Для подготовки к ГИА

Опубликовано 11.12.2022 - 14:54 - Балдакова Татьяна Батуевна

На этой странице размещены материалы для подготовки к ГИА

Открытый банк заданий ОГЭ - https://fipi.ru/oge/otkrytyy-bank-zadaniy-oge#!/ta...

Открытый банк заданий ЕГЭ - https://fipi.ru/ege/otkrytyy-bank-zadaniy-ege#!/ta...

Скачать:

Вложение	Размер
Соли и их классификация	159 КБ
Кислоты, их классификация и свойства в свете ТЭД	182.5 КБ
Основные положения теории окислительно – восстановительных реакций.(ОВР)	63.5 КБ
Поведение типичных окислителей и восстановителей в различных средах - таблицы особенно полезны при решении заданий С1 из ЕГЭ.	22.25 КБ
Опорные схемы по металлам побочных подгрупп	99 КБ
Опорные схемы по металлам главных подгрупп	223.5 КБ
Основные реакции в органической химии	125.5 КБ
hi-11_ege_2023_demo.pdf	922.75 КБ
hi-11_ege_2023_kodif.pdf	689.83 КБ
hi-11_ege_2023_spets.pdf	386.99 КБ

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Слайд 1

Соли, их классификация и свойства

Слайд 2

Классификация солей… … по растворимости Соли Растворимые в воде Нерастворимые в воде … по строению Соли Средние Кислые Основные

Слайд 3

Средние соли Сульфат меди ( II) Хлорид натрия Карбонат кальция Нитрат алюминия Это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Слайд 4

Кислые соли Гидро карбонат меди ( II) С u(HCO 3 ) 2 Гидро сульфат алюминия AI(HSO 4 ) 3 Это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Слайд 5

Основные соли Гидроксо карбонат меди ( II) Гидроксо хлорид алюминия Это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток

Слайд 6

Химические свойства средних солей 1) Соль1 + кислота1 → соль2 + кислота2 2) Соль1 + щелочь → соль2 + основание 3) Соль1 + соль2 → соль3 + соль4 (1,2,3 – если продукт газ или осадок) 4) Соль1 + МЕ1 → соль2 + МЕ2 - Ме вытесняет из соли правее стоящий Ме в ряду напряжений - Ме не щелочной и не щелочноземельный - Обе соли должны быть растворимые

Слайд 7

Закрепление § 42 упр. 2 (а,б,в)

Слайд 8

Задание на дом Учить запись в тетради § 41, Упр.1(письменно)

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Слайд 1

Кислоты, их классификация и свойства в свете ТЭД 8 класс

Слайд 2

Вспомним Повторим Проверим Закрепим Выучим

Слайд 3

Вспомним В каких трёх случаях реакции ионного обмена идут до конца? а) если образуется б) если образуется в) если образуется осадок газ малорастворимое вещество или вода

Слайд 4

Вспомним 2) В каком случае продуктом реакции является газ? а) если образуется б) если образуется в) если образуется Н 2 SO 3 Н 2 CO 3 NH 4 OH

Слайд 5

1. Сильные электролиты записываем в виде ионов (с учетом индексов и коэффициентов) Повторим алгоритм составления ионных уравнений Например: 3 H 2 SO 4 = 6H + 3SO 4 + 2- 2 . Формулы слабых электролитов (в том числе вода), нерастворимых и газов записывают в молекулярной форме (т.е. не расписывают в виде ионов)

Слайд 6

3. Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз ( ↓), а если – газ, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх (↑) Например: BaSO 4 ↓ CO 2 ↑

Слайд 7

Алгоритм составления ионных уравнений 1) Записать уравнение, уравнять 2) Подчеркнуть сильные электролиты, отметить осадки или газ 3) Записать полное ионное уравнение, а затем сокращенное

Слайд 8

Самостоятельная работа Задание 1 Закончите реакцию и рассмотрите ее в свете ТЭД Ва CI 2 + H 2 SO 4 → Задание2 Подберите молекулярное уравнение для ионного: 2Н + S = H 2 S + 2-

Слайд 9

Новый материал Как можно классифицировать кислоты? § 39 таблица «Классификация кислот» Кислоты, их классификация и свойства в свете ТЭД

