11 класс

Левшина Светлана Владиславовна
Опубликовано 25.08.2013 - 15:22 - Левшина Светлана Владиславовна
Самостоятельные работы

Реакции в растворах

Концентрация растворов

Подготовка к контрольной работе по теме "Растворы"

Подготовка к итоговой работе по теме "Металлы"

Подготовка к итоговой работе по теме "Неметаллы"

Практикум по химии

Расчетные задачи по химии

Цепочки превращений

Презентации к урокам

Урок "Основные понятия и законы химии"

Урок "Периодический закон. Строение атома"

Урок "Неметаллы"

Скачать:

ВложениеРазмер
Microsoft Office document icon Самостоятельная работа по теме "Реакции в растворах". 11 класс33 КБ
Microsoft Office document icon Самостоятельная работа по теме "Концентрация растворов". 11 класс31.5 КБ
Microsoft Office document icon Задания для подготовки к контрольной работе по теме "Растворы". 11 класс38 КБ
Microsoft Office document icon Примерные задания итоговой работы по теме "Металлы". 11 класс38 КБ
Microsoft Office document icon Применые задания итоговой работы по теме "Неметаллы". 11 класс38.5 КБ
Microsoft Office document icon Практикум по химии. Расчетные задачи по химии. 11 класс79 КБ
Microsoft Office document icon Практикум по химии. Цепочки превращений. 11 класс45 КБ
Файл Урок 1-3. Основные понятия и законы химии1.22 МБ
Файл Урок 4-6. Периодический закон и Периодическая система химических элементов. Строение атома2.3 МБ
Файл Презентация по теме "Неметаллы: общая характеристика"1.84 МБ

Предварительный просмотр:

Реакции в растворах.

  1. Написать уравнения диссоциации электролитов: сернистая кислота, хлорид аммония, сульфат железа (III), хлорид гидроксомеди (II), гидрокарбонат натрия, перманганат калия, гидроксид цезия, гидроксид алюминия.
  2. Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной форме:
  1. NaHCO3 + CH3COOH →
  2. H2SO4 + CaCl2 →
  3. NaOH + H3PO4 →
  4. KCl + AgNO3 →
  1. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций между растворами веществ: а) нитрат серебра и бромид калия; б) хлорид магния и гидроксид кальция; в) хлорид меди (II) и гидроксид лития; г) нитрат бария и сульфат калия; д) нитрат кальция и карбонат натрия; е) фосфат калия и хлорид кальция; ж) хлорид аммония и гидроксид натрия; з) азотная кислота и гидроксид калия; и) сульфид калия и соляная кислота; к) силикат натрия и серная кислота; л) гидроксид железа (III) и серная кислота; м) карбонат натрия и уксусная кислота; н) оксид алюминия и азотная кислота; о) гидроксид цинка и гидроксид калия; п) углекислый газ и гидроксид натрия.
  2. Расставить коэффициенты методом электронного баланса:
  1. PbO2 + H2O2 → Pb(OH)2 + O2
  2. KClO3 + H2O2 → KCl + O2 + H2O
  3. KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O
  4. KMnO4 + K2SO3 + H2O → K2SO4 + MnO2 + KOH
  5. KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K2MnO4 + H2O
  6. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
  7. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
  8. FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl
  9. CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2
  10. KMnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
  11. Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
  1. Подвергаются ли гидролизу следующие соли: карбонат натрия, гидрокарбонат натрия, хлорид калия, сульфат меди (II), хлорид алюминия, хлорид железа (III), сульфид хрома (III), фосфат натрия? Написать схемы и уравнения гидролиза и указать характер среды.


Предварительный просмотр:

Концентрация растворов.

  1. К 200 г 15 % - ного раствора соли долили 100 г воды. Определить массовую долю соли в растворе после разбавления.
  2. Смешали 200 г 25 % - ного раствора и 300 г 10 % - ного раствора. Определить массовую долю растворенного вещества в полученном растворе.
  3. Определить массовую долю сахарозы в растворе, полученном из 125 г воды и 25 г сахарозы.
  4. Какую массу 5 % - ного раствора можно приготовить из 40 г поваренной соли?
  5. 500 г 20 % - ного раствора выпаривали, при этом испарилось 100 мл воды. Определить массовую долю вещества после выпаривания.
  6. 260 г глауберовой соли Na2SO4·10H2O растворили в 1 л воды. Определить массовую долю соли в полученном растворе.
  7. 14 % - ный раствор гидроксида натрия имеет плотность 1,15 г/см3. Определить молярную концентрацию раствора.
  8. Сколько литров аммиака нужно растворить в 100 г воды, чтобы получить 20 % - ный раствор?
  9. Молярная концентрация серной кислоты 0,5 моль/л. Какова массовая доля кислоты в растворе, если его плотность 1,03 г/мл?
  10. 120 мл раствора соли плотностью 1,5 г/мл выпаривали и получили 27 г сухого остатка. Определить массовую долю соли в исходном растворе.
  11. На нейтрализацию 40 г 20 % - ного раствора гидроксида натрия израсходовали 200 мл раствора соляной кислоты (плотность 1,025 г/мл). Определить массовую долю хлороводорода в растворе.
  12. Определить массу 10 % - ного раствора серной кислоты, который потребуется для взаимодействия с 2 г цинка.
  13. В 100 мл этилового спирта (плотность 0,8 г/мл) растворили 12 г йода. Определить массовую долю йода в растворе.
  14. Определить массы соли и воды, необходимые для приготовления 300 мл 25 % - ного раствора (плотность 1,4 г/мл).
  15. Вычислить объём раствора азотной кислоты с массовой долей 18 % и плотностью 1,1 г/мл, который можно получить из 50 мл 30 % - ного раствора (плотность 1,20 г/мл).


