Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №9/2006

РАБОЧИЕ ТЕТРАДИ

Продолжение. Начало см. в № 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 23/2005;
1, 2, 3, 4, 6, 7, 8/2006

Ответы на упражнения
и контрольные вопросы
к теме 8

Урок 43

1. Элементы-неметаллы расположены в правой верхней части таблицы Д.И.Менделеева. Это элементы VIIа (наряду с галогенами сюда часто помещают также водород Н) и VIIIa подгрупп, VIа подгруппы (за исключением полония), а также элементы подгрупп Vа – N, P, As, IVа – С, Si, IIIа – В.

2.

3. Кислотные оксиды СО2 и SO2 встречаются в воздухе, особенно вблизи промышленных объектов и в крупных городах.

Кислоты HNO3 и H2SO4 проливаются на землю с кислотными дождями, попадают в реки со сточными водами предприятий.

Основания NaOH и Са(ОН)2 наряду с атомами металлов содержат атомы неметаллов О и Н. В природе эти основания (главным образом Са(ОН)2) встречаются редко в составе щелочных почв.

4. Неметаллы углерод (алмаз) и кремний образуют атомные кристаллические решетки, в узлах которых находятся атомы неметаллов. Неметаллы Н, О, N, Cl, P, S и другие образуют молекулярные кристаллические решетки, в узлах которых находятся молекулы Н2, О2, N2, Cl2, P4, S8. Благородные газы – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn – находятся в виде отдельных атомов.

Кристаллические решетки: а – атомная (алмаза); б – молекулярная (йода)
Кристаллические решетки:
а – атомная (алмаза);
б – молекулярная (йода)

5. В свободном виде в природе встречаются простые вещества-неметаллы – С (уголь), N2 и О2 (азот и кислород воздуха), Ar, Kr и Xe (благородные газы, содержатся в малом количестве в воздухе), сера S (в вулканических породах). Применение: С – топливо, его сжигают на воздухе (реакция с кислородом); N2, Ar, Kr и Xe – для создания инертной (бескислородной) атмосферы; N2 – в производстве азотных удобрений; S – для получения серной кислоты.

6. Уголь образовался в результате разложения углеводов зеленых растений без участия кислорода воздуха:

7. Тяжелые газы – простые вещества – фтор F2 (tкип = –188 °С, = 1,69 г/л) и хлор Cl2 (tкип = –34 °С, = 3,2 г/л) используют в синтезе веществ с полезными свойствами (лекарства, полимеры, каучуки), кроме того, хлором отбеливают ткани, обеззараживают воду.

8. Жидкий неметалл – Br2 (tкип = 59 °C, tпл = –7 °С); неметаллы-газы – Н2, N2, О2, F2, Cl2 и благородные газы; твердые – В, С, Si, Р, As, S, Se, I2.

9.

а) CBr4 – тетрабромид углерода (тетрабромметан);

б) РСl3 – трихлорид фосфора (хлорид фосфора(III));

в) SF6 – гексафторид серы (фторид серы(VI)).

Урок 44

1. В таблице Д.И.Менделеева в периодах слева направо неметаллические свойства элементов усиливаются, а в главных подгруппах сверху вниз ослабевают.

2. Кислород – газ, в открытом сосуде он смешивается с воздухом вследствие диффузии. Сера (твердая) окисляется на воздухе, отравляя окружающую среду ядовитым сернистым газом SO2. Жидкий бром улетучивается на воздухе, а твердый йод возгоняется на воздухе.

3.

4.

5. a) Mg3N2; б) K3P; в) Al2S3; г) FeCl3; д) Ca2Si.

6. a) C + 2H2SO4 (конц.) = 2H2O + CO2 + 2SO2;

б) 3C + 4HNO3 (конц.) = 2H2O + 3CO2 + 4NO;

в) 9P + 15HNO3 (конц.) = 5H3PO4 + 15NO + 2P2O5;

г) S + 2HNO3 (разб.) = H2SO4 + 2NO.

7. 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2, 2FeBr3 + 3Cl2 = 2FeCl3 + 3Br2,

NaH + Br2 = NaBr + HBr, Ca3N2 + 3F2 = 3CaF2 + N2,

Ca3P2 + 4O2 = Ca3(PO4)2.

8. a) 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2;

б) 3NO2 + H2O 2HNO3 + NO;

в) 4KClO3 3KClO4 + KCl;

г) 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O;

д) 3KClO = KClO3 + 2KCl;

е) 6I2 + 6Ba(OH)2 = Ba(IO3)2 + 5BaI2 + 6H2O;

ж) 4ClO2 + 2Ba(OH)2 = Ba(ClO2)2 + Ba(ClO3)2 + 2H2O;

з) 3Ca(ClO2)2 + 3CO2 + 3H2O = 3CaCO3 + 4HClO3 + 2HCl;

и) SO2 + 2H2S = 2H2O + 3S;

к) 2H2SO4 (конц.) + S = 3SO2 + 2Н2О;

л) 2XeF4 = XeF6 + XeF2;

м) 2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O.

Все реакции, кроме и), к), – реакции диспропорционирования.

Урок 45

1. Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

2.

3. а) Нет; б) нет.

4. Оксиды азота: N2O и NO – несолеобразующие, N2O3, NO2, N2O4, N2O5 – солеобразующие, всего шесть оксидов.

5.

6. Кислотные свойства высших оксидов неметаллов в периоде таблицы Д.И.Менделеева слева направо усиливаются, например в 3-м периоде: SiO2 < P2O5 < SO3 < Cl2O7. В группе сверху вниз кислотные свойства ослабевают, например для Vа подгруппы: N2O5 > P2O5 > As2O5.