Слайд 10

Химические свойства кислот Кислота + металл = соль + водород (реакция замещения) если: а) получается растворимая соль б) металл стоит в ряду напряжений до Н в) металл не щелочной и не Са, Ва, Sr 2) Кислота + оксид металла = соль + вода (реакция обмена)

Слайд 11

3) Кислота + основание = соль + вода (реакция обмена) 4) Кислота + соль = новая кислота + новая соль (реакция обмена) Если: А) образуется осадок или газ

Слайд 12

Закрепим § 39 упражнение 4

Слайд 13

Домашнее задание Читать §3 9 Учить химические свойства кислот !!! Упражнение1, 2, 3 после §3 9

Предварительный просмотр:

Сикорская О.Э.

Правила вычисления степени окисления:

Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю.
В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю, для сложных ионов эта сумма равна заряду иона.
Степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH2), равна +1, в гидридах металлов степень окисления водорода равна -1.
Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2, исключения фторид кислорода F2O+2 ,и пероксиды, содержащие группу –О – О– , в которой степень окисления кислорода -1.
Степень окисления у металлов всегда положительна, и для металлов главных подгрупп равна номеру группы.

Основные положения теории окислительно – восстановительных реакций.(ОВР)

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При этом степень окисления понижается.
Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.
Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При этом степень окисления повышается.
Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. В ОВР число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем, то есть соблюдается электронный баланс.

Структура периодической системы.

Пусть зимний день с метелями

Не навевает грусть —

Таблицу Менделеева

Я знаю наизусть.

Зачем ее я выучил?

Могу сказать зачем.

В ней стройность и величие

Любимейших поэм.

Без многословья книжного

В ней смысла торжество.

И элемента лишнего

В ней нет ни одного.

В ней пробужденье дерева

И вешних льдинок хруст.

Таблицу Менделеева

Я знаю наизусть.

Н. Глазков

Периодическая система состоит из периодов и групп.

Период - это ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомной массы, который начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Периодов всего 7.

1,2,3 – малые, так как состоят из одного ряда, 4,5,6 – дольшие, так как состоят из двух рядов, 7 – незавершенный, так как пока нет инертного газа, указавшего на завершение этого периода.

Группа – это вертикальный столбец системы. Групп всего 8. Каждая группа делится на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов, а побочная – только больших.

Порядковый номер элемента показывает заряд ядра, число электронов, протонов. Число нейтронов равно атомная масса минус порядковый номер.

Номер периода показывает число энергетических уровней.

Номер группы (для элементов главных подгрупп) показывает число электронов на последнем уровне.

Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными массами.

Изобары – атомы с одинаковой массой, но разными зарядами ядра.

В пределах периода с ростом порядкового номера металлические свойства уменьшаются, а неметаллические усиливаются, так как:

1. увеличиваются заряды атомных ядер,

2. увеличивается число электронов на внешнем уровне,

3. радиус атома уменьшается.

В пределах главной подгруппы с ростом порядкового номера металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают, так как:

1. увеличиваются заряды атомных ядер,

2. увеличивается число энергетических уровней,

3. увеличивается радиус атома.

Виды химической связи.

Химическая связь – взаимодействие между атомами, приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы.

Причины образования связи: стремление системы к минимуму энергии и стремление атомов к завершению внешнего энергетического уровня (он содержит 8 электронов).

Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами. Она возникает между атомами металлов ( а также NH4 +) и неметаллов.

При образовании ионной связи атом металла отдает свои валентные электроны (электроны с внешнего уровня) атому неметалла, при этом каждый атом завершает свой внешний уровень.

К веществам с ионной связью относятся: щелочи, соли, некоторые оксиды и гидриды металлов.

Вещества с ионной связью образуют кристаллы с ионной кристаллической решеткой. Физические свойства: тугоплавкие, нелетучие, твердые, но хрупкие, растворимы в воде, растворы и расплавы проводят ток.

Ковалентная связь – это связь между атомами, возникающая за счет образования общих электронных пар. Она возникает между атомами неметаллов. Если они одинаковые, то связь ковалентная неполярная, а если разные, то ковалентная полярная.