Предварительный просмотр:

11 класс Контрольная работа по теме «Растворы. Электролиты»

Вариант 1

  1. Из перечисленных оксидов в щелочах растворяется: 1) CaO; 2) Cr2O3; 3) MgO; 4) BaO
  2. При взаимодействии 1 моль гидроксида кальция и 2 моль ортофосфорной кислоты образуется:

1) дигидроортофосфат кальция;

2) гидроортофосфат кальция;
3) ортофосфат кальция;

4) ортофосфат гидроксокальция

  1. Гидросульфат алюминия образуется в результате реакции:

1) 2Al(OH)3 + 3H2SO4 →;

2) Al(OH)3 + H2SO4 →;
3) 2Al(OH)3 + H2SO4 →;

4) Al(OH)3 + 3H2SO4 →

  1. Сульфит гидроксокальция – это: 1) Ca(HSO3)2; 2) (CaOH)2SO3; 3) CaSO3; 4) (CaOH)2SO4
  2. Максимально возможное число солей, которые могут быть получены в реакции Cu(OH)2 + H3PO4 → , равно: 1) 3; 2) 4; 3) 5; 4) 6
  3. Число гидроксидов среди веществ H2SO4, Ni(OH)2, Fe2(SO4)3, Zn(OH)2, SO2, KOH, NaCl, H3PO4 равно: 1) 5; 2) 2; 3) 3; 4) 4
  4. Основная соль может быть получена в результате реакции:

1) NaOH + H2SO4 →;

2) KOH + H2SO4 →;

3) NaOH + H3PO4 →;

4) Ca(OH)2 + HCl →

  1. Сумма всех коэффициентов в молекулярных уравнениях реакций, соответствующих схеме превращений хлорид хрома (III) → гидроксид хрома (III) → сульфат хрома (III)

равна: 1) 15; 2) 20; 3) 17; 4) 18

  1. Сокращенное ионное уравнение Pb2+ + SO42- → PbSO4 соответствует реакции:

1) сульфида свинца (II) с серной кислотой;

2) гидроксида свинца (II) с серной кислотой;

3) оксида свинца (II) с серной кислотой;

4) нитрата свинца (II) с сульфатом аммония

  1. Сумма коэффициентов в ионном уравнении получения гидросульфида бария из гидроксида бария и сероводорода равна: 1) 4; 2) 6; 3) 8; 4) 10
  2. При образовании осадка ортофосфата железа (III) при взаимодействии хлорида железа (III) и ортофосфорной кислоты сумма коэффициентов в ионном уравнении реакции равна: 1) 4; 2) 6; 3) 8; 4) 10
  3. В водном растворе возможна реакция:

1) гидроксид калия + нитрат натрия;

2) гидрофосфат калия + гидроксид калия;

3) хлорид алюминия + соляная кислота;

4) нитрат железа (II) + хлорид калия

  1. Подвергается гидролизу соль: 1) сульфат натрия; 2) бромид калия; 3) сульфид натрия; 4) хлорид калия
  2. Увеличение концентрации ионов водорода в водном растворе происходит при гидролизе соли:

1) нитрита калия;

2) сульфита натрия;

3) нитрата хрома (III);

4) сульфата калия

  1. Гидролизу хлорида алюминия по первой ступени соответствует запись:

1) AlCl3 → Al3+ + 3Cl-;

2) Cl- + H2O → HCl + OH-;

3) Al3+ + H2O → AlOH2+ + H+;

4) AlOHCl + H2O → Al(OH)2Cl + HCl

  1. Концентрация гидроксид-ионов наибольшая в водном растворе соли:

1) хлорида калия;

2) карбоната натрия;

3) сульфата железа (III);

4) нитрата бария

  1. Из пречисленных реакций окислительно-восстановительными являются

Fe + S → FeS

Ag + H2S + O2 → H2O + Ag2S

NaOH + SO2 → NaHSO3

SO2 + O2 + H2O → H2SO4

NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

PH3 + O2 → P2O5 + H2O:

1) 2; 2) 3; 3) 4; 4) 5

  1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции KOH + Cl2→ KClO3 + … равна: 1) 16; 2) 17; 3) 18; 4) 19
  2. Сумма коэффициентов продуктов реакции KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + … равна: 1) 8; 2) 9; 3) 11; 4) 12
  3. Масса сульфата натрия, необходимая для приготовления 5 л 8 %-ного раствора (плотностью 1, 075 г/мл), равна: 1) 4300 г; 2) 43 г; 3) 430 г; 4) 4,3 г


Предварительный просмотр:

Итоговая работа по теме «Металлы»

(примерные задания)

  1. Распределение электронов на внешнем уровне атома алюминия: 1) 2,3; 2) 2,8,3; 3) 2,8,2; 4) 2,8,1
  2. С увеличением порядкового номера металла в главной подгруппе способность отдавать электроны: 1) увеличивается; 2) уменьшается; 3) не изменяется; 4) изменяется периодически
  3. С кислородом не взаимодействует: 1) Fe; 2) Zn; 3) Al; 4) Pt
  4. Наиболее энергично взаимодействует с водой: 1) магний; 2) кальций; 3) барий; 4) бериллий
  5. Железо взаимодействует с раствором:

1) хлорида алюминия;

2) хлорида меди;

3) хлорида цинка;

4) хлорида натрия

  1. Схеме Ме0 – nē → Меn+ соответствует реакция:

1) Mg + S = MgS;

2) Fe2O3 + 3H2 = 3H2O + 2Fe;

3) NaOH + HCl = NaCl + H2O;

4) MgO + CO2 = MgCO3

  1. Оксид металла образуются при взаимодействии с водой:

