1. Реакции ионного обмена, условия их протекания до конца (на примере двух реакций). Отличие реакций ионного обмена от реакций окислительно-восстановительных.

♦ Реакции ионного обмена – это реакции, которые протекают в растворах электролитов.

Эти реакции протекают до конца в 3-х случаях:

1. Если в результате реакции выпадает осадок (образуется нерастворимое или малорастворимое вещество, что можно определить по таблице растворимости): CuSO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + CuCl₂ Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓

2. Если выделяется газ (образуется часто при разложении слабых кислот): Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑ CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂↑ + H₂O

3. Если образуется малодиссоциирующее вещество (например, вода, уксусная кислота): HCl + NaOH = NaCl + H₂O H⁺ + OH^‒ = H₂O

Реакции ионного обмена не сопровождаются переходом электронов и изменением степени окисления элементов в отличие от окислительно-восстановительных реакций.

2. Задача. Вычисление массовой доли (%) химического элемента в веществе, формула которого приведена.

Формула для вычисления массовой доли: ω = m_{компонента} / m_целого (ω — массовая доля)

Для расчета массовой доли элемента в сложном веществе формула имеет следующий вид:

ω = Ar • n / Mr (Ar — относительная атомная масса, n — число атомов в молекуле, Mr — относительная молекулярная масса).

Пример:

Рассчитайте массовую долю элементов в оксиде серы (VI) SO₃.

Решение:

Mr (SO₃) = 32 + 16 • 3 = 80

ω (S) = 32 : 80 = 0,4 = 40%

ω (O) = 16 • 3 : 80 = 0,6 = 60%

проверка: 40% + 60% = 100%

Ответ: 40%; 60%

Билет № 11

1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).

Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют в растворах с образованием ионов водорода Н⁺

HCl → H⁺ + Cl⁻

1. Кислоты изменяют окраску индикаторов: лакмус – красный, и метилоранж – розовый.

2. Взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

4. Взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

5. Вытесняют слабые кислоты из растворов их солей, например, карбоната натрия:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

6. Реакция с солями может протекать с образованием осадка:

AgNO₃ + HCl = HNO₃ + AgCl↓

2. Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.

1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.

2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.

3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.

4. Прекратить выпаривание при появлении кристаллов соли, иначе чашка может треснуть. С горячей чашкой обращаться осторожно!!!

Билет № 12

1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка).

Амфотерные гидроксиды — вещества, которые, в зависимости от условий, реагируют как с кислотами, так и с щелочами с образованием соли и воды (проявляют как основные, так и кислотные свойства). Это гидроксиды цинка, алюминия и некоторых других металлов).

1. Амфотерные гидроксиды получают действием щелочей на растворы солей цинка или алюминия:

ZnCl₂ + 2NaOH = Zn(OH)₂↓ + 2NaCl

2. Амфотерные гидроксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O (нерастворимый гидроксид цинка, растворяется в соляной кислоте, образуется хлорид цинка)

3. Амфотерные гидроксиды в реакциях с щелочами проявляют кислотные свойства:

H₂ZnO₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O (нерастворимый гидроксид цинка, растворяется в избытке щелочи, образуется цинкат натрия)

4. Амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании, образуется оксид металла и вода:

Zn(OH)₂ = ZnO + H₂O