12%S), для поглощения газов (адсорбция), а также в быту. Сажу применяют, как наполнитель резины, для изготовления черных красок – типографская краска и тушь, а также в сухих гальванических элементах. Стеклоуглерод применяют для изготовления аппаратуры для сильно агрессивных сред, а также в авиации и космонавтике.
Активированный уголь поглощает вредные вещества из газов и жидкостей: им заполняют противогазы, очистительные системы, его применяют в медицине при отравлениях.
III. Адсорбция
Адсорбция - поглощение газообразных или растворённых веществ поверхностью твёрдого вещества.
Опыт: “Адсорбционная способность угля”
Обратный процесс - выделение этих поглощённых веществ - десорбция.
Применение адсорбции
Очистка от примесей (в производстве сахара и др.), для защиты органов дыхания (противогазы), в медицине (таблетки "Карболен") и др.
IV. Древесный уголь
Древесный уголь — микропористый высокоуглеродистый продукт, образующийся при разложении древесины без доступа воздуха. Применяется в производстве кристаллического кремния, сероуглерода, чёрных и цветных металлов, активированного угля и т. д., а также как бытовое топливо (удельная теплота сгорания 31,5—34 МДж/кг).
V. Тренажеры
Тренажёр №1. "Характеристика углерода по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"
Тренажёр №2. "Положение неметаллов IV группы в периодической системе. Строение их атомов"
Тренажёр №3. "Свойства аллотропных видоизменений углерода"
VI. Закрепление
Задание №1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции:
С+О2 (изб) =
С+О2 (недост)=
С + H2 =
C + Ca =
C + Al =
Задание №2. Составьте уравнения реакций, протекающих при нагревании угля со следующими оксидами: оксидом железа (III) и оксидом олова (IV). Составьте электронный баланс для каждой реакции, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель.
ЦОРы
Научно-популярный фильм: “Углерод”
Опыт: “Горение угля в кислороде”
Предварительный просмотр:
Угарный газ, свойства, физиологическое действие на организм. Углекислый газ, угольная кислота и ее соли
Урок посвящен изучению свойств и способов получения некоторых неорганических соединений углерода. В нем рассмотрены такие вещества, как оксид углерода (II) (или угарный газ), оксид углерода (IV) (или углекислый газ), угольная кислота, а также карбонаты и гидрокарбонаты.
I. Оксид углерода(II) – СО (угарный газ, окись углерода, монооксид углерода)
Физические свойства:
Бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха, плохо растворим в воде. Концентрация угарного газа в воздухе 12,5—74 % взрывоопасна.
Строение молекулы:
Формальная степень окисления углерода +2 не отражает строение молекулы СО, в которой помимо двойной связи, образованной обобществлением электронов С и О, имеется дополнительная, образованная по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов кислорода (изображена стрелкой):
В связи с этим молекула СО очень прочна и способна вступать в реакции окисления-восстановления только при высоких температурах. При обычных условиях СО не взаимодействует с водой, щелочами или кислотами.
Получение:
Основным антропогенным источником угарного газа CO в настоящее время служат выхлопные газы двигателей внутреннего сгорания. Угарный газ образуется при сгорании топлива в двигателях внутреннего сгорания при недостаточных температурах или плохой настройке системы подачи воздуха (подается недостаточное количество кислорода для окисления угарного газа CO в углекислый газ CO2). В естественных условиях, на поверхности Земли, угарный газ CO образуется при неполном анаэробном разложении органических соединений и при сгорании биомассы, в основном в ходе лесных и степных пожаров.
1) В промышленности (в газогенераторах):
Видео - опыт: "Получение угарного газа"
C + O2 = CO2 + 402 кДж
CO2 + C = 2CO – 175 кДж
В газогенераторах иногда через раскалённый уголь продувают водяной пар:
С + Н2О = СО + Н2 – Q,
смесь СО + Н2 – называется синтез – газом.
2) В лаборатории - термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
HCOOH t˚C, H2SO4 → H2O + CO
H2C2O4 t˚C,H2SO4→ CO + CO2 + H2O
Химические свойства:
При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель;
CO - несолеобразующий оксид.
1) Взаимодействие с кислородом: 2C+2O + O2 t˚C → 2C+4O2↑
2) Взаимодействие с оксидами металлов: CO + MexOy = CO2 + Me
C+2O + CuO t˚C → Сu + C+4O2↑
3) Взаимодействие с хлором (на свету)
CO + Cl2 свет → COCl2 (фосген – ядовитый газ)
4)* Взаимодействие с расплавами щелочей (под давлением)
CO + NaOH P → HCOONa (формиат натрия)
Влияние угарного газа на живые организмы:
Угарный газ опасен, потому что он лишает возможности кровь нести кислород к жизненно важным органам, таким как сердце и мозг. Угарный газ объединяется с гемоглобином, который переносит кислород к клеткам организма, в следствии чего тот становится непригодным для транспортировки кислорода. В зависимости от вдыхаемого количества, угарный газ ухудшает координацию, обостряет сердечно-сосудистые заболевания и вызывает усталость, головную боль, слабость, Влияние угарного газа на здоровье человека зависит от его концентрации и времени воздействия на организм. Концентрация угарного газа в воздухе более 0,1% приводит к смерти в течение одного часа, а концентрация более 1,2% в течении трех минут.
Применение оксида углерода:
Главным образом угарный газ применяют, как горючий газ в смеси с азотом, так называемый генераторный или воздушный газ, или же в смеси с водородом водяной газ. В металлургии для восстановления металлов из их руд. Для получения металлов высокой чистоты при разложении карбонилов.
II. Оксид углерода (IV) СO2 – углекислый газ
Учебный видео-фильм: “Углекислый газ”
Физические свойства:
Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде - в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется "сухой лёд"); не поддерживает горение. При обычной температуре и высоком давлении диоксид углерода сжижается. При его испарении поглощается так много теплоты, что часть оксида углерода (IV)превращается в снегообразную массу – «сухой лед» (Рис. 1).
