Основы химии

Fe + S = FeS

Со ртутью, натрием порошок серы реагирует при комнатной температуре:

Hg + S = HgS

При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:

H2 + S = H2S

В реакциях с сильными окислителями сера окисляется. Так, сера горит, образуется оксид серы (IV) - сернъстый газ:

S + O2 = SO2

Оксид серы (IV) - кислотный оксид. Реагирует с водой с образованием сернъстой кислоты:

SO2 + H2O = H2SO3

Эта реакция происходит в атмосфере при сжигании каменного угля, который обычно содержит примеси серы. В результате выпадают кислотные дожди, поэтому очень важно подвергать очистке дымовые газы котельных.

В присутствии катализаторов оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2SO2 + O2 2SO3 (реакция обратима)

Оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO3 + H2O = H2SO4

SO3 - бесцветная жидкость, кристаллизуется при 17° С, переходит в газообразное состояние при 45° С

2. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих свойства гидроксида кальция

Гидроксид кальция (гашеная известь) - малорастворимое вещество. Взбалтываем немного извести в 2 мл воды (около 2 см по высоте пробирки), даем постоять несколько минут. Большая часть извести не растворится, осядет на дно.

Сливаем раствор, фильтруем (если нет фильтра, ждем пока отстоится). Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой. Делим на 2 пробирки. В одну капаем индикатор фенолфталеин (ф-ф), он окрашивается в малиновый цвет, что доказывает оснувные свойства извести:

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

Во вторую пробирку пропускаем углекислый газ, известковая вода мутнеет в результате образования нерастворимого карбоната кальция (это качественная реакция для обнаружения углекислого газа):

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3v + H2O

Если придется делать эти реакции на практике, углекислый газ можно получить в пробирке с газоотводной трубкой, добавив соляную или азотную кислоту в мел или соду.

Можно несколько раз пропустить выдыхаемый воздух через трубочку от коктейля или сока, принесенную с собой. Не стоит шокировать комиссию -- дуть в трубку из лабораторного оборудования -- в кабинете химии ничего нельзя пробовать на вкус!

Билет № 17

1. Оксиды: их классификация и химические свойства (взаимодействие с водой, кислотами и щелочами).

Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Оксиды делят на кислотные, оснувные, амфотерные и несолеобразующие (безразличные).

Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Кислотными свойствами обладают большинство оксидов неметаллов и оксиды металлов в высшей степени окисления, например CrO3.

Многие кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот. Например, оксид серы (IV), или сернъстый газ, реагирует с водой с образованием сернъстой кислоты:

SO2 + H2O = H2SO3

Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды. Например, оксид углерода (IV), или углекислый газ, реагирует с гидроксидом натрия с образованием карбоната натрия (соды):

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O

Оснувным оксидам соответствуют основания. К оснувным относятся оксиды щелочных металлов (главная подгруппа I группы),

магния и щелочноземельных (главная подгруппа II группы, начиная с кальция), оксиды металлов побочных подгрупп в низшей степени окисления (+1+2).

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием оснований. Так, оксид кальция реагирует с водой, получается гидроксид кальция:

CaO + H2O = Ca(OH)2

Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды. Оксид кальция реагирует с соляной кислотой, получается хлорид кальция:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Так, оксид цинка реагирует с соляной кислотой, получается хлорид цинка:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

Оксид цинка взаимодействует и с гидроксидом натрия с образованием цинката натрия:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют. Поэтому оксидная пленка цинка и алюминия защищает эти металлы от коррозии.

Несолеобразующим (безразличным) оксидам не соответствуют гидроксиды, они не реагируют с водой. Несолеобразующие оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относится оксид азота (II) NO.

Иногда к несолеобразующим относят угарный газ, но это неудачный пример, т.к. этот оксид реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли:

CO + NaOH = HCOONa

(эта реакция не для запоминания! Изучается в 10-11 классах)

2. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество вещества одного из исходных веществ

Пример:

Сколько г хлорида цинка можно получить, имея 0,5 моль соляной кислоты?

Решение:

Записываем уравнение реакции.

Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):

0,5 моль x моль

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2^

2 моль 1 моль

Составляем пропорцию:

0,5 моль - х моль

2 моль - 1 моль

Находим x:

x = 0,5 моль * 1 моль / 2 моль = 0,25 моль

Находим молярную массу хлорида цинка:

M(ZnCl2) = 65 + 35,5 * 2 = 136 (г/моль)

Находим массу соли:

m (ZnCl2) = M * n = 136 г/моль * 0,25 моль = 34 г

Ответ: 34 г.

Билет № 18

1. Углерод: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Алмаз. Графит. Оксиды углерода, их принадлежность к подклассам оксидов. Угольная кислота и ее соли.

Положение в периодической системе: углерод находится во 2 периоде, IV группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер углерода 6, следовательно, заряд атома равен + 6, число электронов 6. Два электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 4 электрона (равно номеру группы для главных подгрупп).

Ядро атома углерода 12C содержит 6 протонов (равно заряду ядра) и 6 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 12 - 6 = 6).

Углерод как простое вещество образует две аллотропные модификации: графит и алмаз.

Алмаз - прозрачные бесцветные кристаллы. У алмаза атомная кристаллическая решетка. Каждый атом в кристаллической решетке алмаза соединен ковалентными связями с четырьмя соседними атомами, так что кристалл алмаза поэтому сравнивают с единой молекулой. Атомные кристаллические решетки обладают большой прочностью: алмаз - самое твердое из природных веществ. Мелкие алмазы используют для бурения горных пород, в стеклорезах. Алмазный порошок используется для шлифовки драгоценных камней. Огранённые алмазы называются бриллиантами.

Графит - темно-серое вещество со слабым металлическим блеском. Кристалл графита состоит из слоев, в которых атомы связаны ковалентными связями. Связь между слоями обладает свойствами металлической связи (т.е. электроны принадлежат всем атомам). Поэтому графит проводит электрический ток. Слои графита слабо связаны: расслаиваются и скользят относительно друг друга, поэтому графит применяется в простых карандашах и в графитовой смазке.

Сажу, древесный уголь, кокс рассматривают как аморфную (состоящую из мелких частиц) разновидность графита.

Сажа используется как наполнитель для черной резины, получения черной краски. Древесный уголь в виде порошка применяется в противогазах, таблетках и фильтрах для воды, т.к. поглощает, адсорбирует на своей поверхности различные примеси, вредные вещества. Кокс в металлургии применяется для выплавки чугуна. Угольные (графитовые) стержни применяются в качестве электродов.

Углеродом образованы также графен, лонсдейлит, карбин и др.

Графит сгорает в кислороде с образованием оксида углерода (IV), или углекислого газа:

C + O2 = CO2

При высокой температуре этот оксид реагирует с раскаленным углем, получается оксид углерода (II) - угарный газ:

CO2 + C = 2CO

Угарный газ горит голубоватым пламенем:

2CO + O2 = 2CO2

Угарный газ чрезвычайно ядовит, так как соединяется с гемоглобином крови, делая невозможным перенос кровью кислорода. Отравление вызывает головную боль, нередко смерть. При отравлении угарным газом необходимо дышать свежим воздухом, лучше кислородом, чтобы вывести оксид углерода (II) из крови. Следует помнить, что угарный газ не задерживается обычным угольным противогазом!!!

Углекислый газ необходим растениям для фотосинтеза. Считается одним из «главных виновников» парникового эффекта, способствующего потеплению климата. Замороженный углекислый газ - сухой лёд - при нагревании испаряется, минуя жидкую фазу и поглощая много тепла, поэтому используется в тележках с мороженым и т.п. для сохранения низкой температуры.

Оба этих оксида являются кислотными, т.е. реагируют со щелочами с образованием солей. Углекислый газ реагирует с известью, получается карбонат кальция:

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O

Оксид углерода (II) иногда относят к несолеобразующим оксидам, но он реагирует при нагревании с гидроксидом натрия с образованием соли - формиата натрия:

CO + NaOH = HCOONa

(эти реакции не для запоминания! Изучаются в 10-11 классах)

Ему соответствует муравьиная кислота HCOOH, и он может быть получен из нее при нагревании с концентрированной серной кислотой (отнимает воду):

