Khimia_Polny_spravochnik_dlya_podgotovki_k_EGE

г)

Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH2+, CrOH2+, ZnOH+ писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH)3, Zn(OH)2. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl3, Cr2(SO4)3 и ZnBr2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).

Избыток катионов Н+ легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также

проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl3:

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н+:

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al3+ (ведь в раствор AlCl3 мы не добавляли кислоту!).

Примеры заданий частей А, В

1. Сильный электролит – это

1)С6Н5ОН

2)СН3СООН

3)С2Н4(ОН)2

4)К(НСОО)

2.Слабый электролит – это 1) иодоводород 2) фтороводород

3) сульфат аммония

4) гидроксид бария

3.В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты

1) угольной

2) азотистой

3) азотной

4) серной

4–7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням

4. Н3РO4

5.H2SeO3

6.H4SiO4

7.HF

сумма коэффициентов равна

1)3

2)6

3)9

4)12

8–11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора

8.NaOH, Ва(ОН)2

9.Sr(OH)2, Са(ОН)2

10.КОН, LiOH

11.CsOH, Са(ОН)2

общая сумма коэффициентов составляет

1)5

2)6

3)7

4)8

12. В известковой воде содержится набор частиц

1)СаОН+, Са2+, ОН-

2)Са2+, ОН-, Н2O

3)Са2+, Н2O, О2-

4)СаОН+, О2-, Н+

13–16. При диссоциации одной формульной единицы соли

13.NH4NO3

14.К2Cr2O7

15.Al(NO3)3

16.Cr2(SO4)3

число образующихся ионов равно

1)2

2)3

3)4

4)5

17. Наибольшее количество иона РО4-3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1

моль

1)NaH2PO4

2)NaHPO4

3)Н3РO4

4)Na3PO4

18.Реакция с выпадением осадка – это

1) MgSO4 + H2SO4 →…

2) AgF + HNO3 →…

3) Na2HPO4 + NaOH →…

4) Na2SiO3 + HCl →…

19.Реакция с выделением газа – это

1) NaOH + СН3СООН →…

2)FeSO4 + КОН →…

3)NaHCO3 + HBr →…

4)Pl(NO3)2 + Na2S →…

20.Краткое ионное уравнение ОН- + Н+ = Н2O отвечает взаимодействию

1) Fe(OH)2 + НCl →…

2) NaOH + HNO2 →…

3) NaOH + HNO3 →…

4) Ва(ОН)2 + KHSO4 →…

21.В ионном уравнении реакции

SO2 + 2OН = SO32- + Н2O

ион ОН- может отвечать реагенту

1)Cu(ОН)2

2)Н2O

3)LiOH

4)С6Н5ОН

22–23. Ионное уравнение

22.ЗСа2+ + 2РO43- = Са3(РO4)2↓

23.Са2+ + НРO42- = СаНРO4↓ соответствует реакции между

1)Са(ОН)2 и К3РO4

2)СаCl2 и NaH2PO4

3)Са(ОН)2 и Н3РО4

4)СаCl и К2НРO4

24–27. В молекулярном уравнении реакции

24.Na3PO4 + AgNO3 →…

25.Na2S + Cu(NO3)2 →…

26.Ca(HSO3)2 [p-p, t] →…

27.K2SO3 + 2HBr →… сумма коэффициентов равна

1) 4

2) 5

3) 7

4) 8

28–29. Для реакции полной нейтрализации

28.Fe(OH)2 + HI →…

29.Ва(ОН)2 + H2S →…

сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет

1)6

2)8

3)10

4)12

30–33. В кратком ионном уравнении реакции

30.NaF + AlCl3 →…

31.К2СO3 + Sr(NO3)2 →…

32.Mgl2 + К3РO4 →…

33.Na2S + H2SO4 →…

сумма коэффициентов равна

1)3

2)4

3)5

4)6

34–36. В водном растворе соли

34.Са(ClO4)2

35.AgF

36.Fe2(SO4)3

образуется среда 1) кислотная 2) нейтральная 3) щелочная 4) любая

37.Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли

1) CsNO3

2) SrCl2

3) NaCN

4) KHSO4

38.Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах

1) ВаCl2, Fe(NO3)3

2) Na2CO3, SrS

3) BaS, ZnSO4

4) MgCl2, RbNO3

39.Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.

40. Установите соответствие между солью и средой раствора.

41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.

14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз

14.1. Окислители и восстановители

Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным

повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов:

Повышение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее потере

электронов атомами этого элемента, называют окислением: S-II – 6е- = SIV. В данном примере S-II окисляется до SIV.

Понижение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее присоединению электронов атомами этого элемента, называется восстановлением: O0 + 2е- = О-II. В данном примере О0 восстанавливается до O-II.

