Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №22/2007

РАБОЧИЕ ТЕТРАДИ

Продолжение. См. № 11, 12, 13, 14, 16, 17, 18, 19, 20, 21/2007

Ответы на упражнения,
задачи и контрольные вопросы к главе 4

Урок 31

1. Различают простые вещества металлы, например железо Fe, медь Cu, алюминий Al, и неметаллы, например кислород О2, сера S, фосфор Р.

2. Применение металлов: Аl – электропроводный, легкий, дешевый, устойчив на воздухе (в электропроводах и сплавах); Fe – прочное, из него получают сплавы – чугун и сталь, которые удобны в обработке; Mg – легкий, устойчивый к коррозии (в сплавах – самолеты, автомобили);
Zn – устойчив к коррозии, им покрывают железные изделия (оцинковка); Сu – имеет электросопротивление вдвое меньше, чем у Аl (используется в электротехнике, дает сплавы с Zn (латунь), с Sn и Pb (бронзы)).

3. Металлургия.

4. Сходство металлов в том, что у них обычно 1–3 валентных электрона. Металлы отдают свои валентные электроны в химических реакциях, т.е. окисляются. Металлы – твердые, тепло- и электропроводные, обладают металлическим блеском. У всех металлов одинаковый тип химической связи – металлическая. Металлы реагируют с неметаллами, например с кислородом и хлором, растворяются в кислотах, в свободном виде в природе практически не встречаются.

5. Металлы: а) легкие (Li, = 0,53 г/см3; Mg, = 1,74 г/см3; Al, = 2,7 г/см3) и тяжелые
(Cu, = 8,96 г/см3; Pb, = 11,34 г/см3; Os, = 22,5 г/см3); б) мягкие (Na и K – режутся ножом) и твердые (Сr, Fe, Ni, Co); в) легкоплавкие (tпл(Na) = 97,8 °С, tпл(K) = 63,6 °С) и тугоплавкие
(tпл(Fe) = 1539 °С, tпл(Os) = 3050 °С); г) дешевые (Fe, Al) и дорогие (Au, Pt, Os); д) хорошие проводники электричества (Ag, Cu, Al) и плохие проводники (W, Ni, Cr).

Изделия из металлов: а – самолет (Mg, Al, Fe); б – корпус фотоаппарата (Al); в – танк (Fe); г – музыкальные инструменты (Cu, Fe)

Изделия из металлов: а – самолет (Mg, Al, Fe);
б – корпус фотоаппарата (Al); в – танк (Fe);
г – музыкальные инструменты (Cu, Fe)

6. В химических реакциях между металлами и неметаллами первые отдают свои электроны, а вторые их принимают.

7. Молярные массы двух соединений металла М:

М(МSO4) = 3М(МО).

Отсюда: М(М) + М(SO4) = 3М(М) + 3М(О),

М(SO4) – 3М(О) = 2М(М), 96 – 48 = 2М(М),

М(М) = 24, М = Mg.

8. Формулы соединений: NaCl, MgCl2, AlCl3; Na2O, MgO, Al2O3; Na3N, Mg3N2, AlN.

9. Металлы: Li, Mg, Al, Ti, Cu, Zn, Fe, они имеют 1–3 внешних (валентных) электрона.

Неметаллы: С, S, N, Р, О – имеют 4–6 валентных электронов, у водорода H всего 1 электрон.

10. Металлическая связь – вид химической связи, при которой валентные электроны свободно перемещаются по объему металла и притягиваются ко всем положительно заряженным ионам (атомам металлов, потерявшим электроны).

Урок 32

1. Различить металлы Fe, Al, Mg и Pb можно следующим образом.

Железо притягивается к магниту.

Железо притягивается к магниту
Железо
притягивается к магниту

Алюминий – мягкий металл, проволоку или пластину из Al легко согнуть. Кроме того, алюминий – единственный из предложенных металлов растворяется в водном растворе щелочи NaOH с выделением водорода:

2Al + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3H2.

Порошок и стружки магния горят на воздухе ослепительно белым пламенем:

2Mg + O2 = 2MgO;

при нагревании магний растворяется в воде с выделением водорода:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2.