HCOOH = CO^ + H2O

Углекислому газу соответствует угольная кислота H2CO3 - слабая, существует только в растворе. Ее соли - карбонаты. Карбонат кальция широко встречается в природе в виде мела, известняка, мрамора. Применяется в строительстве: известняк в виде щебня и для кладки стен, мел как наполнитель, мрамор для облицовки зданий, станций метрополитена. Обжигом мела и известняка получают жженую известь CaO:

CaCO3 = CaO + CO2^

Карбонат натрия Na2CO3 - сода - обладает щелочной реакцией раствора. Применяется для стирки, смягчения жёсткой воды. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 - питьевая сода - для мытья посуды, нейтрализации кислоты, попавшей на кожу. В составе теста в качестве разрыхлителя.

Питьевая сода разлагается при нагревании с выделением углекислого газа, но лучше добавлять к соде лимонную кислоту:

NaHCO3 + H+ = Na+ + H2O + CO2^

2. Опыт. Распознавание раствора соли соляной (хлороводородной) кислоты среди трех предложенных растворов

Качественная реакция на хлорид-ион - при сливании с раствором соли серебра, образуется белый творожистый осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кислоте.

Добавляем во все три пробирки немного нитрата серебра. В которой выпадет белый творожистый осадок - находится соль соляной кислоты (хлорид):

AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgClv

или в ионном виде:

Ag+ + Cl- = AgClv

Если в одной из пробирок к тому же имеется соляная кислота (даст такой же осадок), сначала

Делим каждый раствор на две пробирки (получаем два набора по три)

Капаем по очереди в первые три - индикатор метилоранж или лакмус. Где покраснеет индикатор, там кислота - отмечаем эту пробирку.

В оставшиеся две пробирки капаем нитрат серебра.

Ион серебра дает осадок со многими солями (смотрите таблицу растворимости). Чтобы творожистый характер осадка был лучше виден, не следует трясти пробирку, перемешивать растворы. При наличии хлорида осадок выпадает сразу очень заметный, похожий на простоквашу.

Если возникают сомнения, можно было бы попробовать растворить осадок в концентрированной азотной кислоте, но учащимся работать с концентрированными кислотами ЗАПРЕЩЕНО.

Билет № 19

1. Кальций: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства кальция: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами.

Положение в периодической системе: кальций находится в 4 периоде, II группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер кальция 20, следовательно, заряд атома равен + 20, число электронов 20. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Ядро атома кальция 40Ca содержит 20 протонов (равно заряду ядра) и 20 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 40 - 20 = 20).

Простое вещество кальций - белый металл, легкий, более твердый по сравнению со щелочными металлами (всё же режется ножом).

Кальций относится к щелочноземельным металлам, отличающимся химической активностью. Кальций хранят под слоем керосина, т.к. на воздухе он быстро покрывается слоем оксида. При нагревании горит:

2Ca + O2 = 2CaO

Кальций вытесняет из воды водород. Если поместить кусочек кальция в воду, он тонет, но вскоре всплывает из-за образовавшихся на нём пузырьков водорода:

Ca + 2HOH = Ca(OH)2v + H2^

(раствор мутнеет из-за выпадающего осадка гидроксида кальция)

Кальций реагирует с кислотами, например, с соляной кислотой с образованием хлорида кальция:

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2^

Кальций широко распространен в земной коре. Карбонаты кальция (мел, гипс, известняк), сульфат кальция (гипс, алебастр), гидроксид кальция (гашеная известь) широко применяются в строительстве. Фосфаты кальция (фосфориты) используются в качестве фосфорных удобрений.

Карбонат и фосфат кальция входят в состав костей человека, придавая им твердость.

2. Задача. Вычисление количества вещества продукта реакции, если известна масса одного из исходных веществ.

Пример:

Сколько моль хлорида цинка можно получить, имея 365 г соляной кислоты?

Решение:

Записываем уравнение реакции.

Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - массу и число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):

10 моль x моль

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2^

2 моль 1 моль

Количество вещества соляной кислоты по условию задачи находим так:

M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)

n = m / M = 365 г : 36,5 г/моль = 10 моль

Составляем пропорцию:

10 моль - х моль

2 моль - 1 моль

Находим x:

x = 10 моль * 1 моль / 2 моль = 5 моль

Ответ: 5 моль.

