Тематичні випробування. Завдання №30
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
- З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Тематичні випробування. Завдання №30 (відповіді).
- HCIO3 + P + H2O = H3PO4 + HCI
Ci +5 + 6e = Ci -1 процес відновлення
P 0 - 5e = P +5 процес окислення
CI +5 (HCIO3) - окислювач, за рахунок Ci+5
P 0 - Відновник, за рахунок P 0
Молекулярне рівняння:
5HCIO3+ 6P+ 9H2O= 6H3PO4 + 5HCI
- HNO3+ Ca(HS)2 = CaSO4 + H2SO4 + NO2 + H2O
2S -2 - 16e = 2S +6 процес окислення
N+5+1e = N+4 процес відновлення
2S -2 (Ca(HS)2) – відновник, за рахунок S-2
N+5+5
Молекулярне рівняння:
16HNO3+ Ca (HS) 2 = CaSO4 + H2SO4 + 16NO2 + 8H2O
- NO + KCIO3 + KOH = KNO3 + KCI + H2O
N +2 - 3e = N +5 процес окислення
CI +1 + 2e = CI -1 процес відновлення
N+2 (NO) - відновник, за рахунок N+2
CI +1 (KCIO3) – окислювач, за рахунок CI+1
Молекулярне рівняння:
2NO + 3KCIO3 + 2KOH = 2KNO3 + 3KCI + H2O
- KMnO4 + FeSO4 + H2O = MnO2 + KFe(SO4)2 + FeOHSO4 + Fe(OH)3
Mn +7 +3e = Mn +4 процес відновлення
Fe +2 - 1e = Fe +3 процес окислення
Mn +7 (KMnO4) – окислювач, за рахунок Mn+7
Fe +2 (FeSO4) – відновник, за рахунок Fe+2
Молекулярне рівняння:
KMnO4 + 3FeSO4 + 2H2O = MnO2 + KFe(SO4)2 + FeOHSO4 + Fe(OH)3
N+5+1e = N+4 процес відновлення
S -2 - 2e = S 0 процес окислення
N+5 (HNO3) - окислювач, за рахунок N+5
S -2 -2
Молекулярне рівняння:
2HNO3 + H2S = 2NO2 + S + 2H2O
- Cr2 (SO4)3 + NaOH + H2O2 = Na2CrO4 + Na2SO4 + H20
2Cr +3 - 6e = 2Cr +6 процес окислення
2O -1 + 2e = 2O -2 процес відновлення
Cr +3 (Cr2 (SO4)3) – відновник, за рахунок Cr+3
O -1 (H2O2) - окислювач, за рахунок O-1
Молекулярне рівняння:
Cr2(SO4)3 + 10NaOH + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H20
I2 0 + 2e = 2I -1 процес відновлення
2As +3 – 4e = 2As +5 процес окислення
I2 0 - окислювач
As +3 (As2o3) – відновник, за рахунок As+3
Молекулярне рівняння:
As2o3 + 2I2 + 5H2O = 2H3AsO4 + 4HI
S +6 +8e = S -2 процес відновлення
2I -1 -2e = I 0 процес окислення
S +6 (H2SO4) - окислювач, за рахунок S+6
I -1 (KI) - відновник, за рахунок I-1
Молекулярне рівняння:
5H2SO4 + 8KI = 4 I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O
- KMnO4+ KNO2+ NaOH= K2MnO4+ Na2MnO4+ KNO3+ H2O
Mn +7 +1e = Mn +6 процес відновлення
N +3 - 2e = N +5 процес окислення
Mn +7 (KMnO4) - окислювач, за рахунок Mn+7
N+3 (KNO2) – відновник, за рахунок N+3
Молекулярне рівняння:
2KMnO4+ KNO2+ 2NaOH= K2MnO4+ Na2MnO4+ KNO3+ H2O
S -2 - 2e = S 0 процес окислення
Mn +7 + 3e = Mn +4 процес відновлення
S-2 (H2S) – відновник, за рахунок S-2
Mn +7 (HMnO4) - окислювач, за рахунок Mn+7
Молекулярне рівняння:
2HMnO4+ 3H2S = 3S+ 2MnO2+ 4H2O
Попередній перегляд:
Тематичні випробування. Завдання №31
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
- Із запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива реакція іонного обміну з утворенням осаду або газу. Запишіть молекулярне, повне та скорочене іонне рівняння цієї реакції.
Тематичні випробування. Завдання №31 (відповіді).
Ba 2+ + 2NO3 - + 2K + + SO4 2- = BaSO4 + 2K + + 2NO3 -
Ba 2+ + SO4 2- = BaSO4 (осад білого кольору)
Al 3+ + 3CI - + 3K + + 3OH - = Al(OH)3 + 3K + + 3CI -
Al 3+ + 3OH - = Al(OH)3 (осад білого кольору)
H + + CIO3 - + Na + + HCO3 - = Na + + CIO3 - + CO2 + H2O
H + + HCO3 - = CO2 + H2O (Безбарвний газ без запаху)
2Na + + CO3 2- + 2H + + 2CI - = 2Na + +2CI - + CO2 + H2O
CO3 2- + 2H + = CO2 + H2O (Безбарвний газ без запаху)
- H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O
H2S + 2Na + + 2OH - = 2Na + + S 2- + 2H2O
H2S + 2OH - = S 2- + 2H2O
AgNO3 + NaBr = AgBr + NaNO3
Ag + + NO3 - + Na + + Br - = AgBr + Na + + NO3 -
Ag + + Br - = AgBr (осад світло-жовтого кольору)
Zn 2+ + SO4 2- + 2Na + + S 2- = ZnS + 2Na + + SO4 2-
Zn 2+ + S 2- = ZnS (осад білого кольору)
Ba(OH)2 + 2H + + 2NO3 - = Ba 2+ + 2NO3 - + 2H2O
Ba(OH)2 + 2H + = Ba 2+ + 2H2O
- CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO4 2- = Cu 2+ + SO4 2- + H20
CuO + 2H + = Cu 2+ + H20
- 2KOH + MgCI2 = Mg(OH)2 + 2KCI
2K + + 2OH - + Mg 2+ + 2CI - = Mg(OH)2 + 2K + + 2CI -
2OH - + Mg 2+ = Mg (OH)2 (осад білого кольору)
Властивості неорганічних речовин (завдання 37 ЄДІ з хімії) Від назв до формул Характеризуємо речовини Властивості неорганічних речовин Встановлюємо послідовність перетворень
Від назв до формул Mn. O 2 (діоксид марганцю) - піролюзит Cr. O 3 (оксид хрому (VI)) – хромовий ангідрид
Терміни, що використовуються при описі експерименту Навішування - це просто деяка порція речовини певної маси (її зважили на терезах). Прожарити - нагріти речовину до високої температурита гріти до закінчення хімічних реакцій. «Підірвали суміш газів» - це означає, що речовини прореагували з вибухом. Зазвичай при цьому використовують електричну іскру. Відфільтрувати – відокремити осад від розчину. Профільтрувати – пропустити розчин через фільтр, щоб відокремити осад.
Терміни, які використовуються при описі експерименту Фільтрат - це профільтрований розчин. Розчинення речовини – це перехід речовини у розчин. Воно може відбуватися без хімічних реакцій (наприклад, при розчиненні у воді кухонної солі Na. Cl виходить розчин кухонної солі Na. Cl, а не луг і кислота окремо), або в процесі розчинення речовина реагує з водою і утворює розчин іншої речовини (при розчиненні оксиду барію вийде розчин гідроксиду барію). Розчиняти можна речовини у воді, а й у кислотах, лугах тощо. буд. Випарювання - це видалення з розчину води та летких речовин без розкладання які у розчині твердих речовин.
Упарювання - це просто зменшення маси води в розчині за допомогою кип'ятіння. Сплавлення - це спільне нагрівання двох або більше твердих речовин до температури, коли починається їхнє плавлення та взаємодія. Осад та залишок. Дуже часто плутають ці терміни. Хоча це зовсім різні поняття. "Реакція протікає з виділенням осаду" - це означає, що одна з речовин, що виходять в реакції, малорозчинна. «Залишок» - це речовина, яка залишилася, не витратилася повністю або взагалі не прореагувала. Наприклад, якщо суміш кількох металів обробили кислотою, а один із металів не прореагував - його можуть назвати залишком.
Найбільш характерні ознаки газів, розчинів, твердих речовин. Гази: Пофарбовані: Cl 2 – жовто-зелений; NO 2 – бурий; O 3 – блакитний (всі мають запахи). Всі отруйні, розчиняються у воді, Cl 2 і NO 2 реагують із нею. Безбарвні без запаху: Н 2, N 2, O 2, CO (отрута), NO (отрута), інертні гази. Усі погано розчиняються у воді. Безбарвні із запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (різкі запахи), NH 3 (нашатирного спирту) – добре розчинні у воді та отруйні, PH 3 (часниковий), H 2 S (тухлих яєць) мало розчинні у воді , отруйні.