7. Kислотные оксиды реагируют с водой и превращаются в кислоты, с основаниями дают соли и воду, а с основными оксидами – соли:

SO3 + H2O = H2SO4, SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O,

P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2.

8. 4P + 5O2 = 2P2O5, C + 2H2SO4 (конц.) = CO2 + 2SO2 + 2H2O,

2SO3 = 2SO2 + O2, 2Pb(NO3)2 2PbO + 4NO2 + O2.

9. 272,7 кг.

Урок 46

1.

Кислоты

Бинарные соединения

Cоли

2.

3. SO3, CO2, N2O5, B2O3.

4. m(P2O5)/m(H2O) = 142/54.

5. HNO3 – одноосновная, H2SO4 – двухосновная, H3PO4 – трехосновная кислота. Атомы водорода многоосновных кислот замещаются на атомы металлов последовательно. У них бывают кислые и средние соли:

NaHSO4, Na2SO4, NaH2PO4, Na2HPO4, Na3PO4.

6. a) H2SO3 и H2CO3; б) H2SO4 (tкип = 270 °C) и CH3COOH (tкип = 118 °C); в) HNO3; г) H3PO4.

7. a) H3PO4, H2CO3, CH3COOH; б) H2SO4; в) HNO3.

Уравнения реакций:

а) Mg + H2CO3 = MgCO3 + H2;

б) Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2,

Zn + 2H2SO4 (конц.) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

в) 3Ag + 4HNO3 (разб.) = 3AgNO3 + NO + 2H2O,

Ag + 2HNO3 (конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O.

8. 3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O,

H2SO4 (конц.) + NaCl (кр.) = NaHSO4 + HCl,

H2SO3 + KOH = KHSO3 + H2O,

H2CO3 + Ba(OH)2 = BaCO3 + 2H2O,

2HNO3 + K2CO3 = 2KNO3 + H2O + CO2,

H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4 + 2HNO3.

9. Медная проволока растворяется только в азотной кислоте. Серная кислота с раствором ВаСl2 дает белый осадок ВаSО4, не растворимый в избытке кислоты. Фосфорную кислоту нейтрализуют щелочью NаОН и прибавляют раствор соли алюминия Al2(SO4)3 или серебра AgNO3, в результате образуется белый (АlРО4) или желтый (Аg3РО4) осадок. Пары нагретой уксусной кислоты при поджигании воспламеняются и горят желтым пламенем.

10. К2СО3 + 2НNО3 = 2КNО3 + Н2О + СО2,

К2СО3 + СаСl2 = СаСО3 + 2КСl,

3РО4 + 3АgNО3 = Аg3РО4 + 3NaNO3,

Na24 + Ва(NO3)2 = ВаSО4+ 2NaNO3,

К2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2,

3Na23 + 2KMnO4 (р-р) + Н2О = 3Na24 + 2MnO2 + 2KOH.
                        (розовый)                                                     (черный)

11. Ответы на кроссворд. По горизонтали: 1. Карбид. 2. Сулема. 3. Ляпис. 4. Поташ. 5. Бура.
6. Сода. 7. Гипс. По вертикали: 1. Купорос.

Урок 47

1. IV группа – ЭН4, V группа – ЭН3, VI группа – Н2Э, VII группа – НЭ.

2. Н2 + Сl2 = 2НСl + 184 кДж, Н2 + 1/2О2 = Н2О (г.) + 310 кДж,

2 + N2 = 2NН3 + 97 кДж.

3. H2 + F2 = 2HF + 543 кДж (наиболее экзотермическая реакция),

H2 + Cl2 = 2HCl + 184 кДж, H2 + Br2 = 2HBr + 101 кДж,

H2 + I2 = 2HI + 11 кДж (обратимая реакция).

4. Уменьшается.

5. Кислотность соединений НхЭ, например галогеноводородов ННаl, тем выше, чем меньше энергия связи Э–Н и чем больше радиус неметалла Э.

                 0,1 моль
6. 4НСl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O; 2,24 л Cl2.

Лабораторный способ получения хлора
Лабораторный способ получения хлора

7. 2NaBr + 3H2SO4 (конц.) = Br2 + SO2 + 2NaHSO4 + 2H2O.

8. 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 (конц.) = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3S + 7H2O.

9. 3Cl2 + 8NH3 = N2 + 6NH4Cl, 3Br2 + 8NH3 = N2 + 6NH4Br.

10. PH3 + 2O2 = HPO3 + H2O.

11. Аммиак – NH3, ацетилен – С2Н2, бромоводород – HBr, вода – H2O, гексан – С6Н14, дисилан – Si2H6, йодоводород – HI, кварц – SiO2, «лисий хвост» – NO2, метан – CH4, нонан – С9Н20, октан – С8Н18, пентан – С5Н12, сернистый газ – SO2, cерный ангидрид – SO3, сероводород – H2S, силан – SiH4, толуол – CH3C6H5, угарный газ – СО, углекислый газ – CO2, фтороводород – HF, фосфин – РН3, хлороводород – HCl, этан – C2H6, этилен – С2Н4.

Урок 48

1. Н2 + Сl2 = 2НСl, N2 + 3H2 = 2NH3, H2 + S = H2S.

2. 4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O, 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O,

2H2S + O2 = 2S + 2H2O.

3. Хлор, фтор, бром.

4. 8NaI + 9H2SO4 = H2S + 4I2 + 8NaHSO4 + 4H2O.

5. Увеличивается.

6. a.

7. SO2 + I2 + 2H2O = 2HI + H2SO4.

8. 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O *.

9. Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O,

3Cl2 + 6NaOH 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

10. б.

11. a.

12. 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O.


* Эта реакция протекает при комнатной температуре только в водном растворе. А в газовой фазе – на слое боксита Al2O3 при 270–300 °С.