Рис. 1. Сухой лед
Благодаря тому, что оксид углерода (IV) не поддерживает горения, им заполняют огнетушители.
Строение молекулы:
Углекислый газ имеет следующие электронную и структурную формулы - O=C=O
Все четыре связи ковалентые полярные.
Получение:
1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка – в промышленности:
CaCO3 t=1200˚C→ CaO + CO2
2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты –
Опыт: “Получение углекислого газа в лаборатории”
CaCO3 (мрамор) + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
Способы собирания: вытеснением воздуха
3. Сгорание углеродсодержащих веществ:
СН4 + 2О2 → 2H2O + CO2
4. При медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение)
Химические свойства:
Видео: "Химические свойства углекислого газа"
Кислотный оксид:
1) С водой даёт непрочную угольную кислоту:
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
2)Рреагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:
Na2O + CO2 → Na2CO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 (избыток) → NaHCO3
3) При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства – окисляет металлы: -СO2 + Me = MexOy + C
С+4O2 + 2Mg t˚C→ 2Mg+2O + C0
Видео: "Горение магния в углекислом газе"
Качественная реакция на углекислый газ:
Помутнение известковой воды Ca(OH)2 за счёт образования белого осадка – нерастворимой соли CaCO3:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
Видео: "Тушение пламени углекислым газом"
III. Угольная кислота и её соли
Химическая формула - H2CO3
Структурная формула – все связи ковалентные полярные:
Кислота слабая, существует только в водном растворе, очень непрочная, разлагается на углекислый газ и воду:
CO2 + H2O ↔ H2CO3
Опыт: "Разложение угольной кислоты"
Опыт: "Получение угольной кислоты"
Химические свойства:
Для угольной кислоты характерны все свойства кислот.
1) Диссоциация – двухосновная кислота, диссоциирует слабо в две ступени, индикатор - лакмус краснеет в водном растворе:
H2CO3 ↔ H+ + HCO3-(гидрокарбонат-ион)
HCO3- ↔ H+ + CO32- (карбонат-ион)
2) с активными металлами
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2↑
3) с основными оксидами
H2CO3 + CaO = CaCO3 + H2O
4) с основаниями
H2CO3(изб) + NaOH = NaHCO3 + H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
5) Очень непрочная кислота – разлагается
Соли угольной кислоты – карбонаты и гидрокарбонаты
Угольная кислота образует два ряда солей:
- Средние соли - карбонаты Na2СO3, (NH4)2CO3
- Кислые соли - бикарбонаты, гидрокарбонаты NaHCO3 , Ca(HCO3)2
В природе встречаются:
CaCO3
Мел Мрамор Известняк
NaHCO3 – питьевая сода
K2CO3(поташ, в золе растений)
Na2CO3 – сода, кальцинированная сода
Na2CO3 x 10H2O – кристаллическая сода
Физические свойства:
Все карбонаты – твёрдые кристаллические вещества. Большинство из них в воде не растворяются. Гидрокарбонаты растворяются в воде.
Химические свойства солей угольной кислоты:
Общие свойства солей:
1) Вступают в реакции обмена с другими растворимыми солями
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓ + 2NaCl
2) Разложение гидрокарбонатов при нагревании
NaHCO3 t˚C → Na2CO3 + H2O + CO2↑
3) Разложение нерастворимых карбонатов при нагревании
CaCO3 t˚C → CaO+ CO2↑
4) Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:
Опыт: "Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов"
гидрокарбонаты в карбонаты
Me(HCO3)n + Me(OH)n → MeCO3+H2O
Me(HCO3)n t˚C → MeCO3↓+H2O+CO2↑
карбонаты в гидрокарбонаты
MeCO3+H2O+CO2= Me(HCO3)n
Специфические свойства:
1) Качественная реакция на CO32- карбонат – ион "вскипание" при действии сильной кислоты:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
IV. Задания для закрепления
Задание №1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс для каждой из реакций, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель:
CO2 + C =
C + H 2 O =
С O + O2 =
CO + Al2O3 =
Задание №2. Вычислите количество энергии, которое необходимо для получения 448 л угарного газа согласно термохимическому уравнению
CO2 + C = 2CO – 175 кДж
Задание №3. Закончите уравнения осуществимых химических реакций:
CO 2+ KOH =
CO + Al =
H2CO3+ K2SO4 =
CO2( изб ) + NaOH =
С O2+ Na2O =
CaCO3+ CO2 + H2O =
CO2+ Ca(OH)2 =
CO + CaO =
CO2+ H2SO4 =
Ca(HCO3)2+ Ca(OH)2=
H2CO3+ NaCl =
C + ZnO =
Задание №4. Осуществите превращения по схеме:
1) Al4C3→ CH4→ CO2→ CaCO3→ Ca(HCO3)2→ CaCO3
2) Ca → CaC2→ Ca(OH)2→ CaCO3→ CO2→ C
3) CO2 → H2CO3 → Na2CO3 → CO2
4) CaCO3 → CO2 → NaHCO3 → Na2CO3
Задание №5. Решите задачи
1.Какой объём углекислого газа выделится при обжиге карбоната кальция массой 200 г
2. Сколько угольной кислоты можно получить при взаимодействии 2 л углекислого газа (н.у.) с водой, если выход кислоты составил 90% по сравнению с теоретическим.