Свинец – тяжелый металл ( = 11,3 г/см3) с характерным синеватым отливом, практически не растворяется в кислоте НСl. (Металлы Fe, Al и Mg бурно реагируют с кислотой НСl с выделением водорода. Например:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.)

Свинец можно расплавить в пламени спиртовки (tпл = 327 °С).

П р и м е н е н и е  м е т а л л о в. Из железа получают сталь и чугун – основу большинства металлоконструкций. Достоинства сплавов алюминия и магния в том, что они легкие, устойчивы к коррозии, относительно дешевые. Из свинца готовят пластины для аккумуляторов, защитные покрытия для электрических кабелей под землей и под водой, сплавы свинца – в подшипниках, пулях и дроби.

2. «Слово – серебро, молчание – золото». «Куй железо, пока горячо». «Стойкий оловянный солдатик». «Подвижный как ртуть». «Медный грош». «Свинцовые тучи».

3. Цвет металлов: цинк – синевато-белый, серебро – серебристо-белое, золото – желтое, медь – красная.

Массы кубиков объемом 10 см3 в 10 раз больше плотности металлов и равны: Zn – 71,3, Au – 193,2, Cu – 89,6 и Ag – 105 г/см3.

4. а) Mg;  б) Fe; в) Pb; г) Hg; д) Cu; е) Al.

5. В воздухе – N2, O2, Ar, H (в составе Н2О), С (в СО2).

6.

Неметалл Химический символ Цвет Плотность вещества, г/см3 Формулы
соединений
Уголь (углерод) С Черный 2,27 СО2, СН4, СаСО3
Сера S Желтый 2,07 SO2, H2S, CuSO4
Фосфор P Красный 2,3 P2O5, H3PO4, PCl3
Йод I Черно-серый 4,94 HI, NaIO3, KI

7. M2) = 32 г/моль, М2О) = 18 г/моль, М(HCl) = 36,5 г/моль, М(H2SO4) = 98 г/моль.

8. Для получения: 1 моль MgCl2 – 24 г Мg и 71 г Сl2;

1 моль СS2 – 12 г C и 64 г S;

1 моль CaO – 40 г Са и 16 г О2.

Урок 33

1. Электроотрицательность – это способность атомов элементов при образовании связей с другими атомами отдавать или принимать электроны.

2. Электроотрицательности атомов химических элементов по Л.Полингу: Li и Ca – 1,0; Al и Mn – 1,5;
H – 2,1; C, S и I – 2,5; O – 3,5; F – 4,0.

3. Электроотрицательность металлов Cu, Ag и Pb – 1,9, это больше, чем у типичного неметалла Si (1,8).

4. Наименьшее значение электроотрицательности у калия – 0,8.

5. Формулы бинарных соединений: а) Li2O;  б) MgF2; в) CaS; г) AlBr3; д) CCl4.

6. Формулы соединений: а) HCl;  б) CaO; в) AlP; г) SiC; д) FeS; е) KF.

Урок 34

1. Степень окисления – это условный заряд атома в соединении.

2. Значение степени окисления в формуле химического соединения указывают сверху над элементами, причем знак «+» или «-» записывают перед числом:

3. Сумма степеней окисления в любой микрочастице (атоме, молекуле, ионе) равна электрическому заряду этой микрочастицы. Поэтому у любой молекулы сумма степеней окисления всех входящих в ее состав атомов должна быть равна нулю. Сумма степеней окисления атомов в сложном ионе равна заряду этого иона:

4. Постоянная степень окисления в соединениях элементов у атомов:

Li, Na, K(+1); Mg, Ca, Sr, Ba(+2); Al(+3).

Степень окисления атомов водорода почти во всех его соединениях равна +1: НF, PH3.

В соединениях с металлами (гидридах) степень окисления водорода равна –1: LiH, NaH, KH, CaH2,
BaH2.

Отрицательные степени окисления: F(–1) (во всех соединениях фтора с другими элементами); О(–2) (за редким исключением, например, в Н2О2 Н(+1) и О(–1).

8. Высокие степени окисления у атомов элементов IV–VIII групп (подгруппы а и б) в их соединениях с более электроотрицательными элементами: +4 (С, Si, Ti, Sn, S, Mn), +5 (N, P, V, As, Sb, Br),
+6 (S, Cr, Se, Mo, Mn), +7 (Cl, Mn, I). Например: SnO2, V2O5, CrO3, Mn2O7, Cl2O7, XeO4.