При кристаллизации веществ с ковалентной связью образуются два типа кристаллических решеток:

Атомная по физическим свойствам это твердые, тугоплавкие, нелетучие, нерастворимые вещества. Например, алмаз, графит(С), кремний, бор, карборунд(SiC), кварц (SiO2), карбиды, силициды.
молекулярная по физическим свойствам это летучие, хрупкие вещества с низкой температурой плавления и кипения. Например, углекислый газ (СО2), лед, хлор, кислород, азот, нафталин, глюкоза, сахароза и другие органические вещества.

Металлическая связь возникает между атомами металлов. Для них характерна металлическая кристаллическая решетка. По физическим свойствам это тепло- и электропроводные вещества, пластичные, с металлическим блеском.

Водородная связь это связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы отрицательно поляризованными атомами (F,O, N) другой молекулы. Водородная связь бывает межмолекулярная и внутримолекулярная.

Межмолекулярная водородная связь характерна для воды, спиртов, карбоновых кислот, фтороводорода.

Внутримолекулярная водородная связь характерна для белков, ДНК и РНК.

Химическое равновесие и условия его смещения.

Химическое равновесие – это состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.(концентрации веществ при этом могут быть и не равными)

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказать внешние воздействие, то равновесие сместится в сторону реакции ослабляющей это воздействие.

На смещение равновесия влияют:

Температура. При повышение температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (-Q). При понижение температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции (+Q).
Концентрация. Повышение концентрации одного из веществ вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, в которой это вещество расходуется.
Давление (только для газообразных веществ). Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, в которой уменьшается число молей газов(т.е уменьшается объем газов).
Катализатор не влияет на химическое равновесие, он только способствует его более быстрому достижению.

Основные положения теории Бутлерова:

Атомы в молекулах соединяются не беспорядочно, а строго в соответствии с их валентностью.
углерод в органических веществах всегда четырех валентен и образует цепи: прямые, разветвленные и замкнутые.
Свойства веществ зависят не только от того какие атомы и в каком количестве входят в состав молекулы, но и от порядка их соединения.
атомы и группы атомов влияют друг на друга взаимно обуславливая химическую активность и реакционную способность.
химическое строение может быть установлено путем анализа или синтеза.
у каждого вещества только 1 структурная формула.

Изомеры – это вещества, имеющие одинаковый состав, но различающиеся по строению и свойствам.

Виды изомерии.

Структурная:

Изомерия углеродного скелета
Изомерия положения кратной связи или функциональной группы
Межклассовая (если одинаковые общие формулы классов)

Пространственная изомерия :

1.Геометрическая (цис-, транс- изомерия),

2. оптическая изомерия.

Гомологи – это вещества имеющие сходное строение и сходные свойства, но различающиеся по составу на одну или несколько групп – СН2- (гомологическая разность).

Валентные состоянии атома углерода.

Гибридизация – это выравнивание электронных облаков по форме и энергии.

Первое валентное состояние(sр3 - гибридизация) участвуют облака одного S и трех р – электронов. Угол между облаками составляет 109о 28′ , длина связи между атомами углерода – 0,154 нм, форма расположения электронных облаков в пространстве – тетраэдр. Эта гибридизация возможна у тех атомов углерода, которые связаны с другими атомами только простыми σ- связями.

Второе валентное состояние(sр2 - гибридизация) участвуют облака одного S и двух р – электронов. Угол между облаками составляет 120о ′ , длина связи между атомами углерода – 0,134 нм, форма расположения электронных облаков в пространстве – плоский треугольник. Эта гибридизация возможна у тех атомов углерода, которые связаны с другими атомами двойной связью, состоящей из одной σ- и одной π- связей.

Третье валентное состояние(sр - гибридизация) участвуют облака одного S и одного р – электронов. Угол между облаками составляет 180о, длина связи между атомами углерода – 0,12 нм, форма расположения электронных облаков в пространстве – линейная. Эта гибридизация возможна у тех атомов углерода, которые связаны с другими атомами тройной связью, состоящей из одной σ- и двух π- связей.

Типы химических реакций в органической химии.

Замещение(S) – реакция в ходе которой атом или группа атомов в субстрате заменяется на атом или группу атомов реагента. В основном протекает по радикальному механизму.
Присоединения (А) – реакция в ходе которой у молекуле субстрата присоединяются атом или группа атомов реагента. В субстрате должна быть кратная связь.