Интерактивное задание LearningApps.org по теме:“Соединения углерода”
ЦОРы
Видео - опыт: "Получение угарного газа"
Учебный видео-фильм: “Углекислый газ”
Видео-опыт: ”Получение углекислого га в лаборатории”
Видео:"Химические свойства углекислого газа"
Видео:"Горение магния в углекислом газе"
Видео:"Тушение пламени углекислым газом"
Опыт: "Разложение угольной кислоты"
Опыт:"Получение угольной кислоты"
Опыт: "Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов"
Предварительный просмотр:
Соединения углерода
Углерод | Угарный газ CO | Углекислый газ CO2 | Угольная кислота H2CO3 | Cоли угольной кислоты (карбонаты, гидрокарбонаты) | |
Получение | Графит и алмаз добывают из недр земли, так же получают искусственно | 1) CO2 + C = 2CO – Q 2) C + H2O = CO + H2 (CO + H2 генераторный газ) 3) Из муравьиной кислоты:
HCOOH t, H2SO4→ H2O+CO | 1) Разложение карбонатов: CaCO3 = CaO + CO2 2) Взаимодействие карбонатов с кислотами 3) Сгорание углеродсодержащих веществ 4) При медленном окислении и биохимических процессах (горении, брожении, дыхании) | СO2 + H2O ↔ H2CO3 | В природе – CaCO3 (мел, мрамор, известняк); K2CO3(поташ, в золе растений) NaHCO3 – питьевая сода Na2CO3 – сода, кальцинированная сода Na2CO3 x 10H2O – кристаллическая сода |
Химические свойства | С – восстановитель: 1) С+О2=СО2 ; 2С+О2=2СО 2) С + MexOy = CO2 + Me 3) C+2H2SO4=CO2↑+2SO2↑+ 2H2O 3C+4HNO3=3CO2↑+4NO↑+ 2H2O C – окислитель: С + 2H2 = CH4 2C + Ca = CaC2 3C + 4Al = Al4C3 Карбиды МехСу –соединения углерода с металлами Карбиды разлагаются водой и кслотами: CaC2-1 + 2H2O =C2H2 + Ca(OH)2 Al4C3-4 + 12H2O =3CH4 + 4Al(OH)3 | СО – восстановитель 1) 2СO + O2 = 2CO2 2) CO + MexOy = CO2+Me | CO2 – кислотный оксид 1) с водой СO2 + H2O ↔ H2CO3 2) с основаниями CO2 + NaOH= Na2CO3+H2O CO2(изб)+ NaOH= NaHCO3 3) с основными оксидами CO2 + CaO = CaCO3 CO2 – специфические свойства Качественная реакция – помутнение известковой воды: СO2 + Ca(OH)2=CaCO3+H2O СO2 – окислитель СO2 + Me = MexOy + C | H2CO3 – общие с другими кислотами 1) с активными металлами 2) с основными оксидами 3) с основаниями * H2CO3(изб) + NaOH = NaHCO3 + H2O 4) диссоциирует слабо в две ступени, индикатор - лакмус краснеет в водном растворе. 5) Очень непрочная кислота - разлагается | Общие свойства солей: 1) Обмен с другими растворимыми солями ( если образуется - H2O, ↑ , ↓ ) 2) Разложение гидрокарбонатов при нагревании Me(HCO3)n=MeCO3+H2O+CO2 3) Разложение нерастворимых карбонатов при нагревании CaCO3=CaO+ CO2 4) Гидрокарбонаты → Карбонаты Me(HCO3)n + Me(OH)n= MeCO3+H2O 5) Карбонаты → Гидрокарбонаты MeCO3+H2O+CO2= Me(HCO3)n Специфические свойства: 1) Качественная реакция на CO32- - карбонат: Карбонат + кислота = СО2↑ (вспенивание) 2) Гидролиз водных растворов – pH>7 |
Предварительный просмотр:
Практическая работа №4: "Получение оксида углерода(IV) и изучение его свойств. Распознавание карбонатов"
1) Распечатайте (см. приложения) отчёт о практической работе, или приготовьтесь заполнять его в электронном виде.
2) Перейдите по ссылке и изучите содержание страницы «Получение углекислого газа и изучение его свойств»:
- Запишите в отчёт о практической работе необходимое для работы оборудование.
- Подумайте о мерах предосторожности, которые нужно соблюдать во время работы, какие из веществ, используемых в работе, могут представлять опасность для здоровья, запишите свои выводы в отчёт.
- Впишите химические формулы реактивов необходимых для проведения эксперимента:
Название | Химическая формула |
Мрамор |
|
Соляная кислота |
|
Известковая вода |
|
Карбонат натрия |
|
3) Ознакомьтесь (см. приложения) с инструкцией выполнения эксперимента, загрузите и внимательно проследите за выполнением эксперимента: «Получениеуглекислого газа и изучение его свойств» (нажмите «Посмотреть опыт»).
4) Загрузите и внимательно проследите за выполнением эксперимента: «Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов» (нажмите «Посмотреть опыт»).
5) Загрузите и внимательно проследите за выполнением эксперимента: «Распознавание растворов хлорида натрия, карбоната натрия и сульфата натрия» (нажмите «Посмотреть опыт»).
6) Оформите отчёт.
Предварительный просмотр:
Кремний и его соединения. Стекло. Цемент
Урок раскрывает свойства соседнего с углеродом элемента четвертой группы Периодической системы – кремния. В уроке рассматриваются свойства кремния и некоторых его соединений: оксида кремния, кремниевой кислоты и силикатов.
I. Учебный фильм: “Кремний”
II. Строение атома
Кремний открыл и получил в 1823 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус.
Второй по распространённости элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе). Встречается в соединениях.
Строение атома кремния в основном состоянии
1s22s22p63s23p2 | Строение атома кремния в возбуждённом состоянии
1s22s22p63s13p3
Степени окисления: +4, -4 |
III. Аллотропия кремния
Известен аморфный и кристаллический кремний.
Поликристаллический кремний
Кристаллический – тёмно-серое вещество с металлическим блеском, большая твёрдость, хрупок, полупроводник; ρ = 2,33 г/см3, t°пл. =1415°C; t°кип. = 2680°C.