КРАШЕНІ РОЗЧИНИ: жовті Хромати, наприклад K 2 Cr. O 4 Дихромати, наприклад, K 2 Cr 2 O 7 Розчини солей заліза (III), наприклад Fe. Cl 3, бромна вода, спиртові та спиртово водні помаранчеві розчини йоду – залежно від концентрації від жовтого до бурого зелені Гідроксокомплекси хрому (III), наприклад, K 3, солі нікелю (II), наприклад Ni. SO 4, манганати, наприклад, K 2 Mn. O 4 блакитні Солі міді (II), наприклад, Су. SO 4 Від рожевого до перманганату, наприклад, KMn. O 4 фіолетового Від зеленого до Солі хрому (III), наприклад, Cr. Cl 3 синього
фарбовані осадки, що виходять при взаємодії розчинів жовті Ag. Br, Ag. I, Ag 3 PO 4, Ba. Cr. O 4, Pb. I 2, Cd. S бурі Fe(OH)3, Mn. O 2 чорні, чорно- Сульфіди міді, срібла, заліза, свинцю бурі сині зелені Cu(OH)2, KFе Cr(OH)3 – сіро зелений Fe(OH)2 – брудно зелений, буріє на повітрі
ІНШІ фарбовані речовини жовті оранжеві червоні чорні сірі з металевим блиском зелені сірка, золото, хромати оксид міді (I) – Cu 2 O дихромати бром (рідина), мідь (аморфна), фосфор червоний, Fe 2 O 3, Cr. O 3 Сu. O, Fe. O, Cr. O Графіт, кристалічний кремній, кристалічний йод (при сублімації – фіолетові пари), більшість металів. Cr 2 O 3, малахіт (Cu. OH)2 CO 3, Mn 2 O 7 (рідина)
Послідовність перетворень Чорний порошок, який утворився при тривалому нагріванні металу червоного кольору в надлишку повітря, розчинили в 10% сірчаної кислоти і отримали розчин блакитного кольору. У розчин додали луг і осад, що випав, відокремили і розчинили в надлишку концентрованого розчину аміаку. Су Cu. O Сu. SO 4 Cu(OH)2 [Сu(NH 3)4](OH) 2
Послідовність перетворень Сu Cu. O Сu. SO 4 Cu(OH)2 [Сu(NH 3)4](OH) 2 1) 2 Сu + O 2 = 2 Cu. O 2) Cu. O + H 2 SO 4 = Сu. SO 4 + H 2 O 3) Су. SO 4+2 Na. OH =Cu(OH)2↓ + Na 2 SO 4 4) Cu(OH)2 +4 NH 4 OH = [Сu(NH 3)4](OH) 2+ 4 H 2 O
Послідовність перетворень P P 2 O 5 H 3 PO 4 Ca 3(PO 4)2 Ca(H 2 PO 4)2 Речовина червоного кольору, яка використовується у виробництві сірників, спалили у надлишку повітря і продукт при нагріванні розчинили у великій кількості води. Розчин нейтралізували негашеним вапном. Речовину, що утворилася, використовують для отримання подвійного суперфосфату. Напишіть рівняння описаних реакцій.
Послідовність перетворень Речовина червоного кольору, яка використовується у виробництві сірників, спалили у надлишку повітря і продукт при нагріванні розчинили у великій кількості води. Розчин нейтралізували негашеним вапном. Речовину, що утворилася, використовують для отримання подвійного суперфосфату. Напишіть рівняння описаних реакцій. 1) 4 P +5 O 2 = 2 P 2 O 5 2) P 2 O 5+ 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 3) 2 H 3 PO 4 + 3 Ca. O = Ca 3 (PO 4)2 ↓ + 3 H 2 O 4) Ca 3 (PO 4) 2 +4 H 3 PO 4 = 3 Сa(H 2 PO 4)2
Властивості неорганічних речовин Завдання 37 вимагає від учасника ЄДІ знання властивостей різноманітних неорганічних речовин, пов'язаних із перебігом як ОВР між речовинами, так і обмінних реакцій, що протікають у розчинах. Реакція літію або магнію з азотом: 6 Li+N 2=2 Li 3 N 3 Mg+N 2=Mg 3 N 2 Горіння магнію у вуглекислому газі: 2 Mg+CO 2=2 Mg. O+C Особливість плавикової кислоти: Si. O + 4 HF = 2 H O + Si. F
Властивості неорганічних речовин Необхідно звернути увагу на окисно-відновні реакції за участю озону, які зустрічаються в матеріалах ЄДІ: Na 2 S + 4 O 3 = Na 2 SO 4+ 4 2 O При підготовці до ЄДІ необхідно пам'ятати, що залізо, реагуючи з фтором, хлором та бромом, окислюється до ступеня окислення +3 і утворює галогеніди Fe. F3, Fe. Cl 3, Fe. Br 3 але в реакції з йодом воно дає іодид заліза (II) Fe. I 2
Властивості неорганічних речовин Окисні властивості солей тривалентного заліза: 2 Fe. Cl 3+Cu=Cu. Cl 2+2 Fe. Cl 2 2 Fe. Cl 3+Fe=3 Fe. Cl 2
Властивості неорганічних речовин Відновлювальні властивості аміаку: NH 3+O 2 = kat NH 3+O 2 = NH 3+Cu. O = NH 3 + Br 2 = NH 3 + KMn. O 4=
Властивості неорганічних речовин Відновлювальні властивості аміаку: 4 NH 3+3 O 2=2 N 2+6 H 2 Про kat 4 NH 3+5 O 2=4 NO+6 H 2 Про 2 NH 3+3 Cu. O=N 2+3 Cu+3 H 2 Про 8 NH 3+3 Br 2=N 2+6 NH 4 Br 2 NH 3+2 KMn. O 4 = N 2+2 Mn. O 2+2 KOH +2 H Про 2
Властивості неорганічних речовин Малохарактерні для нього окисні властивості аміак виявляє в реакціях з активними металами: 2 NH 3+6 Mg=2 Mg 3 N 2+3 H 2 2 NH 3+2 Al=2 Al. N+3 H 2 Можуть знадобитися знання про аміачні комплекси: Cu. SO 4+4 NH 3=SO 4 Ag. Cl+2 NH 3=Cl
Властивості неорганічних речовин Важкими виявляються рівняння реакцій, які рідко записують або взагалі не вживають навчальному процесі: K 2 SО 4 + Н 2 = Ag 2 SО 4 + Н 2 = Ba. SО 4 + Н 2 = Na 2 SО 4 + C = Ba. SO 4 + C = Na 2 SO 3 + S = Ca 3(РО 4)2 + Al =
Властивості неорганічних речовин Важкими виявляються рівняння реакцій, які рідко записують або взагалі не вживають у навчальному процесі: K 2 SО 4 + 4 Н 2 = К 2 S + 4 Н 2 О Ag 2 SО 4 + Н 2 = 2 Ag + Н 2 SО 4 Ba. SО 4 + 4 Н 2 = Ba. S + 4 Н 2 Про Na 2 SО 4 + 4 C = Na 2 S + 4 CO Ba. SO 4 + 4 C = Ba. S + 4 CO Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 3 Ca 3(РО 4)2 + 16 Al = 3 Ca 3 Р 2 + 8 Al 2 Про 3
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Для отримання азотної кислоти оксид азоту (IV) має бути доокислений, наприклад киснем повітря: 4 NO 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 Лабораторний спосіб отримання хлороводню: до твердого натрію хлориду доливають концентровану сірчану кислоту Na. Cl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na. HSO 4 + HCl
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Для отримання бромоводню з натрію броміду, концентрована сірчана кислотане підійде, так як бромоводень, що виділяється, буде забруднений парами брому. Можна використовувати концентровану фосфорну кислоту: Na. Br + H 3 PO 4 (Конц.) = Na. H 2 PO 4 + HBr Кислоти-неокислювачі реагують з металами, що стоять у ряді активності металів до водню, з виділенням водню та утворенням відповідної солі: Fe + 2 HCl = Fe. Cl 2 + H 2
Схема 1: Азотна кислота Кислота HNO 3 концентрована розведена дуже розведена Метали утворюється нітрат металу + продукт відновлення азоту (не водень!) неактивні (правіше NO 2 NO Н) крім Au, Pt цинк NO 2 NH 4 NO 3 залізо пасивація (при NO N 2, NH 4 NO 3 нагріванні NO 2) алюміній пасивація (при N 2 NH 4 NO 3 нагріванні NO 2) хром не розчиняється марганець NO 2 NO берилій пасивація NO лужні N 2 O NH 4 NO 3 Лужноземельні N 2 O NH 4 NO 3 магній N 2 O кислота неметалу вищою мірою окислення або Неметали ОКСІД (якщо кислота нестійка) NO або NO 2 не реагують!