Различают следующие реакции присоединения :

а) гидрирование (+Н2)

б) гидратации(+Н2О)

в) галогенирования (+Г2)

г) гидрогалогенирования (+НГ)

д) полимеризации – присоединение большого числа одинаковых молекул.

Протекают по ионному механизму.

Отщепления(элиминирования)(Е)- реакция, в ходе которой от молекулы субстрата отщепляется 2 атома или 2 группы атомов.

Различают следующие реакции отщепления :

а) дегидрирование (-Н2)

б) дегидратации(-Н2О)

в) дегалогенирования (-Г2

) г) дегидрогалогенирования (-НГ)

д) крекинг деление молекулы пополам (по числу атомов углерода) протекает по ионному механизму.

Изомеризация реакции образования изомеров.
Окисление

Предварительный просмотр:

Поведение типичных окислителей.

Окислители	Восстановленная форма
	Кислая среда (Н+)	Нейтральная среда (Н2О)	Щелочная среда (ОН-)
Перманганаты, Mn	Mn2+ + H2O	MnO2 + щелочь	MnO42- + H2O
Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72-	Cr3+	Cr(OH)3	[Cr(OH)6]3-
Озон, О3	Н2О + О2	ОН - + О2
Галогены, F2, Cl2, Br2, I2	F -, Cl -, Br -, I -
25. Оксокислоты, хлора, брома и их соли: HClO, HBrO, HClO3,HBrO3	Cl -, Br -
6. Кислород, О2	O2-
7. Сера, S	S2-
8. Оксид серы (VI), SO3	SO2
9. Оксид серы (IV), SO2	S
10. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2-	NO N2 (с солями аммония)
11. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3,	NO N2 NH3
12. Нитраты, NO3-	NO2- ( в расплавах) NH3 (с сильными восстановителями)
13. Катионы, Fe3+, Cu2+	Fe2+, Cu+
14. Манганат ион MnO4 2-	Mn2+ + H2O	MnO2 + щелочь
15. Пероксид водорода, Н2О2	Н2О	ОН -

Поведение типичных восстановителей.

Восстановители	Окисленная форма
Восстановители	Кислая среда (Н+)	Нейтральная среда (Н2О)	Щелочная среда (ОН-)
1. Металлы , М	М+, М2+, М3+
2. 2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al	М2+, М3+		[Zn(OH)4]2-, [Al(OH)4]-, (раствор) ZnO22-, AlO2- (сплавление)
3. Углерод, С		СО (при высокой температуре)
4. Оксид углерода (II), СО		СО2
5. Сера, S	SO2, SO42-		SO32-
6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2-	S SO2(при обжиге) H2SO4, SO42-
7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3)	SO3 (в газовой фазе) H2SO4, SO42-(Na2SO4)
8. Фосфор, Р, фосфин РН3, фосфиты РО33-	Р2О5( в газовой фазе) Н3РО4, РО43-
9. Аммиак, NH3	N2 NO (каталитическое окисление)
10.Азотистая кислота, HNO2, нитриты NO2-(KNO2)	HNO3 NO3-(KNO3)
11. Галогеноводороды, кислоты HCl, HBr, HI и их соли	Cl2, Br2, I2
12. Катионы Cr3+	Cr2O72 -		CrO42 -
13. Катионы Fe2+, Cu+	Fe3+, Cu2+		Fe(OH)3,Cu(OH)2 FeO42-(очень сильные окислители)
14. Катионы Mn2+	MnO4-	MnO2	MnO42-
15.MnO2	MnO4-		MnO42-
16. Пероксид водорода, Н2О2	О2 + Н+	О2 + Н2О

Предварительный просмотр:

Общая характеристика металлов главных подгрупп Ι - ΙΙΙ групп в связи с их положением в ПС химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов

Положение в ПС

Строение атома

Ме +n….﴿﴿﴿ внешний слой от 1 до 3-х электронов

RaMe >RaHeMe

Окислительно-восстановительные свойства

Me0 - ne → Ме +n (реакция окисления)

Изменение восстановительных свойств металлов в ПС

СО - 0,+1,+2,+3

Строение молекулы

(тип связи, тип кристаллической решетки)

Химические свойства

Составить реакции, указать окислитель, восстановитель

Классификация металлов

Общая характеристика d- металлов Cu, Zn,Cr, Fe

Строение атома

+24Cr﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s13d5	СО - 0,+2,+3, +6
+26Fe ﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d6	СО - 0,+2,+3, +6
+29Сu ﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s13d10	СО - 0,+1,+2
+30 Zn ﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d10	СО - 0,+2

RaMe d-элементов меняется незначительно

ОТЛИЧИЕ в строении от элементов главных подгрупп - ?