Имеет алмазоподобную структуру и образует прочные ковалентные связи. Инертен.
Аморфный - бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см3, более реакционноспособен.
IV. Получение кремния
1) Получение в промышленности: нагревание угля с песком:
2C + SiO2 t˚→ Si + 2CO
2) Получение в лаборатории:
Опыт: “Нагревание песка с магнием”
2Mg + SiO2 t˚→ Si + 2MgO
V. Химические свойства
Типичный неметалл, инертен.
Как восстановитель:
1) Взаимодействие с кислородом
Si0 + O2 t˚→ Si+4O2
2) Взаимодействие с фтором (без нагревания)
Si0 + 2F2 → SiF4
3) Взаимодействие с углеродом
Si0 + C t˚→ Si+4C
(SiC - карборунд - твёрдый; используется для точки и шлифовки)
4) С водородом не взаимодействует
Силан (SiH4) получают разложением силицидов металлов кислотой:
Mg2Si + 2H2SO4 → SiH4 + 2MgSO4
5) С кислотами не реагирует (только с плавиковой кислотой Si+4HF=SiF4+2H2)
Растворяется только в смеси азотной и плавиковой кислот:
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O
6) Взаимодействие со щелочами (при нагревании):
Si0 + 2NaOH + H2O t˚→ Na2Si+4O3+ 2H2
Опыт: “Взаимодействие кремния с раствором щклочи”
Как окислитель:
7) Взаимодействие с металлами (образуются силициды):
Si0 + 2Mg t˚→ Mg2Si-4
VI. Применение кремния
Кремний широко используется в электронике как полупроводник. Добавки кремния к сплавам повышают их коррозионную стойкость. Силикаты, алюмосиликаты и кремнезем – основное сырье для производства стекла и керамики, а также для строительной промышленности.
Слайды: Кремний в технике
Применение кремния и его соединений
VII. Соединения кремния
1. Силан - SiH4
Физические свойства: Бесцветный газ, ядовит, t°пл. = -185°C, t°кип. = -112°C.
Получение: Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4↑
Химические свойства:
1) Окисление: SiH4 + 2O2 t˚→ SiO2 + 2H2O
2) Разложение: SiH4 → Si + 2H2
2. Оксид кремния (IV) - (SiO2)n
SiO2 - кварц, горный хрусталь, аметист, агат, яшма, опал, кремнезём (основная часть песка):
Кристаллическая решётка оксида кремния (IV) – атомная и имеет такое строение:
Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O - каолинит (основная часть глины) K2O • Al2O3 • 6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат)
Физические свойства: Твёрдое, кристаллическое, тугоплавкое вещество, t°пл.= 1728°C, t°кип.= 2590°C
Химические свойства:
Кислотный оксид. При сплавлении взаимодействует с основными оксидами, щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных металлов:
Опыт: “Изучение свойств оксида кремния (IV)”
1) Взаимодействие с основными оксидами:
SiO2 + CaO t˚→ CaSiO3
2) Взаимодействие со щелочами:
SiO2 + 2NaOH t˚→ Na2SiO3 + H2O
3) С водой не реагирует
4) Взаимодействие с солями:
SiO2 + CaCO3 t˚→ CaSiO3 + CO2
SiO2 + K2CO3 t˚→ K2SiO3 + CO2
5) Взаимодействие с плавиковой кислотой:
SiO2 + 4HF t˚→ SiF4 + 2H2O
SiO2 + 6HF t˚→ H2[SiF6] (гексафторкремниевая кислота) + 2H2O
(реакции лежат в основе процесса травления стекла).
Применение:
1. Изготовление силикатного кирпича
2. Изготовление керамических изделий
3. Получение стекла
3. Кремниевые кислоты
x • SiO2 • y H2O
x = 1, y = 1 H2SiO3 - метакремниевая кислота
x = 1, y = 2 H4SiO4 - ортокремниевая кислота и т.д.
Физические свойства: H2SiO3 - очень слабая (слабее угольной), непрочная, в воде малорастворима (образует коллоидный раствор), не имеет кислого вкуса.
Получение:
Опыт: “Получение геля кремниевой кислоты”
Опыт:“Получение кремниевой кислоты”
Действие сильных кислот на силикаты: Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓
Химические свойства:
При нагревании разлагается: H2SiO3 t˚→ H2O + SiO2
Соли кремниевой кислоты - силикаты.
1) Взаимодействие с кислотами:
Na2SiO3+H2O+CO2=Na2CO3+H2SiO3↓
2) Взаимодействие с солями:
Na2SiO3+CaCl2=2NaCl+CaSiO3↓
3) Силикаты, входящие в состав минералов, в природных условиях разрушаются под действием воды и оксида углерода (IV) - выветривание горных пород:
(K2O • Al2O3 • 6SiO2) (полевой шпат) + CO2 + 2H2O → (Al2O3 • 2SiO2 • 2H2O) (каолинит (глина)) + 4SiO2 (кремнезём (песок)) + K2CO3
Применение соединений кремния
Природные соединения кремния - песок (SiO2) и силикаты используются для производства керамики, стекла и цемента.
Керамика | |
Фарфор = каолин+ глина + кварц + полевой шпат. Родина фарфора – Китай, где фарфор известен уже в 220г. В 1746 г – налажено производство фарфора в России | Фаянс - от названия итальянского города Фаэнца. Где в 14-15веках было развито керамическое ремесленничество. Фаянс – отличается от фарфора большим содержанием глины (85%), более низкой температурой обжига. |
Стекло – хрупкий, прозрачный материал, способен размягчаться и при застывании принимает любую форму. Стекло получают варкой шихты (сырьевой смеси, состоящей из песка, соды и известняка) в специальных стекловаренных печах.