Схема 2: Сірчана кислота Кислота неактивні метали (після Н) цинк залізо алюміній хром берилій лужні лужноземельні та магній концентрована – SO 2 + сульфат металу (Pt, Au – не реагують!) SO 2 + сульфат металу тільки при нагріванні SO 2 + (+3) Не реагує Н 2 S + розбавлена сульфат металу не реагують! сульфат металу (мінімально можливого ступеня окиснення) + Н 2
Окисні властивості азотної та сірчаної кислот в реакціях з неметалами P + HNO 3 (конц.) = S + HNO 3 (конц.) = H 2 S + HNO 3 (конц.) = Fe. S 2 + HNO 3 (конц.) =
Окисні властивості азотної та сірчаної кислот у реакціях з неметалами P + 5 HNO 3 (конц.) = H 3 PO 4 + 5 NO 2 + H 2 OS + 6 HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 6 NO 2 + 2 H 2 OH 2 S + 8 HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O Fe. S 2 + 8 HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3)3 + 2 H 2 SO 4 + 5 NO + 2 H 2 O
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. HI + H 2 SO 4 (кінець) = HBr + H 2 SO 4 (кінець) = P + H 2 SO 4 (кінець) =
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Сірчана кислота окислює галогеноводороди HI і HBr (але не HCl) до вільних галогенів, а неметали – до відповідних кислот: 8 HI + H 2 SO 4 (конц.) = H 2 S + 4 I 2 + 4 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O 2 P + 5 H 2 SO 4 (конц.) = 2 H 3 PO 4 + 5 SO 2 + 2 H 2 O
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Кислоти взаємодіють із солями слабших і летких кислот: Нелетюча, хоча й найсильніша, сірчана кислота витісняє всі кислоти з їхніх солей, та її може витіснити жодна кислота. Виняток: Cu. SO4+H2S=Cu. S+ Н 2 SO 4
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Ортофосфорна кислота по першій стадії дисоціює як кислота середньої сили, по другій як слабка, а по третій стадії дисоціація настільки незначна, що в розчині мізерно мало іонів РО 43. Тому в її розчині з аніонів переважають H 2 PO 4 , у меншій кількості присутні HPO 42. Тому фосфат калію в кислотному середовищі не утворюється Н 3 РВ 4 + КОН = КН 2 РВ 4 + Н 2 О 2 Н 3 РВ 4 + 2 К = 2 КН 2 РВ 4 + Н 2
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Фосфат калію можна отримати лише при надлишку лугу: Н 3 РО 4 + 3 КОН(ізб.) = К 3 РО 4 + 3 Н 2 Про Продуктом реакції аміаку з фосфорною кислотою може бути кисла сіль: NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 Надлишок лугу переводить кислі солі в середні: Na 2 НРО 4 + Na. ВІН (поз.) = Na 3 РО 4 + Н 2 О
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Щоб одержати з основної солі середню сіль, треба подіяти кислотою: Mg. OHCl + HCl = Mg. Cl 2 + H 2 O При додаванні сильної кислоти всі солі ортофосфорної кислоти перетворюються на дигідрофосфати, які розчиняються у воді: Na 3 РО 4 + 2 НCl = Na. Н 2 РВ 4 + 2 Na. Cl РО 43 + 2 Н+= Н 2 РО 4 Загальна властивість всіх нерозчинних фосфатів – їх розчинність у розчинах сильних кислот: Ca 3(РО 4)2 + 4 HNО 3 = Са(H 2 РО 4)2 + 2 Ca(NO 3) 2
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Більш сильна основа витісняє слабшу з його солей: Al. Cl 3 +3 Na. OH = Al(OH)3 + 3 Na. Cl Mg. Cl2+KOH=Mg. OHCl + KCl NH 4 Сl + Na. OH = Na. Cl + NH 3 + H 2 O Гідроксиди металів розкладаються при нагріванні, крім Na. OH, KOH: 2 Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3 H 2 O 2 Fe(OH)3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O
Кислоти. Підстави. Солі. Оксиди. Певну труднощі можуть становити окислювально-відновні реакції лугів з неметалами: Cl 2 + 2 KOH = KCl + H 2 O + KCl. O (на холоді) (аналогічно з Br 2, I 2) Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KCl. O 3 + 3 H 2 O (при нагріванні) (аналогічно Br 2, I 2) Si + 2 KOH + H 2 O = K 2 Si. O 3 + 2 H 2 3 S + 6 KOH = K 2 SO 3 + 2 K 2 S+ 3 H 2 O 8 P + 3 Ba(OH)2+ 6 H 2 O = 3 Ba(H 2 PO 2)2 + 2 PH 3 гіпофосфіт барію
Термічне розкладання солей. Розкладання нітратів 2 Na. NO 3 = Na. NO 2 + ½ O 2 2 Cu(NO 3)2 = 2 Cu. O + 4 NO 2 + О 2 2 Fe(NO 3)3 = Fe 2 O 3 + 6 NO 2 + 1, 5 O 2 2 Fe(NO 3)2 = Fe 2 O 3 + 4 NO 2 + 0, 5 O 2 2 Ag. NO 3 = 2 Ag + 2 NO 2 + O 2
Термічне розкладання солей. Розкладання солей амонію На аміак і відповідну кислоту розкладаються при нагріванні тільки ті солі амонію, які містять аніон, що не має окисних властивостей: (NH 4)2 CO 3 = 2 NH 3 + CO 2+ H 2 O (NH 4)2 HPO 4 = 2 NH 3 + H 3 PO 4 Чим сильніша кислота, тим важче розкласти сіль: (NH 4)2 SO 4 = 2 NH 3 + NH 4 HSO 4 Якщо аніон солі має окислювальні властивості, то аміак не утворюється: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O (NH 4)2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3+ 4 H 2 O
Термічне розкладання солей. Розкладання солей вугільної кислоти Не розкладаються під час нагрівання карбонати лужних металів (крім Li 2 CO 3). Всі інші карбонати та карбонат літію розкладаються на оксид металу та вуглекислий газ: Li 2 CO 3 = Li 2 O + CO 2 Сa. CO 3 = Ca. O + CO 2 Усі гідрокарбонати розкладаються спочатку до карбонатів: Ca(HCO 3)2 = Сa. CO 3 + CO 2+ H 2 O При подальшому нагріванні карбонат, що утворився, розкладається, як показано вище.
Термічне розкладання солей. Розкладання кисневмісних солей – окислювачів: 2 KCl. O 3 = 2 KCl + 3 O 2 4 KCl. O 3 = KCl + 3 KCl. O 4 2 KMn. O4 = K2Mn. O 4+ Mn. O 2 2 + O Розкладання комплексних солей При нагріванні розкладаються всі комплексні солі, утворені амфотерними гідроксидами: Na Al(OH)4 = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O Na 2 = Na Zn. O 2 + 2 H 2 O 2 Розкладання основних солей При нагріванні розкладаються багато основних солей: (Cu. OH)2 CO 3 = 2 Cu. O + CO 2+ H 2 O
Окисно-відновні процеси за участю найважливіших окислювачів і відновників Mn. O 4 у кислому середовищі Mn 2+ безбарвний розчин у нейтральному середовищі Mn. O 2 бурий осад у лужному середовищі Mn. O 42 - зелений розчин
Окисно-відновні процеси за участю найважливіших окислювачів і відновників Cr 2 O 7 2 Cr. O 4 2 в кислому середовищі Cr 3+ синьо-фіолетовий р-р в нейтральному середовищі Cr(OH)3 сіро-зелений осад у лужному середовищі 3 - розчин смарагдово-зеленого кольору
Окисно-відновні процеси за участю найважливіших окислювачів і відновників кислотне середовище: 5 Na 2 SО 3 + 2 КМn. Про 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 Mn. SO 4 +K 2 SO 4 + 5 Na 2 SО 4 + ДТ 2 Про лужне середовище: Na 2 SО 3 + 2 КМn. 4 + 2 KOH =2 K 2 Mn. O 4 + Na 2 SО 4 + Н 2 Про нейтральне середовище: 3 Na 2 SО 3 + 2 КМn. Про 4 + H 2 O = 2 Mn. O 2 + 3 Na 2 SО 4 +2 КОН Приклади: P + КМn. Про 4 + H 2 SO 4 = NH 3 + KMn. O 4 = K 2 Cr 2 O 7 + C + H 2 SO 4 =
Окисно-відновні процеси за участю найважливіших окислювачів і відновників Приклади: P + 2 КМn. Про 4 + H 2 SO 4 = 2 Mn. SO 4 + KH 2 PO 4 2 NH 3 + 2 KMn. O 4 = N 2 + 2 Mn. O 2 + 2 KOH + 2 H 2 O 2 K 2 Cr 2 O 7 + 3 C + 8 H 2 SO 4 = 3 CO 2 +2 Cr 2(SO 4)3 2 SO 4+ 8 H 2 O +2 K
Електроліз розчинів солей металів, що стоять у ряді напруги після водню: 2 Hg. SO 4 + 2 H 2 O = 2 Hg + О 2 + 2 H 2 SO 4 1) на катоді: Hg 2+ + 2 e = Hg° 2) на аноді: 2 Н 2 О – 4 е = О 2 + 4 Н+ до водню: Са. I 2 + 2 Н 2 О = Н 2 + I 2 + Са(ОН)2 1) на катоді: 2 Н 2 О + 2 e = 2 ВІН + Н 2 2) на аноді: 2 I 2 e = I 2 електроліз розчину сульфату натрію: 1) на катоді: 2 H 2 O + 2 e = H 2 + 2 OH– 2) на аноді: 2 H 2 O – 4 e = O 2 + 4 H+ 3) Складено загальне рівнянняелектролізу: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2
Електроліз При електролізі солей, утворених металами, що знаходяться в ряду активності між алюмінієм та воднем 4 Fe. Cl 3 + 6 H 2 O = 3 H 2 + 2 Fe + 6 Cl 2 + 2 Fe (OH)3 на катоді відбувається конкуруючі відновлення катіону металу та води, в результаті на катоді виділяються метал і водень, а в розчині утворюється гідроксид відповідного металу; на аноді відбувається окислення аніонів безкисневих кислот, зокрема, виділяється Cl 2 .