Химические свойства определяются участием в реакциях электронов

s- и d- оболочек.

d-элементы обладают характерными свойствами:

переменные состояния окисления;

способность образовывать комплексные ионы;

образование окрашенных соединений

Соединения металлов

Химические свойства

	Zn	Cr	Fe		Сu
Восст. способность
+ О2	Медленно окисляются при обычной t и при нагревании
+ H2O	При t выделяется Н2 и образуются оксиды				Н2 из Н2О не выделяет
Взаим. с кислотами	Вытесняют Н2 из разб. Кислот (кроме НNO3)				Не вытесняет Н2 из разб. кислот
					Реагирует с конц. НNO3 и H2SO4
Способы получения	Восстановление углем, оксидом углерода (ΙΙ), алюмотермия, электролиз водных растворов солей
Нахождение в природе	Только в соединениях			В соединениях и в свободном виде

Физические свойства

Твердые, пластичные, тепло- и электропроводные, имеют металлический блеск.

Химические свойства

Zn + O2 → ?

Cu + O2 → ?

Fe + O2 → ?

Zn + Cl2 → ?

Cu + Cl2 → ?

Fe + Cl2 → ?

Zn + H2O ?

Cu + H2O →?

Fe + H2O ?

Zn + HCl → ?

Cu + HCl → ?

Fe + HCl → ?

Cr + HCl → ?

Cu + H2SO4 (конц) → Cu SO4 + SO2↑ + …

Cu + НNO3 (конц) → Cu(NO3)2 + NO2↑ + …

Cu + НNO3 (разб) → Cu(NO3)2 + NO↑ + …

Zn + NaOH → Na2ZnO2 + H2↑

Zn + NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2 ↑

Zn + H2SO4→ Zn SO4 + SO2↑ + …

Zn + H2SO4→ Zn SO4 + H2S↑ + …

Zn + H2SO4→ Zn SO4 + S↓ + …

Дописать реакции, указать окислитель, восстановитель

Предварительный просмотр:

Общая характеристика металлов Ι главной подгруппы - Щелочные металлы

Строение атома элемента и распространение в природе

Ι группа ПС

+3Li ﴿﴿	1s22s1
+11Na ﴿﴿﴿	1s22s22p63s1
+19K ﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s1
+37Rb﴿﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p65s1
+55Cs ﴿﴿﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1

Me0 - 1e → Me+1, сильные восстановители, СО = 0, 1

Основные природные соединения		Распространение
Li	Li2OAl2O34SiO2	(28 место), 3,2*10-3 % по m
Na	NaСl, Na2SO4 10H2O, NaСl KСl	(6 место), 2,5% по m
K	KСl, NaСl* KСl, KСlMgCl2 6 H2O	(7 место), 2,5% по m
Rb	В качестве примесей в минералах калия	(20 место), рассеян,1,5*10-2 % по m
Cs	4Cs2O* 4Al2O318SiO22 H2O	редкий металл, 3,7*10-4 % по m

Строение и физические свойства

Все элементы существуют в виде твердых металлов.

Высокая тепло - и электропроводность, пластичны;

Низкие tпл.; tкип; ρ

tпл. Li =189,50 C; tкип Li. =13170 C; ρL i= 0,534г/см

tпл. Na =97,830 C; tкип. Na = 882,90 C; ρNa = 0,968г/см

tпл. K =63,550 C; tкип. K = 7600 C; ρK = 0,962г/см

tпл. Rb =38,90 C; tкип. Rb =7030 C; ρRb =1,525г/см

tпл. Сs =28,50 C; tкип. Сs = 7050 C; ρСs = 1,90г/см

Соединения окрашивают пламя:

Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами

2Ме + Г2 → 2МеГ

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

2Ме+ H2 → 2МеH (гидриды)

2Ме + S → Ме2S (сульфиды)

3Ме +P → Ме3P (фосфиды)

2Ме + N2 → Ме3N (нитриды)

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

С кислородом литий образует оксид, остальные металлы - пероксиды.