Основные реакции, протекающие при плавке шихты
1. Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2
2. CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2
3. Na2SiO3 + CaSiO3 + 4SiO2 = Na2O * CaO * 6SiO2 - формула оконного стекла
При добавлении оксида свинца получают хрусталь.
Видео:“Сравнение свойств кварцевого и обычного стекла”
Это интересно: «Как было открыто стекло»
Тысячи лет известно человеку стекло. Долгое время оно использовалось для украшения и изготовления драгоценных вещей. Но по-настоящему стекло стало полезным для всех, когда люди научились использовать главное его качество — прозрачность.
Никто в точности не знает, когда и где было впервые получено стекло, хотя известно, что оно использовалось с древнейших времен. Первобытные люди уже были знакомы с ним и обращали внимание на оплавившиеся после удара молнии камни, покрытые гладкой и вязкой стекловидной массой. В I веке до н.э. в Сирии был изобретен способ варки прозрачного, бесцветного стекла и выдувная трубка. Ее применение открыло новые возможности для широкого изготовления дешевой стеклянной посуды. Несколько позже сирийские мастера перенесли свое искусство стеклоделия в Италию.
Главные компоненты для изготовления стекла — песок, содовая зола, или поташ и известь, расплавленные вместе при высокой температуре. А так как все эти материалы широко распространены на Земле, секрет изготовления стекла мог быть обнаружен во многих странах. Поэтому единое мнение на этот счет отсутствует. Согласно одной из существующих версий, честь открытия стекла принадлежит древним финикийцам. Команда какого-то корабля, утверждает легенда, высадилась на берег реки в Сирии. Желая приготовить себе обед на огне, они не нашли больших камней, чтобы поставить на них горшок, и использовали для этой цели крупные куски селитры (соединения натрия) из груза корабля. От сильного жара селитра расплавилась, соединилась с окружающим песком и потекла струей
жидкого стекла! Дело читателя — верить этому рассказу или нет, но бесспорно, что Сирия была одним из первых мест изготовления стекла на Земле. А финикийские торговцы продавали изделия из стекла во всех средиземноморских странах.
Другой страной, где изготовление стекла было известно издревле, был Египет. Стеклянные бусы и амулеты находили в гробницах, которые относятся к 7000 году до н.э. Впрочем, эти изделия могли попасть туда и из Сирии. Но мы точно знаем, что около 1500 года до н.э. египтяне делали собственное стекло. Для этого они использовали смесь измельченной кварцевой гальки с песком. Они также обнаружили, что если прибавить к этой смеси кобальт, медь или марганец, то можно получить стекло голубого, зеленого, пурпурного цвета.
После 1200 года до н.э. египтяне научились отливать стекло в стеклянных формах. Но трубка для выдувания стекла была неизвестна вплоть до начала христианской эры, когда ее изобрели финикийцы.
Большими умельцами по части изготовления стекла были римляне, которые, видимо, первыми начали делать тонкие оконные стекла. А к началу новой эры оконное стекло уже стало предметом повседневного быта!
Как и когда научились делать оконное стекло?
Техника римского стеклоделия была разнообразна. Выдувание из трубки стекла делалось с применением форм и без них. Изготавливали разнообразные фигурные сосуды из стекла, большинство из них составляло наиболее массовую продукцию. Усложнялись и приемы орнаментации стеклянных сосудов.
Изобретение на Востоке прозрачного и бесцветного стекла связано с еще одним большим достижением римлян: они изобрели способ изготовления плоского стекла, которое можно было бы вставлять в окна. Это случилось уже в I веке нашей эры. Для изготовления оконных стекол применяли деревянные формы-рамы. Их предварительно смягчали водой и затем выливали в них горячую стеклянную массу, растягивая ее щипцами до краев рамы. Поэтому края плоских оконных стекол, изготовленных таким способом, закругленные и слегка утолщенные. Обычный размер римского оконного стекла квадратной формы — 30-40 см. Но известны плоские оконные стекла и больших размеров. В Помпеях археологи обнаружили бронзовые оконные рамы с остатками стекла размером почти метр на метр и толщиной стекла в 13 мм.
Цемент – мелко измельчённый клинкер с минеральными добавками.
Клинкер - шарики тёмно-серого цвета получают спеканием глины и известняка в специальных вращающихся печах
Это интересно: «Почему цемент затвердевает?»
Цемент — один из наиболее распространенных материалов в современном строительстве. Сам по себе он мелкий порошок. Но если его смешать с водой и дать затвердеть, он вместе с песком и гравием превращается в твердое, прочное вещество.
Цемент — главное составляющее вещество строительного раствора и бетона. Строительный раствор — это смесь цемента, песка и воды. Бетон — это та же самая смесь, но с добавлением гравия или измельченного камня.
Современный цемент производится путем нагревания известняка и глины или шлака до очень высокой температуры. Эта смесь нагревается до тех пор, пока не образовываются большие, спекшиеся куски. Их называют клинкерами. Клинкеры размалывают затем в порошок.
Когда вода добавляется к цементному порошку, происходят сложные химические реакции. В результате образуется стойкий искусственный камень, нерастворимый в воде.
Какая химическая реакция происходит, чтобы цемент затвердел?
У химиков нет точного ответа на этот вопрос. В состав цемента входит четыре компонента. Считают, что каждый из этих компонентов при добавлении воды превращается в кристаллы. Эти кристаллы сцепляются между собой, и цемент затвердевает.
Вид цемента, который затвердевает под водой, называется гидравлическим цементом. Удивительно то, что римляне открыли процесс получения гидравлического цемента в III—II веке до н.э. Они делали такой цемент путем смешивания вулканического пепла с известью. Это открытие было одним из выдающихся достижений римлян.