Електроліз солей карбонових кислот -К -A CH 3 CH 2 COONa 3 CH 2 COO- + Na + CH H 2 O Na +: H 2 O: 2 H 2 O + 2? = H 20 + 2 OHАнод = графіт - інертний! CH 3 CH 2 COOO- - ē = CH 3 CH 2 COO · вільний радикал, нестійкий CH 3 CH 2 COO · = CO 2 + C 2 H 5 · вільний радикал, нестійкий CH 3 CH 2 · + C 2 H 5 · = CH 3 CH 2-CH 2 CH 3 CH 2 COONa + 2 H 2 O = = H 2 + 2 Na. OH + 2 CO 2 + CH 3 CH 2 -CH 2 CH 3
Електрохімічний ряд напруги металів 1. Чим ближче стоїть метал до початку ряду, тим сильніше його відновлювальні властивості і тим слабша окислювальна здатність його іонів. 2. Метали, що стоять до водню, здатні витісняти його із розчинів кислот. Але слід мати на увазі, що свинець, що стоїть перед воднем, не може витіснити його з розчину сірчаної кислоти, оскільки при контакті з цією кислотою на поверхні металу відразу ж утворюється шар захисного нерозчинного сульфату Pb. SO 4. Цей шар ізолює метал від кислоти.
Електрохімічний ряд напруги металів 3. Метали, що стоять до магнію (лужні та лужно – земельні), витісняють водень також із води та будь-якого водного розчину. З цієї причини рівняння реакцій між цими металами та розчинами кислот неокислювачів (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (розб.)) не записують. 4. З цієї причини не записують рівняння реакцій лужних і лужно – земельних металів із розчинами солей. Лужний метал не витісняє менш активний метал із розчину його солі. 5. Електрохімічний ряд напруг характеризує відновну здатність металів у водних розчинах солей і не застосовується до розплавів солей. Розплав Наприклад: 2 Al + 3 Ca. Cl 2 = 2 Al. Cl 3 + 3 Ca
Гідроліз При зливанні розчинів солей, що містять катіон слабкої основи і аніон слабкої кислоти, сіль не утворюється, оскільки йде гідроліз і по катіону, і по аніону: Al 2(SO 4)3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 CO 2 + 3 K 2 SO 4 2 Fe. Cl 3 + 3 K 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe(OH)3 + 3 CO 2 + 6 KCl 2 Al. Br3+3K2CO3+3H2O=2Al(OH)3+3CO2+6KBr2Al. CL 3 + 3 Na 2 S + 6 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 H 2 S + 6 Na. Cl Гідроліз слід враховувати, розглядаючи реакції металів із розчинами солей. Mg + 2 NН 4 Cl = Mg. Cl 2 + 2 NH 3 + 2 H 2 Розчини солей, що мають кислу реакцію середовища, внаслідок гідролізу, здатні розчиняти активні метали, наприклад, магній або цинк: Mg+Mg. Cl +2 H O = 2 Mg. OHCl+H
Гідроліз Особливу тяжкість викликають складні випадки взаємодії розчинів речовин солей, що піддаються гідролізу. Так взаємодії розчину сульфату магнію з карбонатом натрію можна записати цілих три рівняння можливих процесів: Mg. SO 4+Na 2 CO 3=Mg. CO 3+Na 2 SO 4 2 Mg. SO 4+2 Na 2 CO 3+H 2 O=(Mg. OH)2 CO 3+2 Na 2 SO 4+CO 2 2 Mg. SO 4+2 Na 2 CO 3+2 H 2 O=2 Mg(OH)2+2 Na 2 SO 4+2 CO 2 Складання подібних рівнянь реакцій може знадобитися під час виконання завдань № 37 ЄДІ з хімії. 3 K+Al. Cl 3 = 3 KCl + 4 Al(OH)3 3 Cl 2 + 3 K 2 CO 3 = KCl. O 3 + 3 CO 2 + 5 KCl
Гідроліз бінарних сполук Al4C3+Н2О=Al2S3+Н2О=Ba. S+ Н 2 Про = Ca. C 2 + Н 2 О = Ca 3 P 2 + Н 2 О = Ca. H2 + Н2О = Si. H 4 + Н 2 О = Mg 3 N 2 + Н 2 О = PCl 3 + H 2 O = PCl 5 + H 2 O =
Гідроліз бінарних сполук Al 4 C 3 + 12 Н 2 О = 4 Аl(ОН)3 + ЗСН 4 Al 2 S 3 + 6 Н 2 О = 2 Аl(ОН)3 + ЗН 2 S Ba. S+ 2 Н 2 Про = Ba(ОН)3 + Н 2 S Ca. C 2 + 2 Н 2 О = Ca(ОН)2 + С 2 Н 2 Ca 3 P 2 + 6 Н 2 О = 3 Ca(ОН)2 + 2 PН 3 Ca. H 2 + 2 Н 2 О = Ca(ОН)2 + 2 Н 2 Si. H 4 + 2 Н 2 О = Si. О 2 + 4 Н 2 Mg 3 N 2 + 6 Н 2 О = 3 Mg(ОН)2 + 2 NH 3 PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HCl Не гідролізуються: SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, Al. N, Si 3 N 4, Si. C, Li 4 Si
Амфотерність у розчині Zn(OH)2 + KOH = Zn. O + Na. OH + H 2 O = Al(OH)3 + KOH = Al 2 O 3 + Na. OH + H 2 O = у розплаві Zn. O(тв) + Na. OH(тв) = Zn(OH)2(тв) + KOH(тв) = Al 2 O 3(тв) + Na. OH(тв) = A 1(OH)3(тв) + KOH(тв) =
Амфотерність у розчині Zn(OH)2 + 2 KOH = K 2 Zn. O+2 Na. OH + H 2 O = Na 2 Al(OH)3 + KOH = K Al 2 O 3 + 2 Na. OH + 3 H 2 O = 2 Na у розплаві Zn. O(тв) + 2 Na. OH(тв) = Na 2 Zn. Про 2 + H 2 O Zn(OH)2(тв) + 2 KOH(тв) = K 2 Zn. Про 2 + 2 H 2 O Al 2 O 3(тв) + 2 Na. OH(тв) = 2 Na. Al. O 2 + H 2 O A 1(OH)3(тв) + KOH(тв) = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O
Амфотерність Слабо амфотерні гідроксиди заліза (III) та хрому (III) реагують лише з розплавами лугів або з концентрованими розчинами лугів: з розплавами лугів Cr(OH)3(тв) + KOH(тв) = KCr. Про 2 + 2 H 2 O Fe(OH)3(тв) + KOH(тв) = KFe. O 2 + 2 H 2 O з концентрованими розчинами лугів Cr(OH)3 + 3 KOH(конц.) = K 3 Fe(OH)3 + 3 KOH(конц.) = K 3 Зауважимо, що в матеріалах ЄДІ можна зустріти і таке рівняння реакції: Fe(OH)3 + KOH = K
Амфотерність Метали, оксиди та гідроксиди яких амфотерни також можуть реагувати і з кислотами, і з лугами: Be + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O = Na 2 + H 2 2 Al + 2 Na. OH + 6 H 2 O = 2 Na + 3 H 2 Для хрому та заліза подібна реакція не характерна. При гідролізі солей, одержаних з амфотерних сполук, утворюються комплексні солі: KAl. O 2 + 2 H 2 O = K Амфотерні оксиди при сплавленні реагують з карбонатами активних металів: Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAl. O 2 + CO 2
Способи руйнування комплексних солей При дії надлишку сильної кислоти виходить дві середні солі та вода: Na Al(OH)4 + 4 HClизб. = Na. Cl+Al. Cl 3 + 4 H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 6 HNO 3 хат. = 3 KNO 3 + Cr(NO 3)3 + 6 H 2 O При дії нестачі сильної кислоти виходить середня сіль активного металу, амфотерний гідроксид і вода: Na Al(OH)4 + HClнед. = Na. Cl + Al(OH)3 + H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 3 HNO 3 тиж. = 3 KNO 3 + Cr(OH)3 + 3 H 2 O При дії слабкої кислоти виходить кисла сіль активного металу, амфотерний гідроксид та вода: Na Al(OH)4 + H 2 S = Na. HS + Al(OH)3 + H 2 O K 3 Cr(OH)6 + 3 H 2 CO 3 = 3 KHCO 3 + Cr(OH)3 + 3 H 2 O
Способи руйнування комплексних солей При дії вуглекислого або сірчистого газу виходить кисла сіль активного металу та амфотерний гідроксид: Na Al(OH)4 + CO2 = Na. HCO 3 + Al(OH)3 K 3 Cr(OH)6 + 3 SO 2 = 3 KHSO 3 + Cr(OH)3 При дії солей, утворених сильними кислотами та катіонами Fe 3+, Al 3+ та Cr 3+ відбувається взаємне посилення гідролізу, виходить два амфотерні гідроксиди і сіль активного металу: 3 Na Al(OH)4 + Fe. Cl 3 = 3 Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3 Na. Cl K 3 Cr(OH)6 + Al(NO 3)3 = Al(OH)3 + Cr(OH)3 + 3 KNO 3 При нагріванні виділяється вода: Na Al(OH)4 = Na. Al. O 2 + 2 H 2 O K 3 Cr(OH)6 = KCr. O 2 + 2 H 2 O + 2 KOH
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Азот Оксид азоту (I), оксид діазоту, закис азоту, «звеселяючий газ» слабкий окислювач: 2 N 2 O =2 N 2 + O 2 N 2 O +H 2 =N 2 + H 2 O 6 N 2 O + P 4 = 6 N 2 + P 4 O 6 2 N 2 O + C (графіт) = 2 N 2 + CO 2 слабкий відновник: N 2 O + H 2 SO 4(конц., гір.) = 2 NO + SO 2+ H 2 O Оксид азоту (II) монооксид азоту. 2 NO + O 2 = 2 NO 2 2 NO + C(графіт) = N 2+ CO 2 2 NO + 2 Mg = N 2+ 2 Mg. O
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Азот Оксид азоту (IV), діоксид азоту NO 2 + H 2 О = NO 2 + Na. OH + O2 = NO2 + Na. OH+ NO = NO 2 + SO 2 = NO 2 + Cu =
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Азот Оксид азоту (IV), діоксид азоту 4 NO 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 2 NO 2 + 2 Na. OH = Na. NO 3+ Na. NO 2+ H 2 O 4 NO 2 + 4 Na. OH+ O 2 = 4 Na. NO 3+ 2 H 2 O NO 2 + 2 Na. OH + NO = 2 Na. NO 2+ H 2 O NO 2 + SO 2 = NO+ SO 3 2 NO 2 + 4 Cu = N 2+ 4 Cu. O
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Галогени Отримання: 16 HCl + 2 KMn. O 4 =5 Cl 2 + 2 Mn. Cl 2 + 2 KCl + 8 H 2 O 4 HCl + Mn. O 2 = Cl 2 + Mn. Cl 2 + 2 H 2 O Властивості З менш електронегативними неметалами: 2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 2 P + 3 PCl 5 = 5 PCl 3 2 S + Cl 2 = S 2 Cl 2 + Cl 2 = 2 SCl 2 Важливо, що безпосередньо з азотом та киснем хлор не взаємодіє.