Билет № 20

1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды железа.

Положение в периодической системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный номер железа 26.

Заряд атома равен + 26, число электронов 26. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Чистое железо - мягкий металл. Железо способно намагничиваться в магнитном поле.

Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления +2 или +3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, - железо окисляется до +2 (валентность II).

Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

Железо находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II):

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2^

Железо вытесняет менее активные металлы (которые расположены правее в ряду напряжений) из растворов их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида меди (II), железо покрывается красным слоем меди, а голубой раствор приобретает зеленоватый цвет:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cuv

Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Получены оксиды и гидроксиды с различной степенью окисления железа:

Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Проявляют оснувные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II).

Железо горит в кислороде:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O*Fe2+3O3). Темно-серого цвета.

Гидратированный оксид железа (III) Fe2O3* nH2O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Проявляет слабые амфотерные свойства. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного.

Сильные окислители, например, хлор при нагревании, окисляют железо до степени окисления +3:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Железо пассивируется концентрированной серной кислотой, поэтому ее перевозят в стальных цистернах.

Железо широко применяется в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более высокой твердостью. С помощью специальных легирующих добавок получают сталь, устойчивую к коррозии, высоким температурам и пр.

В организме человека элемент железо входит в состав гемоглобина крови, осуществляющего транспорт кислорода из легких в ткани.

2. Опыт. Распознавание среди трех предложенных веществ кислоты и щелочи

Разделяем каждый раствор пополам, т.е. получаем два набора по три пробирки.

Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или метилоранж (метиловый оранжевый). В пробирке с кислотой индикатор покраснеет.

Чтобы распознать щелочь, капаем в оставшиеся три пробирки индикатор фенолфталеин (ф-ф). В пробирке со щелочью он станет малиновым.

Можно воспользоваться универсальным индикатором: капаем исследуемый раствор на полоску индикаторной бумаги и сравниваем со шкалой, делаем вывод о наличии кислоты или щелочи.

Билет № 21

1. Серная кислота, ее химические свойства в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных реакциях (взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями)

Серная кислота - важнейший продукт химической промышленности. Формула серной кислоты H2SO4. Бесцветная маслянистая жидкость, тяжелее воды. При смешивании с водой образуются гидраты, происходит сильное разогревание, поэтому категорически запрещено вливать воду в концентрированную серную кислоту. Следует вливать серную кислоту в воду тонкой струйкой при постоянном перемешивании.

Серная кислота отнимает воду от органических веществ, обугливая их. В промышленности способность концентрированной серной кислоты связывать воду используется для осушения газов.

Серная кислота - сильный электролит, в водном растворе диссоциирует полностью. Окрашивает индикаторы лакмус и метилоранж в красный цвет.

Строго говоря, отщепляется один ион водорода (диссоциация по второй ступени очень мала):

H2SO4 = H+ + HSO4-

Металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, вытесняют из растворов серной кислоты водород:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2^ (образуется соль - сульфат цинка)

Окислителем в данной реакции является водород кислоты:

Zn0 + H2+1SO4 = Zn+2SO4 + H20^

Концентрированная серная кислота взаимодействует при нагревании и с металлами правее водорода, кроме золота и платины. Окислителем будет сера. В реакции с медью восстанавливается до оксида серы (IV):

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2^ + 2H2O (выделяется бесцветный газ)

с указанием степеней окисления:

Cu0 + 2H2S+6O4 = Cu+2SO4 + S+4O2^ + 2H2O

При концентрации близкой к 100% серная кислота пассивирует железо, реакция не идет.

С оксидами металлов реакция протекает с образованием соли и воды:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

в ионном виде (оксиды на ионы не раскладываем!):

MgO + 2H+ + SO42- = Mg2+ + SO42- + H2O

MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O

Серная кислота реагирует с основаниями, с образованием соли и воды:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

в ионном виде:

2Na+ + 2OH- + 2H+ + SO42-= 2Na+ + SO42-+ 2H2O

OH- + H+ = H2O

Качественной реакцией на сульфат-ион является взаимодействие с солями бария - выпадает белый кристаллический осадок сульфата бария, нерастворимый в азотной кислоте:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4v + 2HCl

2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl - = BaSO4v + 2H+ + 2Cl -

SO42- + Ba2+ = BaSO4v

Серная кислота используется для получения многих кислот, так как вытесняет их из солей. В лаборатории так можно получать соляную кислоту (при нагревании, с последующим растворением в воде выделяющегося хлороводорода) и др.:

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl^

сокращенное ионное уравнение:

Cl - + H+ = HCl^

Серная кислота применяется в промышленности для очистки нефтепродуктов, поверхности металлов перед нанесением покрытий, очистки (рафинирования) меди, в производстве удобрений, глюкозы и пр.