1) цинка; 2) бария; 3) натрия; 4) золота

  1. Соль образуется при реакции оксида лития с: 1) H2SO4; 2) H2O; 3) СO; 4) MgO
  2. Гидроксид калия взаимодействует с: 1) HNO3; 2) Mg(OH)2; 3) Li2O; 4) CO
  3. Амфотерным гидроксидом является: 1) Fe(OH)2; 2) Ca(OH)2; 3) Al(OH)3; 4) NaOH
  4. С кислотами и щелочами может взаимодействовать оксид:

1) бария; 2) лития; 3) алюминия; 4) железа (II)

  1. В алюминиевой посуде можно:

1) кипятить воду; 2) растворять сульфат меди (II); 3) хранить пищу

  1. Катионы Fe2+ в растворе можно обнаружить действием:

1) кислот; 2) щелочей; 3) фенолфталеином; 4) по цвету пламени

  1. Калий получают в промышленности восстановлением:

1) углеродом;

2) алюминием;

3) электролизом растворов солей;

4) электролизом расплавов солей

  1. Железо не реагирует с:

1) кислотами; 2) щелочами; 3) основными оксидами; 4) галогенами

  1. Хлорид железа (II) можно получить взаимодействием:

1) железа с хлором;

2) железа с соляной кислотой;

3) железа с хлоридом магния;

4) железа с хлоруглеродом

  1. Постоянную жесткость воды можно устранить:

1) кипячением; 2) добавлением соды; 3) добавлением известняка

  1. Коррозия сплава железа протекает быстрее в воде:

1) насыщенной кислородом;

2) дистиллированной;

3) жесткой;

4) насыщенной кислородом и углекислым газом

  1. Масса железной пластинки увеличится в растворе:

1) хлорида натрия; 2) хлорида кальция; 3) хлорида алюминия; 4) хлорида меди (II)

  1. Решить задачу. При взаимодействии растворов щелочи и хлорида железа (II) образовалось 18 г осадка, масса которого при стоянии на воздухе увеличилась на:

1) 1,7 г; 2) 1 г; 3) 3,4 г; 4) 1,6 г; 5) 4 г; 6) 34 г

  1. В цепочке превращений Ca → Ca(OH)2 → X → Ca(HCO3)2 вещество Х:

1) Ca; 2) CaO; 3) CaCO3; 4) CaCl2.

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления данных превращений, для ОВР написать схемы электронного баланса, для РИО – ионные уравнения.



Предварительный просмотр:

Итоговая работа по теме «Неметаллы»

(примерные задания)

  1. У атомов серы и кислорода одинаково:

1) число энергетических уровней; 2) атомная масса; 3) заряд ядра; 4) число валентных электронов.

  1. Сера является восстановителем в реакции:

1) H2 + S = H2S; 2) SO2 + H2O = H2SO3; 3) 2SO2 + O2 = SO3; 4) Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2.

  1. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции лития с серой равен: 1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
  2. Для оксида серы (VI) не характерно свойство:

1) взаимодействует с кислородом;

2) реагирует с оксидом кальция;

3) растворяется в воде;

4) реагирует с гидроксидом натрия.

  1. С разбавленной серной кислотой не взаимодействует: 1) Cu; 2) Na2CO3; 3) NaOH; 4) CuO.
  2. Свойство, характерное для серной кислоты: 1) является восстановителем; 2) при растворении в воде не выделяется теплота; 3) разбавленная реагирует с магнием с выделением водорода; 4) концентрированная реагирует с железом.
  3. Растворы сульфатов от других солей можно отличить с помощью:

1) соли бария; 2) гидроксида натрия; 3) нитрата серебра; 4) индикатора.

  1. Вещество, пропущенное в цепочке S → SO2 → … → Na2SO4: 1) NaOH; 2) SO3; 3) H2SO4; 4) Na2O.
  2. Радиус атома больше у: 1) N; 2) P; 3) H; 4) Li; 5) As.
  3. В NO2 степень окисления азота равна: 1) + 1; 2) + 2; 3) – 2; 4) + 4.
  4. Для молекулярного азота не характерно свойство:

1) реагирует с металлами; 2) газ; 3) реагирует с водородом;4) при н.у. химически активен.

  1. Взаимодействие возможно между веществами в паре:

1) NH4Cl и CuO; 2) NH3 и HCl; 3) NH4Cl и HCl; 4) NH4Cl и KNO3.

  1. Коэффициент перед восстановителем в уравнении реакции магния с азотом равен: 1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
  2. Продуктами термического окисления аммиака являются:

1) NO и H2; 2) N2 и H2O; 3) N2O5 и H2O; 4) NO2 и H2O.

  1. Аммиак при н.у. реагирует с: 1) O2; 2) H2O; 3) HCl; 4) NaOH.
  2. Для определения иона NH4+ используют: 1) лакмус; 2) щелочь; 3) кислоту; 4) хлорид бария.
  3. С разбавленной азотной кислотой реагирует: 1) гидроксид натрия; 2) углекислый газ; 3) вода; 4) золото.
  4. При взаимодействии активных металлов с азотной кислотой никогда не образуется:

1) оксид азота; 2) соль; 3) водород; 4) вода.

  1. Нитрит металла образуется при термическом разложении: 1) Cu(NO3)2; 2) Zn(NO3)2; 3) KNO3; 4) AgNO3.
  2. Заряд ядра атома кремния: 1) + 6; 2) + 4; 3) + 14; 4) + 28.
  3. Аллотропной формой углерода является: 1) озон; 2) графит; 3) карбид; 4) силицид.
  4. Углерод проявляет окислительные свойства в реакции:

1) CO2 + Li2O = Li2CO3; 2) CO2 + CaO = CaCO3; 3) Ca + 2C = CaC2; 4) C + O2 = CO2.

  1. Углерод проявляет восстановительные свойства в реакции:

1) 4Al + 3C = Al4C3; 2) C + 2H2 = CH4; 3) C + H2O = CO + H2; 4) CO2 + MgO = MgCO3.

