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 (t_пл(Na) = 97,8 °С, t_пл(K) = 63,6 °С) и тугоплавкие
(t_пл(Fe) = 1539 °С, t_пл(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).

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

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 (t_пл = 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.

7. M(О₂) = 32 г/моль, М(Н₂О) = 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

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 Н₂SО₄.

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

8.

9.

Урок 36

Урок 37

1. Бинарные соединения кислорода разных типов А_хВ_у: 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)

6. Получение оксидов реакциями разных типов:

7. Реакции разных типов, в которых образуется вода:

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.