2. Получение и собирание углекислого газа. Доказательство наличия этого газа в сосуде

Углекислый газ в лаборатории получают, приливая

соляную кислоту к мелу:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2^

соляной или серной кислоты к соде:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2^

Закрываем пробирку, где идет реакция, пробкой с газоотводной трубкой. Трубку опускаем в колбу (углекислый газ тяжелее воздуха), горлышко желательно прикрыть куском ваты.

Доказываем наличие углекислого газа, приливая в колбу прозрачный раствор известковой воды, взбалтываем. Известковая вода мутнеет вследствие образования нерастворимого карбоната кальция:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3v + H2O

Билет № 22

1. Натрий: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства натрия: взаимодействие с неметаллами, водой.

Положение в периодической системе: натрий находится в 3 периоде, I группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер натрия 11, следовательно, заряд атома натрия равен + 11, число электронов 11. Три электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 1 электрон (равно номеру группы для главных подгрупп).

Ядро атома натрия 23Na содержит 11 протонов (равно заряду ядра) и 12 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 23 - 11 = 12).

Простое вещество натрий - металл серебристо-белого цвета, легкий (плотность 0,97 г/см3 - легче воды), мягкий (легко режется ножом), легкоплавкий (температура плавления 98оC).

Натрий, как и все щелочные металлы, - сильный восстановитель. Он энергично реагирует с неметаллами:

При нагревании до 180оС в умеренном количестве кислорода образуется оксид натрия:

4Na + O2 = 2Na2O

Натрий горит на воздухе с образованием пероксида натрия:

2Na + O2 = Na2O2

Натрий хранят под слоем керосина.

Расплавленный натрий в хлоре сгорает с ослепительной вспышкой (можно говорить проще - реагирует с хлором при нагревании), на стенках сосуда образуется белый налет хлорида натрия:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Натрий может взрываться при растирании с порошком серы (образуется сульфид натрия):

2Na + S = Na2S

Натрий при нагревании восстанавливает водород, образуется гидрид натрия:

2Na + H2 = 2NaH

Если небольшой кусочек натрия поместить в воду, он бурно реагирует с водой. Металл плавится от выделяющейся теплоты и «бегает» по поверхности воды. Образуется раствор гидроксида натрия:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2^

Натрий в природе содержится в различных минералах, в виде соли в морской воде. В человеческом организме соли натрия входят в состав плазмы крови, лимфу.

Применяется в атомной энергетике и в виде соединений (поваренной соли NaCl, соды Na2CO3 и др.)

2. Опыт. Осуществление превращения: соль > нерастворимое основание > оксид металла

Для получения нерастворимого основания, к раствору соли добавляем гидроксид натрия. Полученный осадок нагреваем на спиртовке, он разлагается с образованием оксида.

Лучше взять сульфат или хлорид меди (II):

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2v + Na2SO4

Выпадает синий осадок гидроксида меди (II). При нагревании осадок чернеет в результате образования черного оксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Билет № 23

1. Круговорот химических элементов в природе (на примере углерода или азота). Роль живых существ в круговороте химических элементов.

Углерод в природе содержится в различных осадочных горных породах: меле, известняке. Большое количество углерода входит в состав растительной биомассы. Содержание в атмосфере углекислого газа сравнительно невелико - менее 1 % (точнее 0,03 % по объему), но именно этот углерод приковывает сегодня внимание ученых.

Углекислый газ необходим растениям для фотосинтеза. В процессе фотосинтеза образуются органические вещества, служащие источником питания для всех живых организмов. В то же время углекислый газ способен вызывать парниковый эффект.