  1. С оксидом углерода (II) взаимодействует:

1) соляная кислота; 2) оксид кремния; 3) гидроксид натрия; 4) кислород.

  1. С оксидом углерода (IV) взаимодействует:

1) соляная кислота; 2) оксид кремния; 3) гидроксид натрия; 4) кислород.

  1. Углекислый газ можно обнаружить с помощью:

1) хлорида калия; 2) гидроксида натрия; 3) гидроксида кальция; 4) серной кислоты.

  1. Реактив на соли угольной кислоты: 1) соляная кислота; 2) лакмус; 3) щелочь; 4) сода.
  2. Ионному уравнению 2H+ + SiO32- = H2SiO3 соответствует взаимодействие между:

1) SiO2 и H2O; 2) Na2SiO3 и HCl; 3) CaSiO3 и HCl; 4) Si и H2O.

  1. Решить задачу. При взаимодействии 60 г магния и 64 г серы образуется сульфид магния количеством:

1) 1 моль; 2) 2 моль; 3) 3 моль; 4) 1,5 моль.

  1. Решить задачу. При разложении 100 г известняка, содержащего 50 % примесей, выделится углекислый газ объемом: 1) 22,4 л; 2) 11,2 л; 3) 5,6 л; 4) 44,8 л.


Предварительный просмотр:

Вариант 1

  1. Вычислить объём водорода (н.у.), полученного при действии 100 г 4,9 %-ного раствора серной кислоты на избыток цинка.
  2. На оксид магния массой 4 г подействовали раствором, содержащим 15 г азотной кислоты. Вычислить массу полученной соли.
  3. При полном растворении 2,24 л аммиака (н.у.) в азотной кислоте получили 7,5 г нитрата аммония. Определить массовую долю выхода соли.

Вариант 2

  1. При действии избытком магния на 900 г раствора серной кислоты получили 5,6 л водорода (н.у.). Какова массовая доля кислоты в растворе?
  2. Какая масса осадка образуется при сливании растворов, содержащих 14,2 г сульфата натрия и 35 г нитрата свинца (II)?
  3. Какой объём азота (н.у.) можно получить при окислении 112 л аммиака, если выход продукта составляет 65 %?

Вариант 3

  1. При взаимодействии 80 г раствора азотной кислоты с избытком оксида магния получили 0,74 г нитрата магния. Вычислить массовую долю кислоты в растворе.
  2. Какой объём оксида серы (IV) образовался при взаимодействии 71 г сульфита натрия с 49 г серной кислоты?
  3. При действии концентрированной серной кислоты на 34 г нитрата натрия получили 22,7 г азотной кислоты. Какова массовая доля выхода азотной кислоты?

Вариант 4

  1. Какой объём водорода можно получить при действии избытка железных опилок на 250 мл 10 %-ного раствора серной кислоты (плотность 1,066 г/мл)?
  2. Какая масса соли получится при взаимодействии 300 г 2 %-ного раствора гидроксида натрия и 300 г 10 %-ного раствора соляной кислоты?
  3. Какой объём аммиака (н.у.) можно получить при нагревании 214 г хлорида аммония с гидроксидом кальция, если выход аммиака составляет 95 %?

Вариант 5

  1. Какую массу карбоната натрия можно получить при пропускании углекислого газа через 100 л 5 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,054 г/мл)?
  2. Какой объём водорода (н.у.) образуется при действии 13 г цинка на 250 г 25 %-ного раствора серной кислоты?
  3. Какова доля выхода аммиака, если при взаимодействии избытка водорода с 44,8 л азота получено 5,1 г аммиака?

Вариант 6

  1. Какой объём 35 %-ного раствора азотной кислоты (плотность 1,214 г/мл) потребуется для полного растворения 80 г оксида меди (II)?
  2. Вычислить массу меди, которая получится при взаимодействии 8 г железа с 200 г 8 %-ного раствора сульфата меди (II)?
  3. Какую массу 63 %-ного раствора азотной кислоты можно получить из 170 г нитрата натрия, если выход кислоты составляет 80 %?

Вариант 7

  1. Какой объём 20 %-ной соляной кислоты (плотность 1,1 г/мл) потребуется для растворения 16 г оксида железа (III)?
  2. Какова масса осадка, полученного при взаимодействии 27,2 г хлорида алюминия с 40 г 20 %-ного раствора гидроксида натрия?
  3. При растворении  в воде 28,4 г оксида фосфора (V) образовалось 36 г ортофосфорной кислоты. Найти массовую долю выхода кислоты.

Вариант 8

  1. Хватит ли 57,85 мл 22 %-ного раствора серной кислоты (плотность 1,155 г/мл) для полного растворения 11,05 г цинка?
  2. В 40 мл 6 %-ного раствора нитрата серебра (плотность 1,05 г/мл) растворили 250 мл хлороводорода. Вычислить массу полученного осадка.
  3. Через 200 г 24,5 %-ного раствора серной кислоты пропустили избыток аммиака и получили 62 г сульфата аммония. Какова массовая доля выхода продукта?

Вариант 9

  1. Какой объём водорода (н.у.) выделится при взаимодействии 57,85 мл 22 %-ного раствора серной кислоты (плотность 1,155 г/мл) с 11,05 г цинка?
  2. Через 1 л 18 %-ного раствора сульфата меди (II) (плотность 1,12 г/мл) пропустили 23,2 л сероводорода. Вычислить массу полученного осадка.
  3. При прокаливании 294 г карбоната магния получили 75 л углекислого газа. Какова объёмная доля выхода продукта реакции?

Вариант 10

  1. Какую массу металлического натрия надо растворить в воде, чтобы получить 100 г 8 %-ного раствора гидроксида натрия?
  2. Какой объём углекислого газа (н.у.) можно получить при действии 120 мл 20 %-ного раствора соляной кислоты (плотность 1,11 г/мл) на 30 г карбоната кальция?
  3. Какой объём углекислого газа можно получить при прокаливании 10,92 г гидрокарбоната натрия, если выход продукта составляет 92 %?