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Галогени Взаємодія з водою: Cl 2 + H 2 O = HCl+ HCl. O 2 F 2 + 2 H 2 O = 4 HF+ O 2 Окисні властивості: 2 HCl + F 2 = 2 HF + Cl 2 2 NH 3 + 3 Br 2 = N 2 + 6 HBr PH 3 + 4 Br 2 + 4 Н 2 О = Н 3 РО 4 + 8 НВг KNO 2 + Br 2 + Н 2 О = KNO 3 + 2 НВг
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Галогени не взаємодіють із кислотами. Тільки I 2 при взаємодії з концентрованою азотною кислотою утворює іодну кислоту HIO 3: I 2 + 10 HNO 3 (конц.) = 2 HIO 3 + 10 NO 2 + 4 HO 2 Галогеноводні Відновлювальні властивості (крім HF): 6 HCl + 2 HNO 3 (Конц.) = 3 Cl 2 + 2 NO + 4 HO 2 4 HI + Mn. O 2 = I 2 + Mn. I 2 + 2 H 2 O 2 HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2 H 2 O 8 HI + H 2 SO 4 = 4 I 2 + H 2 S + 4 H 2 O 2 HI + Br 2 = 2 HBr + I 2
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Сірка Особливою властивістю сірки є взаємодія її з сульфітами та утворення тіосульфатів, солей неіснуючої у вільному стані тіосерної кислоти H 2 S 2 O 3 : Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 При дії на тіосульфати з утворенням сірки та сірчистого газу: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Сірка Оксид сірки (IV) може бути доокислений киснем: 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 2 SO 2 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4 і виступати в ролі окислювача: SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O та у ролі відновника: SO 2 + Pb. O2 = Pb. SO 4 SO 2 + Br 2 + 2 H 2 O = H 2 SO 4+ 2 НBr SO 2 + NO 2 + H 2 O = H 2 SO 4+ NO 3 SO 2 + 2 КМn. 4 + 2 H 2 O = 2 H 2 SO 4+ 2 Mn. O 2+ K 2 SО 4 окисні властивості оксиду сірки (VI): 5 SO 3 + 2 P = 5 SO 2+ P 2 O 5
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Фосфор одержання фосфору: Са 3(Р 04)2 + 5 С + 3 Si. O 2 = 3 Ca. Si. O 3 + 5 СО + 2 Р взаємодія з азотною кислотою: 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO з лугами: 4 P + 3 Na. OH + 3 H 2 O = 3 Na. H 2 PO 2 + PH 3 із солями – окислювачами: 6 P + 5 KCl. O 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl (з вибухом).
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Залізо. При взаємодії заліза з галогенами утворюються галогеніди складу Fe. F3, Fe. Cl 3, Fe. Br 3, але у реакції з йодом Fe. I 2 Fe + I 2 = Fe. I 2 Залізо пасивується концентрованими сірчаною та азотною кислотами, але при нагріванні реагує з ними: 2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) = Fe 2(SO 4)3 + 3 SO 2+ 6 H 2 O Fe + 6 HNO 3(конц.) = Fe(NO 3)3 + 3 NO 2+ 3 H 2 O Залізо взаємодіє зі лужними розплавами окислювачів: Fe + 3 KNO 3 + 2 KOH = K 2 Fe. O 4 + 3 KNO 2+ H 2 O
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Залізо. Оксид заліза (ІІ) Fe. O володіє основними та відновними властивостями. Fe. O + 2 HI = Fe. I 2 +H 2 O Fe. O + 4 HNO 3(конц.) = Fe(NO 3)3 + NO 2+ 2 H 2 O Оксид заліза (III) має слабоамфотерні властивості: Fe 2 O 3 + 6 HNO 3 = 2 Fe(NO 3)3+ 3 H 2 O З розчинами лугів він не взаємодіє. При сплавленні з лугами та карбонатами лужних металів утворюються ферити: Fe 2 O 3 + 2 Na. OH = 2 Na. Fe. O 2+ H 2 O Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2 Na. Fe. O 2+ CO 2 Для нього характерні також окисні властивості: Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 Fe. I 2+3 H 2 O (реакція обміну неможлива, оскільки Fe+3 – окислювач, I 1 – відновник; з тієї ж причини Fe. I 3 – немає).
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Залізо. Гідроксид заліза (II) Fe(OH)2 виявляє основні та відновлювальні властивості: Fe(OH)2 + 2 HCl = Fe. Cl 2 + 2 H 2 O 2 Fe(OH)2 + H 2 O 2 = 2 Fe(OH)3 4 Fe(OH)2 + O 2 = 4 Fe. O(OH)+ 2 H 2 O Fe(OH)2 + 2 Br 2 + 6 Na. OH = Na 2 Fe. O 4+ 4 Na. Br+ 4 H 2 O У матеріалах ЄДІ зустрічається такий запис складу гідроксиду заліза(III): Fe. O(OH) – метагідроксід заліза (III). Він виявляє слабоамфотерні та окисні властивості: 2 Fe. O(OH) + 3 H 2 SO 4 = Fe 2(SO 4)3 + 4 H 2 O Fe. O(OH) + 3 Na. OH(конц.) + H 2 O = Na 3 + 4 H 2 O 2 Fe. O(OH) + 6 HI=2 Fe. I 2 + 4 H 2 O + I 2
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Залізо. Солі Fe 3+ сильно гідролізуються, тому активні метали розчиняються в них із виділенням водню: Fe. Cl 3 + 2 H 2 O + Zn = Fe(OH)2 Cl + Zn. Cl 2+ H 2 Солі Fe 3+ окислювачі, солі Fe 2+ відновники: 2 Fe. Cl 3 + Fe = 3 Fe. Cl 2 3 Fe. Cl 3 + Cu = 2 Fe. Cl2+Cu. Cl 2 2 Fe. Cl 2 + Cl 2 = 2 Fe. Cl 3 4 Fe. S 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 Ферати - сильні окислювачі: 2 Na 2 Fe. O 4+ 16 HCl = 3 Cl 2 + 4 Na. Cl+2 Fe. Cl 3 + 8 H 2 O Звернемо увагу на реакції сполук заліза, де в окислювально-відновному процесі беруть участь три елементи: Fe. S 2 + 8 HNO 3 = Fe(NO 3)3 + 5 NO+2 H 2 SO 4+2 H 2 O
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Хром. Оксид хрому (II) Cr. O чорного кольору, що відповідає гідроксиду Cr(OH)2 – жовтого. Оксид хрому (III) Cr2O3 у вигляді порошку темно-зеленого кольору, в кристалічному стані він чорний з металевим блиском. Гідроксид хрому (III) Cr(OH)3 – сіро-зелений. Обидві сполуки амфотерни. Реагуючи з надлишком лугу, гідроксид хрому (III) утворює смарагдово-зелену сполуку складу Na 3 Cr(OH)6. Оксид хрому (VI) Cr. O 3 це кислотний оксид темно-червоного кольору. При його розчиненні у воді утворюються дві кислоти: хромова H2Cr. O4 і дихромова H2Cr2O7. Це сильні кислоти, дихромова існує тільки в розчині. Солі хромової кислоти – хромати (K 2 Cr. O 4, Na 2 Cr. O 4 – жовтого кольору, солі дихромової кислоти – дихромати (K 2 Cr 2 O 7, Na 2 Cr 2 O 7 – помаранчевого кольору).