4Li + O2 → 2 Li2O; 2 Na + O2 → Na2O2;

Взаимодействие со сложными веществами

С водой 2Ме+ H2O → 2Ме OH + H2 ↑(указать окислитель, восстановитель);

C кислотами - сильными окислителями

8 Na + 10 HNO3( конц) → 8 NaNO3 + N2O↑ + 5 H2O

8 Na + 5 H2SO4( конц) → 4 Na2SO4 + H2S↑ + 4 H2O

(указать окислитель, восстановитель)

Применение

Соли Na, K( KСl, KNO3, NaNO3) широко используются в качестве удобрений

Расплавы К и Na - в качестве теплоносителя в атомных реакторах и в авиационных двигателях.

Пероксиды К и Na - используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации воздуха

2Na2O2+2CO2 →2Na2 CO3 + O2↑;Na2O2 +2KO2+ 2CO2 →Na2CO3 +K2CO3 + 2O2↑

Na служит катализвтором в производстве каучука

Получение

Электролиз расплавов солей или щелочей

2Ме Cl →эл. ток→ 2 Me + Cl2↑; 4МеOH →эл. ток→ 4 Me + O2↑ + 2 H2O

Калий получают, вытесняя его избытком натрия из расплавов хлорида или гидроксида KСl + Na → NaCl + K,

KOH + Na → NaOH + K

Франций - радиоактивный химический элемент, наименее устойчивый из всех радиоактивных химических элементов, встречающихся в природе.

Общая характеристика металлов ΙΙ главной подгруппы

Строение атома элемента и распространение в природе

ΙΙ группа ПС

+4Be ﴿﴿	1s22s2	У С И Л Е Н И Е	? ? ? ? ?
+12Mg ﴿﴿﴿	1s22s22p63s2
+20Ca﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s2
+38Sr﴿﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p65s2
+56Ba ﴿﴿﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2

Me0 - 2e → Me+2, сильные восстановители, СО - 0,+2

Основные природные соединения		Распространение
Be	3BeOAl2O36SiO2- берилл	Редкий элемент 3,8*10-4 % по m
Mg	2MgOSiO2 - магнезит, MgCO3CaCO3-доломит	(8 место) 1,87% по m
Ca	CaCO3 -кальцит, MgCO3*CaCO3-доломит, СаF2 -флюорит	(5 место) 2,96 % по m
Sr	SrCO3 - стронцианит SrSO4 - целестин	(16 место) 3,4 *10-2 % по m
Ba	BaCO3 - витерит, ВаSO4 - барит	6,5 *10-2 % по m

Физические свойства

Соединения окрашивают пламя:

Химические свойства(Mg, Ca, Sr, Ba)

Взаимодействие с простыми веществами

Ме + Г2 → МеГ2

Ме + H2 → МеH2 (гидриды)

Ме + S → МеS (сульфиды)

3Ме+2P → Ме3P2 (фосфиды)

3Ме+ N2 → Ме3N2 (нитриды)

2Me + O2 → 2 MeO; (оксиды)

(написать соответствующие реакции, указать окислитель, восстановитель);

Взаимодействие со сложными веществами

С водой Ме+ 2H2O → 2Ме(OH) 2 + 2H2 ↑(указать окислитель, восст - ль);

C кислотами - сильными окислителями

4 Ca + 10 HNO3( конц) → 4 Ca(NO3)2+ N2O↑ + 5 H2O

4 Ca + 10 HNO3(разб.)→ 4 Ca(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O

4Ca + 5 H2SO4( конц) → 4 Na2SO4 + H2S↑ + 4 H2O

(указать окислитель, восстановитель)

Получение

Электролиз расплавов солей

2Ме Cl →эл. ток→ 2 Me + Cl2↑;

Mg - термическим способом MgO + C→ Mg + CO

Ca, Ba - алюмотермией( в вакууме) 3CaO +2Al → 3Ca + Al2O3

4BaO + 2Al→ 3Ba + Ba(AlO2)2

Применение

Радий - радиоактивный химический элемент

Общая характеристика металлов ΙΙΙ главной подгруппы на примере (Алюминия)