Вариант 11

  1. В 100 г воды растворили 4,6 г металлического натрия. Какова массовая доля гидроксида натрия в полученном растворе?
  2. 11,2 г железа сплавили с 7,8 г серы. Продукт реакции обработали избытком соляной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор сульфата меди (II). Какова масса полученного осадка?
  3. Какой объём 65 %-ной азотной кислоты (плотность 1,391 г/мл) можно получить из 1 т аммиака, если массовая доля выхода кислоты 70 %?

Вариант 12

  1. В 25 мл воды растворили 0,03 г оксида кальция. Какова массовая доля гидроксида кальция в полученном растворе?
  2. К 80 г 6,6 %-ного раствора нитрата свинца (II) прилили 60 г 5 %-ного раствора иодида натрия. Какова масса выпавшего осадка?
  3. Какую массу оксида бария нужно взять для алюмотермического получения 12,3 кг бария, если доля выхода продукта составляет 90 %?

Вариант 13

  1. Какую массу цинка можно растворить в 628,8 мл 8 %-ного раствора серной кислоты (плотность 1,052 г/мл)?
  2. Вычислить массу хлорида аммония, который образуется при взаимодействии 4,48 л хлороводорода с 5,1 г аммиака?
  3. Какую массу сульфата меди (II) можно получить при реакции 6,4 г меди с концентрированной серной кислотй, если выход продукта составляет 92 %?

Вариант 14

  1. При пропускании аммиака через 20 г раствора серной кислоты получили 6,6 г сульфата аммония. Какова массовая доля серной кислоты в исходном растворе?
  2. Какой объём водорода можно получить при действии 228 мл 5 %-ного раствора серной кислоты (плотность 1,032 г/мл) на 9 г цинка?
  3. При окислении хлорида железа (II) хлором получили 3,25 г хлорида железа (III), что составило 80 % от теоретически возможного. Какой объём хлора израсходовали на реакцию?

Вариант 15

  1. Оксид серы (IV), полученный сжиганием 44,8 л сероводорода, пропущен через 0,5 л 25 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,28 г/мл). Какая соль и какой массы при этом получилась?
  2. Какой объём водорода выделится при действии 63,5 мл 16 %-ного раствора соляной кислоты (плотность 1,078 г/мл) на 2,4 г магния?
  3. Какая масса соли получится при взаимодействии 1 кг известняка, содержащего 90 % карбоната кальция, с избытком соляной кислоты?

Вариант 16

  1. 2,24 л аммиака поглощён 14,68 мл 50 %-ного раствора ортофосфорной кислоты (плотность 1,335 г/мл). Какая соль и какой массы при этом получилась?
  2. Над нагретым оксидом железа (III) массой 2,4 кг пропустили 896 л аммиака. Какая масса железа при этом образовалась?
  3. Какой объём углекислого газа выделится при прокаливании 5 кг известняка, в котором массовая доля некарбонатных примесей равна 20 %?

Вариант 17

  1. В 128 мл 10 %-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,09 г/мл) пропустили 2,8 л оксида углерода (IV). Какая соль и какой массы образовалась при этом?
  2. Какой объём сернистого газа образуется при сжигании 3,2 г серы в 3,36 л кислорода?
  3. При сплавлении 50 кг известняка с песком SiO2 получили 29 кг силиката кальция. Определить массовую долю карбоната кальция в известняке.

Вариант 18

  1. К 100 г 20 %-ного раствора гидроксида натрия прилили 245 г 20 %-ного раствора серной кислоты. Какая соль и какой массы образовалась?
  2. Какой объём аммиака получится при пропускании над нагретым катализатором смеси, состоящей из 2,4 кг водорода и 9200 л азота?
  3. Какая масса древесного угля, содержащего 96 % углерода, потребуется для полного восстановления железа из оксида железа (III) массой 1 кг?

Вариант 19

  1. Через 46,4 мл 18 %-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,197 г/мл) пропустили 8,5 г сероводорода. Какая соль и какой массы образовалась?
  2. 0,32 г медного порошка прокалили в сосуде, содержащем 0,5 л кислорода. Какова масса полученного оксида?
  3. При сжигании 1 г каменного угля в токе кислорода получено 14 мл оксида серы (IV). Определить массовую долю примеси серы в каменном угле.

Вариант 20

  1. В 8,42 л 45 %-ного раствора ортофосфорной кислоты (плотность 1,293 г/мл) растворили 1,2 кг магниевых стружек. Какая соль и какой массы образовалась при этом?
  2. Через 50 г 10 %-ного раствора хлорида меди (II) пропустили 280 мл сероводорода. Вычислить массу полученного осадка.
  3. Какой объём кислорода потребуется для сжигания 1000 л оксида углерода (II), содержащего 0,2 объёмных долей примеси углекислого газа?

Вариант 21

  1. В 9,8 кг 20 %-ном растворе серной кислоты растворили 1,3 кг цинка. Какая соль и какой массы образовалась при этом?
  2. Какова масса осадка, образующегося при взаимодействии 42,6 г нитрата алюминия и 37,2 г карбоната натрия?
  3. Определить массовую долю содержания углерода в коксе, если при сжигании 4 г его выделилось 6,72 л оксида углерода (IV).

Вариант 22

  1. Хватит ли 10,58 мл 16 %-ного раствора соляной кислоты (плотность 1,078 г/мл) для полного растворения 1,12 г железа?
  2. К 100 г 5 %-ного раствора гидроксида калия прилили 150 г 10 %-ного раствора азотной кислоты. Какова масса полученной соли?
  3. Какой объём кислорода потребуется для сжигания 10 кг кокса, содержащего 98 % углерода по массе?