VII. Тренажеры
Тренажёр №1 - Характеристика кремния по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева
Тренажёр №2 - Тестовые задания по теме: "Углерод и кремний, их соединения"
Тренажёр №3 - Задания для контроля и самопроверки по теме "Углерод и кремний в природе. Применение углерода и кремния и их соединений"
VIII. Задания
Осуществите превращения по схеме:
1) Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 →SiO2
2) Si → Mg2Si → SiH4 → SiO2
3) Si → Na2SiO3
ЦОРы
Учебный фильм: “Кремний”
Опыт:“Взаимодейчтвие магния с диоксидом кремния”
Опыт: “Взаимодействие кремния с раствором щклочи”
Опыт:“Получение силана”
Опыт: Изучение свойств оксида кремния (IV)
Опыт: “Получение геля кремниевой кислоты”
Опыт: “Получение кремниевой кислоты”
Видео: "Производство стекла"
Видео: Сравнение свойств кварцевого и обычного стекла
Видео: "Производство бетона"
Предварительный просмотр:
- Составьте уравнение химической реакции. Укажите, какие свойства проявляет углерод (кремний) в реакциях с указанным веществом.
Вариант 1 | С + Н2 → t |
Вариант 2 | С + FeO → t |
Вариант 3 | С + Al → t |
Вариант 4 | С + Fe 2O 3 → t |
Вариант 5 | С + MnO → t |
Вариант 6 | Si + Mg → t |
Вариант 7 | Si + O2 →t |
Вариант 8 | Si + MgO → t |
Вариант 9 | Si + F 2 → |
Вариант 10 | Si + Ca → |
Ответы:
А) окислительные | Б) восстановительные |
- В уравнении химической реакции – задание №1 – коэффициент перед формулой окислителя равен:
А) 1 | Б) 2 | В) 3 | Г) 4 | Д) 5 |
Е) 6 | Ж) 7 | З) 8 | И) 9 | К) 10 |
- Вычисление по уравнению химической реакции – задание №1. Решите задачу. Для реакции взяли 36г углерода (кремния). Сколько граммов второго реагента требуется для полного протекания реакции?
- Определите степень окисления углерода (кремния) в следующих соединениях. Укажите соединение, в котором углерод (кремний) проявляет минимальную степень окисления.
Вариант 1 | А) SiО2 | Б) H2SiO3 | В) Mg2Si |
Вариант 2 | А) SiH4 | Б) K2SiO3 | В) SiО |
Вариант 3 | А) SiCl4 | Б) CaSiO3 | В) SiO |
Вариант 4 | А) SiF4 | Б) SiH4 | В) SiO |
Вариант 5 | А) SiО2 | Б) SiO | В) Na2SiO3 |
Вариант 6 | А) CО2 | Б) Na2CO3 | В) CO |
Вариант 7 | А) Al4C3 | Б) CO2 | В) CaCO3 |
Вариант 8 | А) CH4 | Б) NaHCO3 | В) CO |
Вариант 9 | А) CCl4 | Б) Al4C3 | В) H2CO3 |
Вариант 10 | А) CuCO3 | Б) Al4C3 | В) CaC2 |
- Укажите характеристики, которые относятся к:
Вариант 1 | Графиту | А) имеет высокую температуру плавления Б) имеет невысокую температуру плавления В) проводит электрический ток Г) не проводит электрический ток Д) очень твёрдый Е)непрозрачный, серого цвета Ж)мягкий З)прозрачный, бесцветный |
Вариант 2 | Угольной кислоте | А) сильная кислота Б) слабая кислота В) ядовита Г) одноосновная кислота Д) образует два ряда солей Е)бескислородная Ж)существует только в виде раствора |
Вариант 3 | Оксиду углерода (IV) | А) бесцветный газ Б) газ легче воздуха В) не растворим в воде Г) сравнительно легко сжижается Д) является кислотным оксидом Е) является восстановителем Ж) несолеобразующий оксид З) сильный яд И) тяжелее воздуха |
Вариант 4 | Кристаллическому кремнию | А) имеет высокую температуру плавления Б) имеет невысокую температуру плавления В) проводит электрический ток Г) полупроводник Д) очень твёрдый Е) непрозрачный, тёмно-серого цвета Ж) мягкий З) прозрачный, бесцветный |
Вариант 5 | Оксиду углерода (II) | А) бесцветный газ Б) газ легче воздуха В) не растворим в воде Г) сравнительно легко сжижается Д) является кислотным оксидом Е) является восстановителем Ж) несолеобразующий оксид З) сильный яд И) тяжелее воздуха |
Вариант 6 | Алмазу | А) имеет высокую температуру плавления Б) имеет невысокую температуру плавления В) проводит электрический ток Г) не проводит электрический ток Д) очень твёрдый Е) непрозрачный, серого цвета Ж) мягкий З) прозрачный, бесцветный |
Вариант 7 | Кремниевой кислоте | А) сильная кислота Б) слабая кислота В) ядовита Г) одноосновная кислота Д) растворима в воде Е) бескислородная Ж) разлагается при нагревании З)слабее угольной кислоты |
Какие из утверждений являются верными?