Урок 35

1. Металлы окисляются, взаимодействуя с кислородом воздуха, и превращаются в оксиды.

2. Взаимодействие металлов с кислородом – это реакция соединения. Например:

Горение железа в кислороде
Горение железа в кислороде

3. При окислении атомы металлов отдают свои валентные электроны окислителю (кислороду):

4. Окисление – процесс, при котором нейтральные атомы или ионы отдают электроны. При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны.

5. Окислительно-восстановительными называют реакции, при которых электроны переходят от одних атомов к другим.

6. При окислении степень окисления атомов возрастает. Например, окисление цинка при хлорировании:

7. Типичные окислители: простые вещества – кислород О2, озон О3, хлор Сl2; сложные вещества – перманганат калия KМnО4, азотная кислота НNО3, концентрированная серная кислота Н24.

Типичные восстановители: металлы – натрий Na, магний Mg, кальций Са, алюминий Al; неметаллы – водород Н2 и уголь.

Алюмотермия – восстановление металлов из их оксидов под действием алюминия
Алюмотермия – восстановление металлов
из их оксидов под действием алюминия

8.

9.

Урок 36


Урок 37

1. Бинарные соединения кислорода разных типов АхВу: Li2O, CaO, Na2O2, Al2O3, CO2, N2O4, P2O5,
SO3, Cl2O7, ReO4 – всего 10 типов.

2. Н2О, или Н–О–Н (вода); СО2, или О=С=О (углекислый газ); Аl2О3, или О=Аl–О–Аl=О (оксид алюминия, корунд или боксит).

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

4. Не относятся к оксидам: О2 (один элемент в формуле вещества), Н2О2 (пероксид, имеется связь О–О), НNО3 и НСN (три элемента в химической формуле), NaНСО3 (четыре элемента в формуле вещества).

5. а) Из оксидов получают простые вещества – металлы и неметаллы:

б) Из оксидов получают более сложные вещества:

Железо получают из железной руды в доменных печах (а), мартеновских печах (в), бессемеровском конвертере (б)
Железо получают из железной руды в доменных печах (а),
мартеновских печах (в), бессемеровском конвертере (б)

6. Получение оксидов реакциями разных типов:

7. Реакции разных типов, в которых образуется вода:

Для взрыва гремучего газа (смесь H2 и O2) достаточно искры
Для взрыва гремучего газа
(смесь H2 и O2) достаточно искры

8. Углекислый газ – СО2 – оксид углерода(IV); угарный газ – СО – оксид углерода(II); негашеная известь – СаО – оксид кальция; веселящий газ – N2O – оксид азота(I); жженая магнезия – MgO – оксид магния; сернистый газ – SO2 – оксид серы(IV); глинозем – SiO2 – оксид кремния.

9. В пероксидах имеется мостик кислород–кислород: Na–О–О–Na, H–O–O–H.

Урок 38

1. Ag2О, NО, Al2О3, SiО2, P2О5, SО3, Cl2О7, XeО4.

2. Газообразные оксиды: СО2, NО, F2О, SО2, СlО2, Вr2О.

3. Обладают запахом: SО2, NО2, СlО2, Вr2О. Имеют окраску: NО2 и Вr2О – бурые газы,
СlО2 – зеленовато-желтый, Сl2O – желто-коричневый газ, In2О3 – желтый порошок, HgO – желтый и красный порошки (две формы).

4. Молекулярное строение (полярная ковалентная связь) – SО2, NО2, СО2.

Ионное строение (ионная связь) – СаО, Al2O3, Li2O.

7. Массовые доли кислорода (О): а) F2O и Fe2O3 – 0,3;

б) TiO2 и MgO – 0,4; в) Al2O3 и CrO3 – 0,47 и 0,48 соответственно;

г) N2O и СО2 – 0,36 и 0,72 соответственно.

8. ВаО + Н2О = Ва(ОН)2, Na2O + H2O = 2NaOH,

SO3 + H2O = H2SO4, SO2 + H2O = H2SO3.