Вариант 23

  1. Какой объём водорода выделится в результате реакции 10,58 мл 16 %-ного раствора соляной кислоты (плотность 1,078 г/мл) и 1,12 г железа?
  2. К 50 г 5 %-ного раствора хлорида бария прилили 50 г 5 %-ного раствора серной кислоты. Какова масса образовавшегося осадка?
  3. Какой объём кислорода потребуется для сжигания 1 л сероводорода, содержащего 0,05 объёмных долей негорючих примесей?

Вариант 24

  1. 3,24 г оксида цинка растворили в 150 г раствора соляной кислоты. Какова массовая доля хлорида цинка в полученном растворе?
  2. Сплавили 6 г магния с 45 г оксида кремния (IV).  Полученную смесь обработали раствором гидроксида натрия. Вычислить объём полученного водорода.
  3. Какой объём оксида углерода (II) получится из 2 т кокса, содержащего 97 % углерода?

Вариант 25

  1. 7 г железа прореагировало с избытком хлора. Полученный хлорид растворили в 200 г воды. Найти массовую долю соли в полученном растворе.
  2. Над нагретым оксидом меди (II) массой 20 г пропустили 10,08 л водорода. Какая масса меди образовалась?
  3. Какую массу жжёной извести можно получить при обжиге 5 т известняка, содержащего 95 % карбоната кальция?

Вариант 26

  1. К раствору, содержащему 10 г гидроксида натрия, прилили 30 г 30 %-ного раствора серной кислоты. Какая соль и какой массы получилась при этом?
  2. Какая масса осадка образуется при взаимодействии 0,68 г хлорида цинка и 1,5 г нитрата серебра?
  3. Технический оксид хрома (III) массой 100 кг восстановили алюминием до металла. При этом получили 53,04 кг хрома. Вычислить массовую долю примесей в техническом оксиде.



Предварительный просмотр:

Вариант 1

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Натрий → гидроксид натрия → карбонат натрия → хлорид натрия → нитрат натрия
  2. Сера → сероводород → оксид серы (IV) → оксид серы (VI) → серная кислота
  3. Метан → хлорметан → этан → этен → этанол

Вариант 2

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Магний → хлорид магния → гидроксид магния → оксид магния → сульфат магния
  2. Фосфор → оксид фосфора (V) → ортофосфорная кислота → ортофосфат натрия → ортофосфат серебра
  3. Этилен → этан → бромэтан → этанол → этен

Вариант 3

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Кальций → гидроксид кальция → карбонат кальция → оксид кальция → нитрат кальция
  2. Водород → аммиак → оксид азота (II) → оксид азота (IV) → азотная кислота
  3. Карбид алюминия → метан → хлорметан → метанол → метаналь

Вариант 4

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Медь → хлорид меди (II) → гидроксид меди (II) → оксид меди (II) → нитрат меди (II)
  2. Силикат натрия → кремниевая кислота → оксид кремния (IV) → кремний → фторид кремния
  3. Этанол → этаналь → этановая кислота → этилацетат → углекислый газ

Вариант 5

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Цинк → сульфат цинка → гидроксид цинка → оксид цинка → хлорид цинка
  2. Хлорид железа (III) ← хлор → хлороводород → хлорид натрия → хлорид серебра
  3. Нитробензол ← бензол → хлорбензол → фенол → фенолят натрия

Вариант 6

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → оксид железа (II) → железо
  2. Сера → оксид серы (IV) → сернистая кислота → сульфит калия → оксид серы (IV)
  3. Этанол → этаналь → уксусная кислота → хлоруксусная кислота → аминоуксусная кислота

Вариант 7

Составить уравнения реакций, необходимых для осуществления превращений (для ОВР составить схемы электронного баланса, для РИО написать ионные уравнения)

  1. Гидроксид меди (II) → сульфат меди (II) → медь → оксид меди (II) → нитрат меди (II)
  2. Оксид водорода → кислород → оксид углерода (IV) → карбонат кальция → оксид кальция
  3. Метан → этин → бензол → нитробензол → анилин


Предварительный просмотр:


Подписи к слайдам:

Слайд 1

Общая химия Основные понятия и законы

Слайд 2

Основные понятия Вещество Химический элемент Химическая реакция

Слайд 3

Атомно-молекулярное учение Вещества состоят из атомов, молекул, ионов Все частицы в веществах находятся в постоянном движении Вещества подразделяются на простые и сложные В результате химических реакций молекулы одних веществ превращаются в молекулы других веществ

Слайд 4

Стехиометрические законы

Слайд 5

Закон сохранения массы веществ М.В.Ломоносов, 1748 г. А.Лавуазье, 1789 г. Общая масса веществ, вступивших в реакцию, равна общей массе продуктов реакции

Слайд 6

Закон постоянства состава вещества Ж.Пруст, 1799 г. Каждое чистое вещество всегда имеет один и тот же состав (и свойства), независимо от способа получения

Слайд 7

Закон авогадро А.Авогадро, 1811 г. Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержат одинаковое число молекул При нормальных условиях (н.у.) один моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л


Предварительный просмотр:


Подписи к слайдам:

Слайд 1

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Строение атома

Слайд 2

Классификация химических элементов

Слайд 3

Элементы Аристотель Демокрит Древняя Греция

Слайд 4

Классификации химических элементов Вторая половина XIX в .: известно более 60 элементов По физическим свойствам образуемых простых веществ: металлы неметаллы Й. Я. Берцелиус

Слайд 5

Классификации химических элементов 1829 г. По значению относительных атомных масс – триады: Li — Na — K Ca — Sr — Ba S — Se — Te P — As — Sb Cl — Br — I И.В.Деберейнер

Слайд 6

Классификации химических элементов По возрастанию атомных масс и группирование по сходству свойств: Элементы расположены в порядке возрастания атомной массы Элементы на осях со сходными свойствами 1862 г. де Шанкуртуа