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Хромати стійкі у лужному середовищі, а дихромати – у кислотному. Na 2 Cr 2 O 7 +2 KOH = Na 2 Cr. O4+K2Cr. O 4+ H 2 O 2 K 2 Cr. O 4 +H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4+ H 2 O При дії на дихромати концентрованою сірчаною кислотою утворюється оксид хрому (VI): K 2 Cr 2 O 7 +2 H 2 SO 4 = 2 Cr. O 3 +2 KHSO 4+ H 2 O Оксид хрому (VI) та дихромати – найсильніші окислювачі. Хромати – окислювачі слабші, ніж дихромати: 2 K 2 Cr. O 4 +2 H 2 O+3 H 2 S= 2 Cr(OH)3 + 3 S+ 4 KOH K 2 Cr 2 O 7 +H 2 O+3 H 2 S= 2 Cr(OH)3 + 3 S+ 2 KOH
НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ Метали побічних підгруп. Хром. Окислювальні властивості сполук хрому (VI) найбільш сильно виражені в кислотному середовищі, а відновлювальні властивості сполук хрому (III) - у лужній: K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4+ 3 SO 2 = Cr 2(SO 4)3 + K 2 SO 4+ H 2 O Cr 2(SO 4)3 +3 H 2 O 2+ 10 Na. OH = 2 Na 2 Cr. O 4+3 Na 2 SO 4+ 8 H 2 O
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: дихромат калію, сірчана кислота, карбонат амонію, кремнезем, нітрит калію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: нітрат амонію, дихромат калію, сірчана кислота, сульфід калію, фторид магнію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: йодид калію, сірчана кислота, гідроксид алюмінію, оксид марганцю (IV), нітрат магнію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: соляна кислота концентрована, оксид фосфору (V), оксид марганцю (IV), фторид амонію, нітрат кальцію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: дихромат натрію, сірчана кислота, йодид натрію, силікат натрію, нітрат магнію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: соляна кислота концентрована, вуглекислий газ, перманганат калію, фторид амонію, нітрат заліза. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сульфат амонію, гідроксид калію, перманганат калію, нітрит калію, оксид міді (II). Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте наступний перелік речовин: сірководень, концентрована азотна кислота, сульфат алюмінію, оксид фосфору (V), нітрат міді (II). Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: гідроксид магнію, сірководень, нітрат срібла, дихромат натрію, сірчана кислота. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, фтороводород, карбонат амонію, сульфат заліза (II), дихромат калію, сірчана кислота. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, хлорат калію, гідроксид натрію, сульфат алюмінію, оксид хрому (III), оксид магнію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, сульфіт калію, дихромат калію, сірчана кислота, гідроксид хрому (III), кремнезем. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте наступний перелік речовин: сірководень, бром, нітрат барію, сульфат амонію, концентрована соляна кислота, перманганат калію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, нітрат цинку, сульфіт натрію, бром, гідроксид калію, оксид міді. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, сірка, азотна кислота концентрована, вуглекислий газ, фторид срібла, ацетат кальцію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, пероксид водню, гідроксид калію, оксид хрому (III), фосфат магнію, сульфат амонію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Для виконання завдання використовуйте перелік речовин: сірководень, хромат натрію, бромід натрію, фторид калію, сірчана кислота, нітрат магнію. Допустимо використання водних розчинів речовин.
З запропонованого переліку речовин виберіть речовини, між якими можлива окислювально-відновна реакція, та запишіть рівняння цієї реакції. Складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.
Відповіді:
K 2 Cr 2 O 7 + 3KNO 2 + 4H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 3KNO 3 + K 2 SO 4 + 4H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 3K 2 S + 7H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O
2Cr 6+ +6e → 2Cr 3+ – окислювач, відновився
Відповідь (дод.): 3K 2 S + 4H 2 SO 4 → 4S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O(співпропорціонування)
2KI + MnO 2 + 2H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 O
Відповідь (дод.): 8KI + 5H 2 SO 4 →4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O
Mn 4+ +2e → Mn 2+ – окислювач, відновився
Na 2 Cr 2 O 7 + 6NaI + 7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 3I 2 + 4Na 2 SO 4 + 7H 2 O
2Cr 6+ +6e → 2Cr 3+ – окислювач, відновився
2I - -2e → I 2 - відновник, окислився
2Cl - -2e → Cl 2 - відновник, окислився
2KMnO 4 + KNO 2 + 2KOH → 2K 2 MnO 4 + KNO 3 + H 2 O
Mn 7+ +1e → Mn 6+ – окислювач, відновився
N 3+ –2e → N 5+ – відновник, окислився
H 2 S + 8HNO 3(конц) → H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
S 2- –8e → S 6+ – відновник, окислився
N 5+ +1e → N 4+ – окислювач, відновився
Na 2 Cr 2 O 7 + 3H 2 S + 4H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 3S + Na 2 SO 4 + 7H 2 O
2Cr 6+ +6e → 2Cr 3+ – окислювач, відновився
S 2- –2e → S 0 – відновник, окислився
Відповідь (дод.): H 2 S + H 2 SO 4 → S + SO 2 + 2H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
2Cr 6+ +6e → 2Cr 3+ – окислювач, відновився
Fe 2+ –1e → Fe 3+ – відновник, окислився
KClO 3 + Cr 2 O 3 + 4NaOH → KCl + 2Na 2 CrO 4 + 2H 2 O
Cl 5+ +6e →Cl — окислювач, відновився
2Cr 3+ –6e → 2Cr 6+ – відновник, окислився
K 2 Cr 2 O 7 + 3K 2 SO 3 + 4H 2 SO 4 →Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
2Cr 6+ +6e → 2Cr 3+ – окислювач, відновився
S 4+ –2e → S 6+ – відновник, окислився
2KMnO 4 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 2KCl + 8H 2 O
Mn 7+ +5e → Mn 2+ – окислювач, відновився
2Cl - -2e → Cl 2 - відновник, окислився
-
Минулої нашої статті ми поговорили про базові завдання в ЄДІ з хімії 2018 року. Тепер нам доведеться детальніше розібрати завдання підвищеного (у кодифікаторі ЄДІ з хімії 2018 року — високий рівень складності) рівня складності, раніше іменовані частиною С.
До завдань підвищеного рівня складності належить лише п'ять (5) завдань — №30,31,32,33,34 та 35. Розглянемо теми завдань, як до них готуватися та як вирішувати складні завдання в ЄДІ з хімії 2018 року.
Приклад завдання 30 у ЄДІ з хімії 2018 року
Направлено на перевірку знань учня про окисно-відновлювальні реакції (ОВР). У завданні завжди дається рівняння хімічної реакції з пропусками речовин з будь-якої сторони реакції (ліва сторона — реагенти, права сторона — продукти). За це завдання можна отримати максимум три (3) бали. Перший бал дається за правильне заповнення перепусток у реакції та правильне зрівняння реакції (розстановка коефіцієнтів). Другий бал можна отримати, вірно розписавши баланс ОВР, і останній бал дається за вірне визначення, хто є в реакції окислювачем, а хто - відновником. Розберемо рішення завдання №30 з демоверсії ЄДІз хімії 2018 року:
Використовуючи метод електронного балансу, складіть рівняння реакції
Na 2 SO 3 + … + KOH à K 2 MnO 4 + … + H 2 O
Визначте окислювач та відновник.
Перше, що необхідно зробити - розставити заряди в атомів, зазначених у рівнянні, виходить:
Na + 2 S +4 O 3 -2 + … + K + O -2 H + à K + 2 Mn +6 O 4 -2 + … + H + 2 O -2
Часто після цієї дії, ми відразу бачимо першу пару елементів, яка змінила ступінь окиснення (ЗІ), тобто з різних боків реакції, в одного і того ж атома, різний ступінь окиснення. У цьому завдання, ми спостерігаємо такого. Тому необхідно скористатися додатковими знаннями, а саме, з лівого боку реакції, ми бачимо гідроксид калію ( КОН), наявність якого повідомляє нам, про те, що реакція протікає в лужному середовищі. З правого боку ми бачимо манганат калію, а ми знаємо, що в лужному середовищі реакції, манганат калію виходить з перманганату калію, отже, пропуск з лівого боку реакції — перманганат калію ( KMnO 4 ). Виходить, що ліворуч у нас був марганець у СО +7, а праворуч у СО +6, отже, ми можемо написати першу частину балансу ОВР:
Mn +7 +1 e — à Mn +6
Тепер ми можемо припустити, а що ж має статися в реакції. Якщо марганець отримує електрони, значить хтось повинен був їх йому віддати (дотримуємося закону збереження маси). Розглянемо всі елементи з лівого боку реакції: водень, натрій і калій вже в СО +1, яка є для них максимальною, кисень не віддаватиме свої електрони марганцю, а отже, залишається сірка в СО +4. Робимо висновок, що сірка віддаємо електрони і переходить у стан сірки з +6. Тепер ми можемо написати другу частину балансу:
S +4 -2 e — à S +6
Дивлячись на рівняння, ми бачимо, що справа сторони, ніде немає сірки і натрію, а значить вони повинні бути в пропуску, і логічним з'єднанням для його заповнення є сульфат натрію ( NaSO 4 ).