Это связано с тем, что солнечный свет проходит сквозь атмосферу, нагревает земную поверхность, которая отдает в космос избыток тепла в виде инфракрасных тепловых лучей. Углекислый газ пропускает солнечный свет, но задерживает инфракрасное излучение. В результате повышения концентрации CO2 может произойти глобальное потепление климата, угрожающее таянием полярных льдов. Это вызовет подъем уровня океана и затопление больших площадей суши.

Фотосинтез - основной процесс, постоянно изымающий углекислый газ из атмосферы. В настоящее время происходит сокращение площади лесов, что особенно пагубно - влажных тропических лесов. Загрязнение поверхности океана нефтепродуктами препятствует нормальному газообмену и фотосинтезу водорослей.

В то же время неуклонно растет потребление ископаемого топлива: природного газа, нефти, каменного угля, - при сжигании которого в атмосферу выбрасывается углекислый газ. Углекислый газ выделяется также при гниении органических веществ, дыхании животных и человека.

В создавшейся ситуации, важную роль в регуляции содержания CO2 в атмосфере играют донные отложения карбоната кальция, образующиеся при отмирании мелких морских беспозвоночных. При повышении содержания в атмосфере углекислого газа, он растворяется в воде, известняк вступает с ним в реакцию с образованием гидрокарбонатов, что связывает избыток углекислоты:

CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2

Если в атмосфере возникает недостаток углекислого газа, равновесие смещается влево, гидрокарбонаты разлагаются с освобождением CO2.

Эти процессы можно представить в виде схемы:

2. Круговорот углерода в природе

Если попросят написать уравнения, можно привести суммарное уравнение образования глюкозы при фотосинтезе:

6CO2 + 6H2O > C6H12O6 + 6O2

Сжигание метана в составе природного газа:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

Обжиг известняка:

CaCO3 = CaO + CO2^

2. Вычисление объема газа, вступившего в реакцию, если известна масса одного из продуктов реакции

Пример:

Сколько литров водорода сгорело, если образовалось 72 г воды?

Решение:

M (H2O) = 1 * 2 + 16 = 18 г/моль

Находим количество вещества воды по условию задачи:

n = m / M = 72 г : 18 г/моль = 4 моль

Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):

x моль 4 моль

2H2 + O2 = 2H2O

2 моль 2 моль

Составляем пропорцию:

x моль - 4 моль

2 моль - 2 моль

Находим x:

x = 4 моль * 2 моль / 2 моль = 4 моль

Находим объем водорода:

v = 22,4 л/моль * 4 моль = 89,6 л

Ответ: 89,6 л.

Можно подставлять над и под уравнением непосредственно массу и объем веществ:

x л 72 г

2H2 + O2 = 2H2O

44,8 л 36 г

Билет № 24

Аммиак: состав молекулы, химическая связь в молекуле. Физические и химические свойства аммиака.

Молекулярная формула аммиака NH3. Три атома водорода соединены с азотом ковалентными полярными связями (азот более электроотрицателен). В образовании связей принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному электрону водорода.

Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды, в вершинах которой находятся атомы азота и водорода. Угол между связями N-H около 107о

Аммиак - бесцветный газ с характерным резким запахом. Легче воздуха, его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды. Аммиак хорошо растворяется в воде (в 1 литре воды при комнатной температуре растворяется около 700 литров аммиака). При повышенном давлении аммиак легко переходит в жидкое состояние. При последующем испарении поглощается много тепла, поэтому его используют в качестве хладагента в холодильных установках.

Аммиак химически активен. Наличие у атома азота неподелённой электронной пары, не участвующей в образовании связей, делает возможным присоединение протона и образования еще одной, донорно-акцепторной связи, обозначаемой стрелкой:

Поэтому раствор аммиака обладает щелочными свойствами и окрашивает индикатор фенолфталеин в малиновый цвет.

Аммиак взаимодействует с кислотами. Если близко поднести стеклянные палочки, смоченные концентрированным раствором аммиака и концентрированной соляной кислотой, образуется «дым» из кристалликов хлорида аммония:

NH3 + HCl = NH4Cl

Аммиак горит в кислороде с образованием молекулярного азота:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

В присутствии платины в качестве катализатора, азот аммиака окисляется до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Эта реакция используется в производстве азотной кислоты и азотных удобрений. 10%-ный раствор аммиака в воде используется в медицине под названием «нашатырный спирт».