Вещество, частицы которого содержат окисляющиеся атомы, выполняет в реакции функцию восстановителя. В данном примере восстановитель – сероводород H2S.

Вещество, частицы которого содержат восстанавливающиеся атомы, выполняет в реакции функцию окислителя. В данном примере окислитель – молекулярный кислород O2.

Вещества, являющиеся окислителями или восстановителями во многих реакциях,

называются типичными (сильными).

Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат соединения, содержащие элементы в промежуточной (для них) степени окисления:

Окислительно-восстановительные свойства веществ связаны с положением элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева. Простые вещества – неметаллы обладают

бóльшими окислительными свойствами, а металлы – бóльшими восстановительными

свойствами (O2, Cl2 – окислители; Na, Ва, Al и Zn – восстановители).

В каждой группе Периодической системы элемент с большим порядковым номером будет обладать и бóльшими восстановительными свойствами в своей группе, а элемент с меньшим порядковым номером – бóльшими окислительными свойствами. Так, кальций Са – более сильный восстановитель, чем магний Mg, молекулярный хлор Cl2 – более сильный окислитель, чем иод I2.

Соединения, содержащие атомы элементов в низкой степени окисления, будут восстановителями за счет этих атомов, например: NH3 – восстановитель за счет азота (-III), H2S – за счет серы (-II), KI – за счет иода (-I) и т. д.

Соединения, включающие атомы элементов в высокой степени окисления, будут

окислителями, например: HNO3 – окислитель за счет азота (+V), КMnO4 – за счет марганца

(+VII), К2Cr2O7 – за счет хрома (+VI) и т. д.

14.2. Подбор коэффициентов методом электронного баланса

Метод состоит из нескольких этапов.

1.Записывают схему реакции; находят элементы, повышающие и понижающие свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

2.Составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления:

3.Подбирают дополнительные множители (справа за чертой) для уравнений полуреакций так, чтобы число электронов, отданных восстановителем, стало равным

числу электронов, принятых окислителем:

4.Проставляют найденные множители в качестве коэффициентов в схему реакции:

5.Проводят проверку по элементу, который не менял свою степень окисления (чаще всего – кислород):

Примеры:

а)

(коэффициент перед СO2 подбирается поэлементно и в последнюю очередь, проверка

– по кислороду); б)

в)

(простые вещества – здесь N2 – пишут в уравнениях полуреакций в молекулярном виде);

г)

(реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, расчет ведут на число атомов в формульной единице реагента – 2N-IIIи 2CrVI);

д)

e)

(реакция дисмутации, коэффициенты ставят сначала в правую часть уравнения); ж)

(коэффициент перед К2MnO4 находят суммированием числа атомов MnVI в правой части обоих уравнений полуреакций);

з)

(реакция конмутации, коэффициенты ставят сначала в левую часть уравнения); и)

к)

(в FeS2 окисляются атомы FeII FeIII и S-I → SIV, расчет ведут на число этих атомов в формульной единице реагента и суммируют число отданных электронов);

л)

(в реагенте одновременно окисляются атомы первого слева и восстанавливаются атомы второго слева элементов: FeII → FeIII и NV → NIV, расчет ведут на число этих атомов в формуле реагента и алгебраически суммируют число электронов);

м)

(коэффициент для HNO3 находят суммированием числа атомов N в правой части уравнения);

н)

(в растворе Zn – восстановитель, H2O – окислитель; в молекуле воды восстанавливается один атом водорода из двух: НIОН – Н0);

(в расплаве восстанавливается атом водорода из гидроксид-иона [ОНI]- → Н0).

14.3.Ряд напряжений металлов

Вряду напряжений металлов стрелка отвечает уменьшению восстановительной способности металлов и увеличению окислительной способности их катионов в водном растворе (кислотная среда):

Ряд напряжений позволяет установить:

1) будет ли протекать реакция между металлом и водой; металлы, стоящие в ряду левее Mg, т. е. Li, К, Ва, Са и Na, реагируют с водой по уравнениям:

остальные металлы в обычных условиях не реагируют с водой; 2) будет ли протекать реакция с выделением Н2 между металлом и кислотой, которая

является окислителем за счет катионов Н+, такими как НCl и H2SO4 (разб.).

С НCl (разб.) и H2SO4 (разб.) реагируют почти все металлы, стоящие левее водорода, например:

Исключения: металлы Ti и Sn реагируют только с НCl (конц.):

и не реагируют с H2SO4 (разб.). Металл Pb, восстановительная активность которого почти равна таковой для водорода, не реагирует с НCl (разб., конц.) и H2SO4 (разб.).

Металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода – Cu, Hg, Ag, Pt и Au, в принципе не вступают во взаимодействие с НCl и H2SO4 (разб.) и не вытесняют из них