Вариант 8 | А) Кристаллический кремний имеет ионную кристаллическую решётку Б) Кристаллический кремний – твёрдое вещество тёмно-серого цвета, с металлическим блеском, имеет невысокую температуру плавления В) Кристаллический кремний – твёрдое вещество тёмно-серого цвета, с металлическим блеском, имеет высокую температуру плавления Г) Кристаллический кремний представляет собой бурый порошок, имеет невысокую температуру плавления |
Вариант 9 | А) оксид углерода (II) – это бесцветный газ без запаха, тяжелее воздуха Б) оксид углерода (II) – это бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха, хорошо растворим в воде В) оксид углерода (II) – это бесцветный газ с резким запахом, немного легче воздуха, плохо растворим в воде Г) оксид углерода (II) – это бесцветный газ без запаха, немного легче воздуха, плохо растворим в воде |
Вариант 10 | А) графит представляет собой бурый порошок, имеет невысокую температуру плавления Б) графит – тёмно-серое вещество, с металлическим блеском, обладает электро- и теплопроводностью, имеет невысокую температуру плавления В) графит – тёмно-серое вещество, с металлическим блеском, обладает электро- и теплопроводностью, имеет высокую температуру плавления Г) графит – тёмно-серое вещество, с металлическим блеском, не проводит электрический ток, имеет высокую температуру плавления |
- Выберите, какие из оксидов А) СО Б) СО2 В) SiO2 – вступают в указанную реакцию:
Вариант 1 | С кислородом при нагревании |
Вариант 2 | С водой при комнатной температуре |
Вариант 3 | С оксидом кальция при нагревании |
Вариант 4 | С раствором гидроксида кальция |
Вариант 5 | С карбонатом натрия в водном растворе |
Вариант 6 | С концентрированным водным раствором гидроксида натрия |
Вариант 7 | С углеродом при нагревании |
Вариант 8 | С расплавом гидроксида натрия |
Вариант 9 | С алюминием при нагревании |
Вариант 10 | С магнием при нагревании |
- Укажите, к какому классу химических соединений относятся данные вещества.
Вариант 1 | СaSiO3 |
Вариант 2 | NaHCO3 |
Вариант 3 | СaCO3 |
Вариант 4 | СO2 |
Вариант 5 | СO |
Вариант 6 | SiO2 |
Вариант 7 | H2SiO3 |
Вариант 8 | Mg(HCO3)2 |
Вариант 9 | Н2CO3 |
Вариант 10 | Na2SiO3 |
Ответы:
А) кислотный оксид | Г) кислая соль |
Б) средняя соль | Д) кислота |
В) несолеобразующий оксид | Е) основный оксид |
- Укажите, что происходит…
Вариант 1 | При кипячении гидрокарбоната магния |
Вариант 2 | При добавлении хлороводородной кислоты к раствору силиката натрия |
Вариант 3 | При смешивании раствора карбоната натрия и хлорида кальция |
Вариант 4 | При добавлении хлороводородной кислоты к раствору гидрокарбоната калия |
Вариант 5 | При кипячении гидрокарбоната кальция |
Вариант 6 | При смешивании раствора силиката натрия и хлорида кальция |
Вариант 7 | При добавлении хлороводородной кислоты к раствору карбоната натрия |
Вариант 8 | При взаимодействии оксида кремния (IV) с раствором карбоната натрия при нагревании |
Вариант 9 | При пропускании углекислого газа через раствор гидроксида кальция |
Вариант 10 | При добавлении хлороводородной кислоты к раствору силиката калия |
Ответы:
А) выпадение осадка | В) выпадение осадка и выделение газа |
Б) выделение газа | Г) ничего не происходит |
- Составьте уравнение химической реакции– задание № 8.Определите сумму коэффициентов.
А) 4 | В) 6 |
Б) 5 | Г) 7 |
Ответы:
- Укажите, какое вещество применяют…
Вариант 1 | Для восстановления металлов |
Вариант 2 | Для изготовления керамики |
Вариант 3 | В качестве топлива |
Вариант 4 | В огнетушителях |
Вариант 5 | Для изготовления стекла |
Вариант 6 | Для приготовления газированных напитков |
Вариант 7 | Для производства цемента |
Вариант 8 | Для получения «сухого льда» |
Вариант 9 | Для получения мыла |
Вариант 10 | В быту как моющее средство |
А) СО | В) SiO2 |
Б) СО2 | Г) Na2CO3 |
Ответы
- Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения.
Вариант 1 | SiO2 → K2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 |
Вариант 2 | Ca(HCO3)2 → CaCO3 → CaO → Ca(OH)2 |
Вариант 3 | Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 |
Вариант 4 | Si → Mg2Si → SiH4 → SiO2 |
Вариант 5 | C → CO2 → Na2CO3 → NaNO3 |
Вариант 6 | CO2 → CaCO3 → NaHCO3 → Na2CO3 |
Вариант 7 | CO2 → Na2CO3 → CaCO3 → Ca(NO3)2 |
Вариант 8 | SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → K2SiO3 |
Вариант 9 | Na2SiO3 → H2SiO3→SiO2→Si |
Вариант 10 | CaCO3 → CO2 → NaHCO3 → Na2CO3 |
Предварительный просмотр:
Решение расчетных задач на вычисление объема газообразного продукта реакции, полученного из вещества, содержащего примеси. Подготовка к к.р.
Задача: Вычислить объём оксида углерода (IV), получившегося при обжиге 300 г известняка (СаСО3), содержащего 10 % примесей.
1. Записываем краткое условие задачи | Дано: W примесей = 10% m известняка = 300 г ____________________ Найти: V(CO2) = ? |
2. Рассчитать массу чистого СаСО3, содержащегося в известняке. | w(CaCO3) = 100% - 10% = 90% или 0,9; m(CaCO3) = m (известняка)×W(CaCO3)= 300×0,9=270 г |
3. Находим по ПСХЭ молярные массы | M(CaCO3) = 40 +12 + 3 · 16 = 100 г/моль |
4. Находим количество вещества реагента по формулам | ν(CaCO3) = 270 г / 100(г/моль) = 2,7 моль |
5. Запишем УХР. Расставим коэффициенты. Под формулами напишем стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции. | СаСО3 = СаО + СО2 1 моль 1 моль |
6. По УХР вычисляем количество вещества и объём продукта реакции | По УХР: ν(СаСО3)/ ν(СО2) = 1/1, следовательно, ν(СО2) = 2,7 моль V(СО2) = ν · Vm = 2,7 моль ×22,4 л/моль =60,48 л |
Задачи для решения
№1. Какой объём углекислого газа выделится при обжиге известняка массой 200 г, содержащего 10% примесей?