При нагревании аммиак разлагается (реакция обратная синтезу):

2NH3 N2 + 3H2

2. Распознавание раствора соли серной кислоты среди трех предложенных растворов солей.

Для распознавания соли серной кислоты капаем в каждую пробирку раствор хлорида бария. Там, где находится сульфат, выпадет белый кристаллический осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кислоте:

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4v + 2NaCl

или в ионном виде:

Ba2+ + SO42- = BaSO4v

Если среди растворов будет карбонат (тоже выпадает в осадок с Ba2+):

Делим каждый раствор на две порции и капаем в первую тройку соляную кислоту. В пробирке с карбонатом выделится газ.

Оставшиеся два раствора испытываем на сульфат.

Билет № 25

1. Источники химического загрязнения воздуха. Пагубные последствия химического загрязнения воздуха. Меры предупреждения химических загрязнений воздуха

С промышленными выбросами в атмосферу ежегодно поступает более 600 млн тонн различных химических соединений. Основным источником химического загрязнения воздуха считается металлургия, в первую очередь, коксохимическое производство. В атмосферу выбрасывается большое количество дыма, содержащего сажу и газы, вызывающие у людей астму, хронический бронхит и др.

Для уменьшения выбросов необходимо устанавливать очистные сооружения. Снижать потребление металлов за счет производства изделий с меньшими затратами материалов, защиты металлических конструкций от коррозии, переработки металлолома. Металлургические цеха не должны располагаться на территории населенных пунктов.

Перспективным направлением считается разработка способов получения металлов с использованием биотехнологии.

2) Во многих регионах основным источником загрязнений является транспорт, главным образом, автомобильный. Выхлопы содержат оксиды азота, угарный газ CO, продукты неполного сгорания топлива. В городах это приводит к образованию смога, вызывает у людей заболевания дыхательных путей. Плоды, растущие около автомобильных дорог, нельзя употреблять в пищу.

Для уменьшения загрязнения воздуха вводятся новые экологические стандарты для двигателей, они оснащаются каталитическими дожигателями выхлопных газов. Запрещено производство этилърованного бензина, содержащего свинец, который выбрасывается в атмосферу.

Очистке воздуха растениями от вредных газов способствует озеленение городов.

3) Значительное количество сернъстого газа SO2 в атмосферу выбрасывают тепловые электростанции и котельные, работающие на каменном угле, который обычно содержит примеси серы. Оксид серы (IV) взаимодействует с водяными парами с образованием сернъстой кислоты. Выпадают кислотные дожди, разрушающие постройки из мрамора и известняка, ускоряющие коррозию металлов. Гибнут леса, в первую очередь хвойные.

Для сокращения выбросов необходимо производить очистку дымовых газов, а улавливаемые соединения серы могут быть использованы для производства серной кислоты.

4) Сжигание ископаемого топлива повышает содержание в атмосфере углекислого газа CO2, вызывающего парниковый эффект, что может привести к глобальному потеплению климата.

Так как зеленые растения связывают углекислый газ в процессе фотосинтеза, необходимо сохранять существующие леса и засаживать деревьями новые площади.

5) Загрязнение воздуха происходит в результате утечек и аварий на предприятиях химической промышленности (производство аммиака, кислот, полимеров и пр.).

Необходимо добиваться снижения аварийности и установки современных очистных сооружений.

6) Серьезную проблему в последние годы представляют свалки и сжигание мусора. При этом в атмосферу попадают продукты неполного сгорания полимеров (пластмасс), способные разрушать озоновый слой в атмосфере.

Необходимо производить сортировку бытовых отходов с последующим сжиганием в специальных печах, где за счет более высокой температуры достигается полное сгорание. Категорически запрещается сжигание бытового мусора на территории населенных пунктов. Особенно опасна резина и пластмассы, дым от сжигания которых является канцерогеном (вызывает развитие злокачественных опухолей). Дым от сжигания опавшей листвы содержит соединения тяжелых металлов, поглощенных зелеными насаждениями, поэтому листья не должны сжигаться в городе.