Тепер баланс ОВР написаний (отримуємо перший бал) і рівняння набуває вигляду:
Na 2 SO 3 + KMnO 4 + KOHà K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O
Mn +7 +1 e — à Mn +6 1 2 S +4 -2e -à S+6 2 1 Важливо, тут відразу написати, хто є окислювачем, хто відновником, оскільки учні часто концентрують увагу тому, щоб зрівняти рівняння і просто забувають зробити цю частину завдання, цим втрачаючи бал. За визначенням, окислювач - це та частка, яка отримує електрони (у нашому випадку марганець), а відновник - це та частка, яка віддає електрони (у нашому випадку сірка), таким чином ми отримуємо:
Окислювач: Mn +7 (KMnO 4 )
Відновник: S +4 (Na 2 SO 3 )
Тут треба пам'ятати, що ми вказуємо той стан частинок, в якому вони були колись стали проявляти властивості окислювача або відновника, а не ті стани, в які вони прийшли в результаті ОВР.
Тепер, щоб здобути останній бал, необхідно правильно зрівняти рівняння (розставити коефіцієнти). Використовуючи баланс, ми бачимо, що для того, щоб вона сірка +4, перейшла в стан +6, два марганці +7 повинні стати марганцем +6, а значимо ми ставимо 2 перед марганцем:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + KOHà 2K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O
Тепер ми бачимо, що праворуч у нас 4 калію, а ліворуч лише три, значить потрібно поставити 2 перед гідроксидом калію:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOHà 2K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O
У результаті правильна відповідь на завдання №30 виглядає наступним чином:
Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 2KOHà 2K 2 MnO 4 + NaSO 4 + H 2 O
Mn +7 +1e -à Mn +6 1 2 S +4 -2e -à S+6 2 1 Окислювач: Mn +7 (KMnO 4)
Відновник: S +4 (Na 2 SO 3 )
Рішення завдання 31 в ЄДІ з хімії
Це ланцюжок неорганічних перетворень. Для успішного виконання цього завдання, необхідно добре розумітися на реакціях характерних для неорганічних сполук. Завдання складається з чотирьох (4) реакцій, за кожну з яких можна отримати по одному (1) балу, сумарно за завдання можна отримати чотири (4) бали. Важливо пам'ятати правила оформлення завдання: всі рівняння мають бути зрівняні, навіть якщо учень написав рівняння правильно, але не зрівняв, не отримає бал; не обов'язково вирішувати всі реакції, можна зробити одну і отримати один (1) бал, дві реакції і отримати два (2) бали і т.д., при цьому не обов'язково виконувати рівняння строго по порядку, наприклад, учень може зробити реакцію 1 і 3, отже, так і потрібно вчинити, і отримати при цьому два (2) бали, головне вказати, що це реакції 1 і 3. Розберемо рішення завдання №31 з демоверсії ЄДІ з хімії 2018 року:
Залізо розчинили у гарячій концентрованій сірчаній кислоті. Отриману сіль обробили надлишком розчину гідроксиду натрію. Випав бурий осад відфільтрували і прожарили. Отриману речовину нагріли із залізом.
Напишіть рівняння чотирьох описаних реакцій.Для зручності рішення, на чернетці, можна скласти таку схему:
Для виконання завдання, безперечно, потрібно знати всі запропоновані реакції. Однак, в умові завжди є приховані підказки (концентрована сірчана кислота, надлишок гідроксиду натрію, бурий осад, прожарили, нагріли з залізом). Наприклад, учень не пам'ятає, що відбувається із залізом при взаємодії з конц. сірчаною кислотою, але він пам'ятає, що бурий осад заліза, після обробки лугом, це швидше за все гідроксид заліза 3 ( Y = Fe(OH) 3 ). Тепер у нас з'являється можливість, підставивши Y у написану схему, спробувати зробити рівняння 2 та 3. Наступні дії є суто хімічними, тому ми не розписуватимемо їх так докладно. Учень повинен пам'ятати, що нагрівання гідроксиду заліза 3 призводить до утворення оксиду заліза 3 ( Z = Fe 2 O 3 ) і води, а нагрівання оксиду заліза 3 з чистим залізом приведе їх до серединного стану - оксиду заліза 2 ( FeO). Речовина є сіль, отриманої після реакції з сірчаною кислотою, при цьому дає після обробки лугом гідроксид заліза 3, буде сульфатом заліза 3 ( X = Fe 2 (SO 4 ) 3 ). Важливо не забувати зрівнювати рівняння. У результаті правильна відповідь на завдання №31 виглядає наступним чином:
1) 2Fe + 6H 2 SO 4 (k) à Fe 2 (SO 4) 3+ 3SO 2 + 6H 2 O 2) Fe 2 (SO 4) 3+ 6NaOH (поз) à 2 Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4 3) 2Fe(OH) 3à Fe 2 O 3 + 3H 2 O 4) Fe 2 O 3 + Fe à 3FeO Завдання 32 ЄДІ з хімії
Дуже схоже завдання №31, лише у ньому дається ланцюжок органічних перетворень. Вимоги оформлення та логіка рішення аналогічні до завдання №31, єдина відмінність полягає в тому, що в завданні №32 дається п'ять (5) рівнянь, а отже, всього можна набрати п'ять (5) балів. Через схожість із завданням №31 ми не будемо його розглядати докладно.
Рішення завдання 33 з хімії 2018 року
Розрахункова задача, на її виконання необхідно знати основні розрахункові формули, вміти користуватися калькулятором і проводити логічні паралелі. За завдання №33 можна отримати чотири (4) бали. Розглянемо частину рішення завдання №33 із демоверсії ЄДІ з хімії 2018 року:
Визначте масові частки (в %) сульфату заліза (II) і сульфіду алюмінію в суміші, якщо при обробці 25 г цієї суміші водою виділився газ, який повністю прореагував з 960 г 5% розчину сульфату міді. У відповіді запишіть рівняння реакцій, які вказані в умові завдання, та наведіть усі необхідні обчислення (вказуйте одиниці виміру фізичних величин, що шукаються).
Перший (1) бал ми отримуємо за написання реакцій, що відбуваються у завданні. Отримання саме цього балу залежить від знань хімії, решту трьох (3) балів можна отримати лише завдяки розрахункам, тому, якщо у учня проблеми з математикою, він має отримати за виконання завдання №33 мінімум один (1) бал:
Al 2 S 3 + 6H 2 Oà 2Al(OH) 3 + 3H 2 S CuSO 4 + H 2 Sà CuS + H 2 SO 4 Оскільки подальші дії є суто математичними, ми не станемо тут розбирати. Підбірний розбір ви можете переглянути на нашому YouTube каналі (посилання на відео розбору завдання №33).
Формули, які потрібні для вирішення цього завдання:
Завдання 34 з хімії 2018
Розрахункове завдання, яке відрізняється від завдання №33 наступним:
- Якщо у завданні №33 ми знаємо, між якими речовинами відбувається взаємодія, то у завданні №34 ми повинні знайти, що реагувало;
- У завданні №34 даються органічні сполуки, тоді як у завданні №33 найчастіше даються неорганічні процеси.
По суті завдання №34 є зворотним по відношенню до завдання №33, а значить і логіка завдання — зворотна. За завдання №34 можна отримати чотири (4) бали, при цьому, так само, як і в завданні №33, тільки один з них (у 90% випадків) виходить за знання хімії, решта 3 (рідше 2) балів виходить за математичні розрахунки . Для успішного виконання завдання №34 необхідно:
знати загальні формули всіх основних класів органічних сполук;
знати основні реакції органічних сполук;
Вміти писати рівняння у загальному вигляді.
Ще раз хочеться відзначити, що необхідні для успішної здачі ЄДІз хімії у 2018 році теоретичні бази практично не змінилися, а значить, що всі знання, які ваша дитина отримувала у школі, допоможуть їй у складання іспиту з хімії у 2018 році. У нашому центрі підготовки до ЄДІ та ОДЕ Годограф, ваша дитина отримає всінеобхідні для підготовки теоретичні матеріали, а на заняттях закріпить отримані знання для успішного виконання всіхекзаменаційних завдань. З ним працюватимуть найкращі викладачі, які пройшли дуже великий конкурс і складні вступні випробування. Заняття проходять у невеликих групах, що дозволяє викладачеві приділити час кожній дитині та сформувати її індивідуальну стратегію виконання екзаменаційної роботи.
У нас немає проблем із відсутністю тестів нового формату, наші викладачі пишуть їх самі, ґрунтуючись на всіх рекомендаціях кодифікатора, специфікатора та демоверсії ЄДІ з хімії 2018 року.
Зателефонуйте сьогодні та завтра ваша дитина скаже вам спасибі!