Строение атома элемента и распространение в природе

ΙΙ группа ПС

+5B ﴿﴿	1s22s22p1	У С И Л Е Н И Е	? ? ? ? ?
+13Al ﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p1
+31Ga﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p1
+49In﴿﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p65s25p1
+81Tl ﴿﴿﴿﴿﴿﴿	1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p64f146s25d106p1

Me0 - 3e → Me+3, восстановители, СО - 0,+3

Основные природные соединения Al

Распространение

Только в виде соединений

Алюмосиликаты: K[AlSi3O8], Na[AlSi3O8],

Ca[Al2Si2O8]

(3 место после О и Si и первое среди металлов)

8,05 % по m

Физические свойства

Алюминия

Химические свойства Al

Взаимодействие с простыми веществами

2Al + 3Г2 → 2AlГ3(галогенид); 2Al + 3S → Al2S3(сульфид)

2Al+ N2 → 2AlN(нитрид); 4Al+ 3C → Al4C3(карбид)

4Al + 3O2→ 2 Al2O3

Взаимодействие со сложными веществами

С водой 2Al +6 H2O→ 2Al(OH)3 + 3 H2↑ (после разрушения оксидной пленки)

C кислотами «неокислителями» 2Al + 6H+ → 2AL+3 + 3H2↑

C кислотами - НЕ РЕГИРУЕТ конц. HNO3

- при обычных условиях Al пассивируется конц. H2SO4 и и разб HNO3.

- при нагревании ведет как активный металл

8 Al+30 HNO3( разб) → Al(NO3)3 + 3 NH4NO3+9H2O

8 Al+15 H2SO4( конц) → 4 Al2(SO4)3 + 3H2S↑ + 12H2O

(указать окислитель, восстановитель)

Взаимодействует со щелочами - АМФОТЕРЕН

2Al + 3NaOH + 2H2O→ 2Na AlO2 + 3 H2↑ или

2Al + 6NaOH + 6H2O→ 2Na3[Al(OH)6] + 3 H2↑

Радий - радиоактивный химический элемент

Предварительный просмотр:

Реакции в органической химии
1	Декарбоксилирование	1	СH3COONa +NaOHCH4+Na2CO3 C6H5COONa +NaOHC6H6 + Na2CO3 3) Нагревание Сa и Ba солей карбоновых кислот →кетон на один «С» короче + карбонат металла: (CH3COO)2Ca CH3COCH3+ CaCO3






2	«Метановый» способ получения ацетилена (крекинг метана)	2	2СH4 C2H2 + 2H2
3	Реакция Вюрца (увеличение углеродной цепи)	3	2CH3Cl +2Na С2Н6+ 2NaCl