Из растительных остатков, ботвы на приусадебных участках целесообразно готовить компост, что уменьшает задымление территории и повышает плодородие почвы.

2. Вычисление объема газа, необходимого для реакции с определенным количеством вещества другого вещества.

Пример:

Сколько литров кислорода потребуется для сгорания 10 моль водорода?

Решение:

Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):

10 моль x моль

2H2 + O2 = 2H2O

2 моль 1 моль

Составляем пропорцию:

10 моль - x моль

2 моль - 1 моль

Находим x:

x = 10 моль * 1 моль / 2 моль = 5 моль

Находим требуемый объем:

v = 22,4 л/моль * 5 моль = 112 л (где 22,4 - молярный объем газов)

Ответ: 112 л.

Получение и собирание аммиака -- см. билет №6, вопрос 2

Аммиак: состав молекулы, химическая связь в молекуле. Физические и химические свойства аммиака. -- см. билет №24

3. Кислород: состав молекулы, физические и химические свойства, аллотропия

Молекула кислорода O2 состоит из двух атомов кислорода, связанных ковалентной неполярной связью.

Представление о наличии в молекуле кислорода двух ковалентных связей не соответствует, в частности, её магнитным свойствам (жидкий кислород притягивается магнитом), поэтому лучше не останавливаться на этом моменте. В высшей школе изучается метод Молекулярных орбиталей о наличии в молекуле кислорода двух неспаренных электронов.

Кислород - бесцветный прозрачный газ, без вкуса, без запаха. Немного тяжелее воздуха, сравнительно мало растворим в воде (в 1 литре воды при 20оC растворяется около 0,03 л кислорода).

Химические свойства:

Кислород активный окислитель. Многие вещества взаимодействуют с кислородом с выделением теплоты и света. Такие реакции называются горением:

S + O2 = SO2 (образуется оксид серы (IV), или сернъстый газ)

C + O2 = CO2 (образуется оксид углерода (IV), или углекислый газ)

Горение в чистом кислороде происходит гораздо энергичнее, чем в воздухе, так как выделяющаяся теплота не тратится на нагревание азота воздуха. Температура горения в чистом кислороде значительно выше.

Галогены, золото и платина не соединяются с кислородом напрямую, но можно получить их оксиды, в которых они проявляют положительную степень окисления, например, оксид хлора (VII) Cl2O7.

Фторид кислорода O+2F2-1 - соединение, в котором кислород проявляет положительную степень окисления.

Железо горит в кислороде с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe+2O*Fe2+3O3):

3Fe + 2O2 = Fe3O4

При пропускании через воздух электрических разрядов, или во время грозы кислород превращается в озон - аллотропное видоизменение, состоящее из трех атомов кислорода:

3O2 2O3

Пропитанные жидким кислородом угольный порошок, древесная мука и другие горючие материалы обладают взрывчатыми свойствами, используются при подрывных работах.

При участии кислорода в природе совершается важнейший процесс - дыхание. Транспорт кислорода из легких человека в ткани осуществляет гемоглобин крови, образующий комплекс с кислородом.

Кислород применяется

в медицине при затрудненном дыхании,

в металлургии,

для газовой сварки и резки металлов и т.д.

Аллотропия -- образование одним элементом нескольких простых веществ.

Элемент кислород образует аллотропные видоизменения кислород O2 и озон O3.

Озон -- газ, образуется в природе во время грозы и при окислении смолы хвойных деревьев. Придает воздуху запах свежести. Растворяется в воде гораздо лучше кислорода. Сильный окислитель. Спирт и некоторые другие вещества в озоне самовоспламеняются. Это связано с самопроизвольным распадом озона на молекулу кислорода и атоммарный кислород, обладающий большой окислительной активностью:

O3 O2 + O

Озон можно получить пропусканием через воздух электрических разрядов:

3O2 2O3

Применяется в озонаторах для уменьшения содержания в воздухе болезнетворных бактерий, для обеззараживания водопроводной воды на станциях водоочистки.

Озоновый слой в верхних слоях атмосферы (так называемый, озоновый экран) задерживает жесткое ультрафиолетовое излучение, без чего жизнь на поверхности суши была бы невозможна.

Размещено на Allbest.ru

...