У 2018 р. в основний період у ЄДІ з хімії взяли участь понад 84,5 тис. осіб, що більш ніж на 11 тис. осіб більше, ніж у 2017 р. Середній бал виконання екзаменаційної роботи практично не змінився та становив 55,1 бала (у 2017 р. – 55,2). Частка випускників, які не подолали мінімального бала, становила 15,9%, що трохи вище, ніж у 2017 р. (15,2%). Другий рік спостерігається збільшення числа високобальників (81-100 балів): у 2018 році приріст склав 1,9% порівняно з 2017 р. (у 2017 р. – 2,6% порівняно з 2016 р.). Відзначено також певний приріст стобальників: у 2018 р. він становив 0,25%. Отримані результати можуть бути обумовлені більш цілеспрямованою підготовкою старшокласників до певних моделей завдань, насамперед, високого рівня складності, що включаються до частини 2 екзаменаційного варіанта. Як інша причина можна назвати участь у ЄДІ з хімії переможців олімпіад, які дають право на позаконкурсне вступ за умови виконання екзаменаційної роботи більш ніж на 70 балів. Певну роль у підвищенні результатів могло зіграти та розміщення в відкритому банкузавдань більшої кількості зразків завдань, що включаються до екзаменаційних варіантів. Таким чином, одним із основних завдань на 2018 р. стало посилення диференційної спроможності окремих завдань та екзаменаційного варіанту загалом.
Більш докладні аналітичні та методичні матеріали ЄДІ 2018 доступні за посиланням .
На нашому сайті представлено близько 3000 завдань для підготовки до ЄДІ з хімії у 2018 році. Загальний план екзаменаційної роботи наведено нижче.
ПЛАН ЕКЗАМЕНАЦІЙНОЇ РОБОТИ ЄДІ З ХІМІЇ 2019 РОКУ
Позначення рівня складності завдання: Б – базовий, П – підвищений, В – високий.
ПРИБЛИЗНА ШКАЛА 2019 РОКУПеревірювані елементи змісту та види діяльності
Рівень складності завдання
Максимальний бал за виконання завдання
Орієнтовний час виконання завдання (хв.)
Завдання 1.Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів: s-, p- та d-елементи. Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів. Завдання 2.Закономірності зміни хімічних властивостей елементів та їх сполук за періодами та групами.
Загальна характеристика металів ІА–ІІІА груп у зв'язку з їх становищем у Періодичній системі хімічних елементівД.І. Менделєєва та особливостями будови їх атомів.
Характеристика перехідних елементів – міді, цинку, хрому, заліза – за їх становищем у Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва та особливостям будови їх атомів.
Загальна характеристика неметалів IVА–VIIА груп у зв'язку з їх становищем у Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва та особливостями будови їх атомівЗавдання 3.Електронегативність. Ступінь окислення та валентність хімічних елементів Завдання 4.Ковалентний хімічний зв'язок, його різновиди та механізми освіти. Характеристики ковалентного зв'язку (полярність та енергія зв'язку). Іонний зв'язок. Металевий зв'язок. Водневий зв'язок. Речовини молекулярної та немолекулярної будови. Тип кристалічних ґрат. Залежність властивостей речовин від їх складу та будови Завдання 5.Класифікація неорганічних речовин. Номенклатура неорганічних речовин (тривіальна та міжнародна) Завдання 6.Характерні Хімічні властивостіпростих речовин-металів: лужних, лужноземельних, алюмінію; перехідних металів: міді, цинку, хрому, заліза.
Характерні хімічні властивості простих речовин-неметалів: водню, галогенів, кисню, сірки, азоту, фосфору, вуглецю, кремнію. Характерні хімічні властивості оксидів: основних, амфотерних, кислотнихЗавдання 7.Характерні хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів. Характерні хімічні властивості кислот. Характерні хімічні властивості солей: середніх, кислих, основних; комплексних (на прикладі гідроксосполук алюмінію та цинку). Електролітична дисоціація електролітів у водних розчинах. Сильні та слабкі електроліти. Реакції іонного обміну Завдання 8.Характерні хімічні властивості неорганічних речовин:
- простих речовин-металів: лужних, лужноземельних, магнію, алюмінію, перехідних металів (міді, цинку, хрому, заліза);
- кислот;Завдання 9.Характерні хімічні властивості неорганічних речовин: - Простих речовин-металів: лужних, лужноземельних, магнію, алюмінію, перехідних металів (міді, цинку, хрому, заліза);
- простих речовин-неметалів: водню, галогенів, кисню, сірки, азоту, фосфору, вуглецю, кремнію;
- оксидів: основних, амфотерних, кислотних;
- основ та амфотерних гідроксидів;
- кислот;
- солей: середніх, кислих, основних; комплексних (на прикладі гідроксосполук алюмінію та цинку)Завдання 10.Взаємозв'язок неорганічних речовин Завдання 11.Класифікація органічних речовин. Номенклатура органічних речовин (тривіальна та міжнародна) Завдання 12.Теорія будови органічних сполук: гомологія та ізомерія (структурна та просторова). Взаємний вплив атомів у молекулах. Типи зв'язків у молекулах органічних речовин. Гібридизація атомних орбіталей вуглецю. Радикал. Функціональна група Завдання 13.Характерні хімічні властивості вуглеводнів: алканів, циклоалканів, алкенів, дієнів, алкінів, ароматичних вуглеводнів (бензолу та гомологів бензолу, стиролу).
Основні способи одержання вуглеводнів (в лабораторії)Завдання 14.Характерні хімічні властивості граничних одноатомних та багатоатомних спиртів, фенолу. Характерні хімічні властивості альдегідів, граничних карбонових кислот, складних ефірів. Основні способи отримання органічних кисневмісних сполук (в лабораторії). Завдання 15.Характерні хімічні властивості азотовмісних органічних сполук: амінів та амінокислот. Найважливіші способи одержання амінів та амінокислот. Біологічно важливі речовини: жири, вуглеводи (моносахариди, дисахариди, полісахариди), білки Завдання 16.Характерні хімічні властивості вуглеводнів: алканів, циклоалканів, алкенів, дієнів, алкінів, ароматичних вуглеводнів (бензолу та гомологів бензолу, стиролу). Найважливіші способи одержання вуглеводнів. Іонний (правило В. В. Марковникова) та радикальні механізми реакцій в органічній хімії Завдання 17.Характерні хімічні властивості граничних одноатомних та багатоатомних спиртів, фенолу, альдегідів, карбонових кислот, складних ефірів. Найважливіші способи одержання кисневмісних органічних сполук Завдання 18.Взаємозв'язок вуглеводнів, кисневмісних та азотовмісних органічних сполук Завдання 19.Класифікація хімічних реакцій у неорганічній та органічній хімії Завдання 20.Швидкість реакції, її залежність від різних факторів Завдання 21.Реакції окисно-відновні. Завдання 22.Електроліз розплавів та розчинів (солей, лугів, кислот) Завдання 23.Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне Завдання 24.Оборотні та незворотні хімічні реакції. Хімічна рівновага. Усунення рівноваги під дією різних факторів Завдання 25.Якісні реакції на неорганічні речовини та іони. Якісні реакції органічних сполук Завдання 26.Правила роботи у лабораторії. Лабораторний посуд та обладнання. Правила безпеки під час роботи з їдкими, горючими та токсичними речовинами, засобами побутової хімії.
Наукові методи дослідження хімічних речовин та перетворень. Методи поділу сумішей та очищення речовин. Поняття металургії: загальні способи отримання металів.
Загальні наукові принципи хімічного виробництва (з прикладу промислового отримання аміаку, сірчаної кислоти, метанолу). Хімічне забруднення навколишнього середовища та його наслідки. Природні джерела вуглеводнів, їх переробка. Високомолекулярні сполуки. Реакції полімеризації та поліконденсації. Полімери. Пластмаси, волокна, каучукиЗавдання 27.Розрахунки з використанням поняття «масова частка речовини в розчині» Завдання 28.Розрахунки об'ємних відносин газів при хімічних реакціях. Розрахунки за термохімічними рівняннями Завдання 29.Розрахунки маси речовини або обсягу газів за відомою кількістю речовини, масою або обсягом однієї з речовин, що беруть участь у реакції Завдання 30 (С1).Реакції окисно-відновні Завдання 31 (С2).Електролітична дисоціація електролітів у водних розчинах. Сильні та слабкі електроліти. Реакція іонного обміну. Завдання 32 (С3).Реакції, що підтверджують взаємозв'язок різних класів неорганічних речовин Завдання 33 (С4).Реакції, що підтверджують взаємозв'язок органічних сполук Завдання 34 (С5).Розрахунки з використанням понять "розчинність", "масова частка речовини в розчині". Розрахунки маси (обсягу, кількості речовини) продуктів реакції, якщо одна з речовин дано в надлишку (має домішки), якщо одна з речовин дано у вигляді розчину з певною масовою часткою розчиненої речовини.
Розрахунки масової чи об'ємної частки виходу продукту реакції від теоретично можливого.
Розрахунки масової частки (маси) хімічної сполукиу сумішіЗавдання 35 (С6).Встановлення молекулярної та структурної формули речовини Відповідність між мінімальними первинними балами та мінімальними тестовими балами 2018 року. Розпорядження про внесення змін до додатку № 2 до розпорядження Федеральної служби з нагляду у сфері освіти та науки.