Слайд 7

Классификации химических элементов 1 марта 1869 г. Периодическая система химических элементов и Периодический закон: «Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от атомных весов» Д.И.Менделеев

Слайд 8

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

Слайд 9

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

Слайд 10

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева Более 110 элементов; расположены по возрастанию атомных масс 7 периодов (1 – 3 являются малыми, 4 – 7 большими) 8 групп (каждая состоит из 2 подгрупп – главной и побочной) Информация об Э: порядковый номер, название, массовое число

Слайд 11

Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

Слайд 12

Периодическая система химических элементов – классификация химических элементов Периодическая таблица – графическое изображение Периодической системы химических элементов Период – горизонтальный ряд химических элементов, начинающийся щелочным металлом (кроме 1) и заканчивающийся инертным газом (кроме 7) Группа – вертикальный ряд элементов с одинаковой валентностью Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

Слайд 13

Состав и строение атома

Слайд 14

Атом – частица вещества, имеющая сложный состав и строение 1891 г. Стони (Ирландия) – открытие электрона А. Беккерель – открытие излучения солями урана Атом имеет сложное строение

Слайд 15

Атом – частица вещества, имеющая сложный состав 1910 г. Э. Резерфорд (англ.) – открытие атомного ядра; планетарная модель атома Мозли (англ.) – определение заряда ядра: численное значение заряда ядра атома равно порядковому № элемента

Слайд 16

Современная формулировка Периодического закона Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины зарядов их ядер

Слайд 17

Атом – частица вещества, имеющая сложный состав Обозначение ē Заряд 1 Масса 1/ 1837 m (Н) Количество Равно числу p + p + n 0 + 1 0 1 1 Равно числу ē А – число p + Атом – электронейтральная частица, состоящая из взаимодействующих между собой протонов, нейтронов и электронов

Слайд 18

Состав атома Число р + = число ē = порядковый № элемента Число n 0 = массовое число элемента – число р + Н №1, А=1 Z я = +1 [(1p + ) + 1 ē] O № 8, A=16 Z я = +8 [(8p + + 8n 0 ) + 8 ē] Cu № 29, A=64 Z я = +29 [(29p + + 35n 0 )+29 ē] + - Ядро : протоны и нейтроны Электроны

Слайд 19

Изотопы При изменении числа нейтронов Н +1 [(1p + ) + 1 ē] D +1 [(1p + + 1 n 0 ) + 1 ē] T +1 [(1p + + 2n 0 ) + 1 ē] При изменении числа электронов Н +1 +1 [(1p + ) ] Н -1 +1 [(1p + ) + 2 ē] При изменении числа протонов Не +1 + 2 [( 2 p + ) + 1 ē] Водород в природе : Химический элемент – атомы с одинаковым зарядом ядер Изотопы – разновидность атомов одного и того же элемента с одинаковым зарядом ядра и разной массой Ионы – заряженные частицы, образующиеся в результате отдачи или присоединения электронов атомами

Слайд 20

Строение атома – распределение электронов в атоме Электроны в атоме образуют оболочку вокруг ядра Электронная оболочка состоит из энергетических (электронных) уровней Число электронных уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится данный элемент

Слайд 21

На каждом уровне может находиться определённое число электронов, которое определяется формулой: максимальное число ē на уровне = 2 n 2 ( n - № уровня) Число электронов на последнем уровне равно номеру группы, в которой находится данный элемент. Электроны последнего уровня называются валентными, т.к. их число определяет валентность элемента (число связей с другими атомами) Строение атома – распределение электронов в атоме № уровня 1 2 3 4 5 6 7 Число ē 2 8 18 32 32 32 32

Слайд 22

Каждый электронный уровень, кроме 1-го, делится на подуровни: номер уровня показывает число подуровней Каждый подуровень состоит из орбиталей Орбиталь – область пространства в атоме, где вероятность нахождения электрона составляет 90 – 98% Различают 4 вида орбиталей – по форме облака, которое создают электроны Строение атома – распределение электронов в атоме № уровня 1 2 3 4 5 6 7 Число подуровней 1 2 3 4 4 4 4

Слайд 23

Электронные орбитали Строение атома – распределение электронов в атоме Обозначение Форма Число № уровня, на котором впервые появляется Максимальное число электронов s 1 1 2 p 3 2 6 d * 5 3 10 f * 7 4 14

Слайд 24

Электронная формула Показывает: число электронных уровней вид орбиталей (подуровни) число электронов на каждом подуровне Показывает: число электронных уровней число орбиталей число электронов на каждой орбитали , каждом подуровне, уровне Способы изображения строения атома Графическая схема Для составления используют буквенные обозначения орбиталей и цифры Для составления используют условные графические обозначения: s - орбиталь p - орбитали d - орбитали f - орбитали электрон

Слайд 25

Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням 1 подуровень: 2 ē 2 подуровня: 8 ē (2+6) 3 подуровня: 18 ē (2+6+10) 4 подуровня:32 ē (2+6+10+14) 4 подуровня:32 ē (2+6+10+14) 4 подуровня:32 ē (2+6+10+14) 4 подуровня:32 ē (2+6+10+14)

Слайд 26

1s 2s2p 3s3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Составление электронных формул и графических схем строения атома 1 п. 2 период 3 период 4 период 5 период 6 период 7 период

Слайд 27

Составление электронных формул и графических схем строения атома Н № 1, 1 период, I группа 1s 1 О № 8, 2 период, VI группа 1s 2s 2 2 4 2p 1s 2 2s 2 2p 4 Р № 15, 3 период, V группа 1s 2s 2p 3s 3p 2 2 6 2 3 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Слайд 28