4	Электролиз растворов солей карбоновых кислот	4	2СН3СООNa+ 2H2O С2Н6+2CO2+H2+2NaOH 2RCOONa +2 H2O R-R+2CO2+H2+2NaOH
4	Электролиз растворов солей карбоновых кислот	4
5	Нитрование	5	SR СH4+HNO3(10%) CH3NO2 +H2O (реакция Коновалова) SЕ +HNO3C6H5NO2+ H2O нитробензол+ HNO31,3-динитробензол+ H2O 1,3-динитробензол+ HNO31,3,5-тринитробензол+ H2O
5	Нитрование	5
6	Дегидрирование	6	алкан→алкен+Н2 алкен→алкин+Н2 алкен→алкадиен + Н2 бутан бутадиен +2Н2 2-метилбутан→изопрен(2-метилбутадиен-1,3)+ 2Н2
7	Гидрирование	7	алкен +Н2→алкан алкин +Н2→алкен
8	Галогенирование	8	SR СH4+Cl2 CH3Cl +HCl Реакция идет в три стадии: 1.зарождение цепи 2. рост цепи 3. обрыв цепи. АЕ алкен+Br2→дигалогеналкан (Обесцвечивание бромной воды) Качественная реакция на двойную связь АR бензол+Cl2гексахлорциклогексан SE бензол+Cl2 хлорбензол O O CH3CH2–C + Cl2 CH3CHCl–C + HCl OH OH (или на свету) O O R–C + PCl5 R–C + PОCl3 +HCl OH Сl
9	Гидрогалогенирование	9	С2Н4+ HCl→ C2H5Cl СН3– CH = СН2 + HCl→ СН3– CHCl–СН3 (по правилу Марковникова) СН3– CH = СН2 + HCl СН3– CH2–СНCl (против правила Марковникова) CH ≡C– CH= СН2 СН2= CHCl –CH= СН2 винилацетилен хлоропрен
10	Основные свойства спиртов	10	C2 H5OH+HCl→ хлорэтан + H2O
11	Галогензамещённые алканы + (водный р-р) NaOH	11	R-CCl3 + NaOH → R–COOH+ 3NaCl+ H2O R-CНCl2 + NaOH → альдегид R-CCl2-R1 + NaOH → кетон R-CН2Cl + NaOH → первичный спирт R-CН2Cl - R1+ NaOH →вторичный спирт
12	Дегидрогалогенирование галогеналканов дигалогеналканов	12	C2 H5Cl+ NaOHС2Н4+ NaCl +H2O C2 H4Cl2+NaOHС2Н3Cl+ NaCl +H2O C2 H3Cl+NaOHС2Н2+ NaCl +H2O
	Дегалогенирование		CH2Br – CH2– CH2Br + Zn→ циклоалкан + ZnBr2
13	Гидролиз карбидов (реакция Велера)	13	Al4C3 + H2O → СH4+Al(OH)3 СaC2 + H2O →C2H2 +Ca(OH)2
	Гидратация алкенов		СН3– CH = CH2+ H2O →пропанол-2 (по правилу Марковникова)
14	Реакция Кучерова	14	НС≡СН + НОН → [ Н2С=СН-ОН] → Н3С-СHO (гомологи ацетилена) → (кетоны): пропин+ H2Oацетон
15	Внутримолекулярная дегидратация спиртов (правило Зайцева)	15	Образуется aлкен (to >150) СН3– CH– CHOH–СН3 СН3– CH = CH– СН2 + H2O
16	Межмолекулярная дегидратация спиртов	16	Образуется простой эфир (to < 150)
17	Реакция Лебедева	17	2С2Н5ОН → Н2С=СН-СН=СН2 + Н2 +2Н2О
18	Получение сложных эфиров	18	Реакция этерификации(к-та+спирт)
19	Гидролиз сложных эфиров - кислотный (обратим) -щелочной (необратим)	19	сложный эфир+ H2O ↔ cпирт+ R–COOН сложный эфир+ NaOH → cпирт+ R–COONa соль карбоновой к-ты
20	Реакция Вагнера (мягкое окисление алкенов)	20	CH2 = CH2 +KMnO4+ H2O→ CH2OH – CH2OH+MnO2 + KOH
21	Окисление алкинов	21	НC≡CH+KMnO4+ H2O→оксалат калия+…. (оксалат калия+соляная кислота→H2C2O4(щавелевая кислота)+KCl) CH3–C≡C–CН3 +KMnO4+ H2O→бутандион+ ……
22	Качественная реакция на концевую тройную связь	22	CH3–C≡CH+ [Ag(NH3)2]OH→ CH3–C≡CAg↓ +2NH3+H2O НC≡CH+2[Ag(NH3)2]OH→ AgC≡CAg↓ +4NH3+2H2O или +NaNH2
23	Определение положение =связи (жёсткое окисление алкенов – в кислой среде)	23	СН3– CH = CH– СН2 – СН3+KMnO4+ H2 SO4→ CH3COOH + MnSO4 +K2SO4 +H2O
24	Первичный спирт↔альдегид ↔карбоновая кислота Вторичный спирт↔кетон	24	→ +[O] ← +[H]
25	Окисление альдегидов (в том числе, качественные реакции на альдегиды)	25	+ KMnO4 (или K2Сr2O7)+ H2 SO4 → карбоновая кислота +Ag2O → Ag↓+ карбоновая кислота Реакция «серебряного зеркала» + Cu(OH)2 Сu2O↓ + карбоновая кислота
26	Окисление гомологов бензола	26	толуол+ KMnO4 (или K2Сr2O7)+ H2 SO4→бензойная кислота+… этилбензол+ KMnO4 (или K2Сr2O7)+ H2 SO4→ бензойная кислота +CO2 +…
27	Реакции тримеризации	27	3C2H2 бензол 3CH3–C≡CH 1,3,5- триметилбензол
28	Димеризация ацетилена	28	2C2H2 CH2 = CH–C≡CH(винилацетилен)