№2. Какой объём углекислого газа получится при взаимодействии соляной кислоты с мрамором массой 400 г, содержащим 2% примесей
№3. Какой объём углекислого газа получится при взаимодействии серной кислоты с 300г карбоната магния, содержащего 5% примесей
Предварительный просмотр:
Контрольная работа № 3 по теме:
«Неметаллы»
9 класс
I вариант
Задание №1
Закончите уравнения химических реакций:
S + O2 =
Si + NaOH + H2O =
P + Mg =
NH3 + O2 =
MnO2 + HCl (конц.) =
Задание №2
Осуществите превращения:
С → Al4C3 → CH4 → CO2 → C → NO2 → HNO3 → Сu(NO3)2
Превращение (C → NO2) разберите электронным балансом.
Задание №3
Даны вещества: HBr, Na2S, MnO2, Cl2. Приведите четыре уравнения реакций между этими веществами.
Задание 4
Закончите схему реакции:
Сu + H2SO4 (конц) =
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Задание №5
Определите массу осадка, образующегося при взаимодействии 400 г 15,6%-ного раствора сульфида натрия с избытком нитрата свинца.
Контрольная работа № 3 по теме:
«Неметаллы»
9 класс
II вариант
Задание №1
Закончите уравнения реакций:
NH3 + HBr =
H2S + O2 (избыток) =
SO2 + О2 (в прис. катализатора) =
О2 + Р =
KBr + Cl2 =
Задание №2
Осуществите превращения:
N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → Cu(NO3)2 → NaNO3 → HNO3
Превращение (HNO3 → Cu(NO3)2) разберите электронным балансом.
Задание №3
Даны вещества: H2SO4, CuO, NaOH, Si. Приведите четыре уравнения реакций между этими веществами.
Задание №4
Сu + H2SO4 (конц) =
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Задание №5
Определите массу 19,6%-ного раствора серной кислоты, которая потребуется для получения 11,65 г сульфата бария.
Контрольная работа № 3 по теме:
«Неметаллы»
9 класс
III вариант
Задание №1
Закончите уравнения реакций:
NH3 + О2 (без катализатора) =
KMnO4 =
NH4NO3 =
О2 + РH3 =
NO2 + H2O + O2 =
Задание №2
Осуществите превращения:
Ca3(PO4)2 → P → Na3P → PH3 → H3PO4 → NH4H2PO4 → Na3PO4 → Ag3PO4
Превращение (Ca3(PO4)2 → P) разберите электронным балансом, превращение Na3PO4 → Ag3PO4) разберите как РИО.
Задание №3
Даны вещества: H2S, SO2, CaO, O2. Приведите четыре уравнения реакций между этими веществами.
Задание №4
Al + H2SO4 = S + ? + ?
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Задание №5
Через 243 г 10%-ного раствора бромоводорода пропустили 4,48 л (н.у.) хлора. Определите массу полученного брома.
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
календарно тематическое планирование учебного материала, для спец.группы.Програ спец. группы.Программа по настольному теннису.Программа по баскетболу
В специальной медицинской группе должно быть не меньше 12 человек. 5-8 класс и 9-11класс.(Две возрастные групы)...
![](/sites/default/files/pictures/2012/02/05/picture-55930.jpg)
Календарно-тематическое планирование учебного материала по математике 6 класса
Планирование составлено на основе:Федерального компонента государственного Стандарта основного общего образования по математике;Программы для общеоразовательных школ, гимназий, лицеев: Математик...
![](/sites/default/files/pictures/2012/04/17/picture-78704.jpg)
Календарно-тематическое планирование учебного материала по русскому языку в 8 классе.
КТП к учебнику «Русский язык 8» Л.А. Тростенцовой и др. (105ч.) Прилагаются КИМы....
![](/sites/default/files/pictures/2014/01/10/picture-373358-1389376033.jpg)
Календарно - тематическое планирование учебного материала на 2014-2015 учебный год для индивидуального обучения на дому, ученика 7 класса.
Данная программа выполняет две основных функции. Информационно-методическая функция позволяет всем участникам образовательного процесса получить представление о целях, содержании, общей стратегии обуч...
![](/sites/default/files/pictures/2015/11/08/picture-704948-1446987782.jpg)
Календарно-тематическое планирование учебного материала по физике в 7 классе по учебнику А.В. Перышкина «Физика 7» на 2015 – 2016 учебный год (2 часа в неделю, всего 70 часов)
Календарно-тематическое планирование учебного материала по физике в 7 классе по учебнику А.В. Перышкина «Физика 7» на 2015 – 2016 учебный год(2 часа в неделю, всего 70 часов)...
![](/sites/default/files/pictures/2015/11/08/picture-704948-1446987782.jpg)
Календарно-тематическое планирование учебного материала по физике в 8 классе по учебнику А.В. Перышкина «ФИЗИКА 8» на 2015-2016 учебный год ( 2 часа в неделю, всего 70 часов)
Календарно-тематическое планирование учебного материалапо физике в 8 классепо учебнику А.В. Перышкина «ФИЗИКА 8» на 2015-2016 учебный год( 2 часа в неделю, всего 70 часов)...
![](/sites/default/files/pictures/2015/11/08/picture-704948-1446987782.jpg)
Календарно-тематическое планирование учебного материала по физике в 10 классе на 2015-2016 учебный год по учебнику Г.Я. Мякишева, Б.Б. Буховцева, Н.Н. Сотского ( 3 часа в неделю, всего 105 часов) МЕХАНИКА (45 час)
Календарно-тематическое планирование учебного материалапо физике в 10 классена 2015-2016 учебный годпо учебнику Г.Я. Мякишева, Б.Б. Буховцева, Н.Н. Сотского( 3 часа в неделю, всего 105 час...