Свойства атомов в соединениях В соединениях атомы образуют химические связи в соответствии с их валентностью Химические связи образуются за счет перехода электронов Переход электронов осуществляется в соответствии с электроотрицательностью элементов

Слайд 29

Электроотрицательность Электроотрицательность – свойство атомов удерживать свои электроны или притягивать их от других атомов В результате перехода электронов атомы в соединениях приобретают заряды

Слайд 30

Условный заряд атома, возникающий в результате отдачи или присоединения электронов, - степень окисления элемента Степень окисления может иметь положительные и отрицательные значения Численное значение степени окисления элемента определяется числом электронов, участвующих в образовании связей В большинстве случаев численные значения степени окисления элемента и его валентности совпадают Степень окисления

Слайд 31

Определение степени окисления элементов по периодической таблице Металлы имеют положительные СО, неметаллы – положительные и отрицательные СО Номер группы, в которой находится элемент, равна высшей СО элемента Элементы I – III групп имеют постоянную СО, равную номеру группы: I группа – +1, II группа – +2, III группа – +3 [ Исключения: Cu – +1 , +2 ; Hg – +1 , +2 ] Элементы IV – VIII групп имеют переменную СО: высшая (положительная) = № группы; низшая (отрицательная) = 8 - № группы; промежуточные четные (для групп с четными №) или нечетные (для групп с нечетными №) числа между значениями высшей и низшей СО [ И сключения O – -2 ; F – -1 ; Fe – +2 , +3 и др. ] СО у одного элемента может иметь только одно отрицательное значение и несколько положительных

Слайд 32

Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины зарядов их ядер Закономерности в Периодической системе химических элементов

Слайд 33

Строение атома и классификация химических элементов s -элементы p -элементы d -элементы f -элементы

Слайд 34

Период – горизонтальный ряд элементов с одинаковым числом электронных уровней, начинающийся s -элементом и заканчивающийся p -элементом Группа – вертикальный ряд элементов с одинаковым числом валентных электронов Подгруппа – вертикальный ряд элементов с одинаковым строением валентного уровня Периодическая система химических элементов на основе теории строения атома

Слайд 35

Изменения, наблюдаемые в периоде Ar Cl S P Si Al Mg Na 1. Заряд ядра: увеличивается 2. Общее число электронов: увеличивается 3. Число валентных электронов (валентность): увеличивается 5. Радиус атома: уменьшается 4. Число электронных уровней: не изменяется 6. Электроотрицательность : увеличивается 7. Металлические свойства: уменьшаются 8. Неметаллические свойства: увеличиваются + 11 + 12 + 13 + 14 + 15 + 16 + 17 + 18 11 12 13 14 15 16 17 18 3s 1 3s 2 3s 2 3p 1 3s 2 3p 2 3s 2 3p 3 3s 2 3p 4 3s 2 3p 5 3s 2 3p 6 Радиус атома – расстояние от ядра до последнего электрона 0,189 нм 0,160 нм 0,143 нм 0,118 нм 0,11 нм 0,102 нм 0,099 нм 0,154 нм Электроотрицательность – свойство атомов удерживать свои электроны или притягивать электроны от других атомов 0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0

Слайд 36

Изменения, наблюдаемые в группе (главной подгруппе) Si С 1. Заряд ядра: увеличивается 2. Общее число электронов: увеличивается 3. Число валентных электронов (валентность): не изменяется 5. Радиус атома: увеличивается 4. Число электронных уровней: увеличивается 6. Электроотрицательность : уменьшается 7. Металлические свойства: увеличиваются 8. Неметаллические свойства: уменьшаются Ge Sn Pb


Предварительный просмотр:


Подписи к слайдам:

Слайд 1

Неметаллы

Слайд 2

Неметаллы в Периодической системе Неметаллы М еталлы

Слайд 3

Неметаллы в Периодической системе По периоду: ↓ r а, ↑ ЭО, ↑ окислительные и ↓ восстановительные свойства, ↑ неметаллические свойства, ↑ кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов; ↑ число валентных ē , валентность, степень окисления По группе: ↑ r а, ↓ ЭО, ↓ окислительные и ↑ восстановительные свойства, ↓ неметаллические свойства, ↓ кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов; число валентных ē , валентность, степень окисления не изменяется s-элемент р -элементы

Слайд 4

Неметаллы в Периодической системе Атомы неметаллов имеют большое число валентных электронов, поэтому они легче принимают электроны, чем отдают Образуют ковалентные связи

Слайд 5

Строение и физические свойства неметаллов Простые вещества образованы ковалентной неполярной связью Строение: Э – атомное Э 2 , Э х – молекулярное Для большинства характерна аллотропия

Слайд 6

Инертные газы Имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами Не образуют связи, имеют атомное строение Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам

Слайд 7

Строение и физические свойства неметаллов В связи с особенностями строения атомов неметаллов для образуемых ими простых веществ характерно: разнообразие внешних признаков низкие тепло- и электропроводность в твердом состоянии - хрупкость

Слайд 8

Химические свойства неметаллов Взаимодействие с простыми веществами С металлами : неметалл - окислитель Ме + Э → Ме х Э у С неметаллами : в зависимости от электроотрицательности неметаллы окислители и восстановители Взаимодействие со сложными веществами некоторые могут реагировать со сложными веществами (оксидами, кислотами, солями, органическими веществами) C + MgO → Mg + CO C+2H 2 SO 4 →CO 2 +2SO 2 +2H 2 O Cl 2 + 2FeCl 2 → 2FeCl 3

Слайд 9

Неметаллы в природе В природе встречаются самородные неметаллы - N 2 и O 2 (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде В первую очередь это вода и растворенные в ней соли, затем - минералы и горные породы (например, различные силикаты , алюмосиликаты , фосфаты , бораты , сульфаты и карбонаты ) По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов (O, Si, H) до весьма редких (As, Se, I, Te)