Общая химия для поступающих в вузы. Учебное пособие

Тренировочный тест Часть 1

1.Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию [Ne]3s23p3?

1) азота;

2) фосфора;

3) углерода;

4) кремния.

2.Укажите тип гибридизации атома кремния в силане и форму молекулы силана:

1) sp, линейная;

2) sp2, плоская треугольная;

3) sp3, тетраэдрическая;

4) sp2d2, октаэдрическая.

3.Отрицательная степень окисления проявляется атомом азота в соединении:

1) NH4Cl;

2) HNO3;

3) NO2;

4) HNO2.

4.Аммиак в обычных условиях – это:

1)бесцветный газ с резким удушливым запахом;

2)густая жидкость с характерным запахом нашатыря;

3)кристаллическое вещество фиолетово-серого цвета;

4)ядовитый газ с запахом тухлых яиц.

5. Какие изменения температуры Т и давления Р способствуют

образованию СО по реакции С(т) + СО2(г) ¾¾® 2СО(г); Q = –119,8 кДж:

¬¾ ¾

1) повышение Т и повышение Р;

61

2)повышение Т и понижение Р;

3)понижение Т и понижение Р;

4)повышение Т, давление не влияет.

6.При содержании большого количества азота в атмосфере (78%) существует необходимость вносить в почву азотные удобрения, так как:

1) азот практически не растворим в воде; 2) азот не проникает в почву и не может усваиваться корнями рас-

тений; 3) прочная тройная связь делает азот химически инертным;

4) азот взаимодействует с водой.

7.Оксид кремния (IV) не реагирует с:

1)CaO;

2)Na2O;

3)H2O;

4)MgO.

8.Качественная реакция на обнаружение солей угольной кислоты - это:

1) действие на них сильных кислот;

2) действие на них щелочей;

3) взаимодействие с нитратом серебра;

4) взаимодействие с озоном.

9.При взаимодействии нитрита калия с перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуются вещества (все продукты указаны без стехиометрических коэффициентов), при этом восстановителем является:

1) MnSO4 + K2SO4 + KNO3 + H2O, азот;

2)MnO + K2SO4 + KNO3 + H2O, азот;

3)MnO2↓ + KОН + KNO3 + H2O, азот;

62

4) MnSO4 + K2SO4 + KNO3 + H2O, марганец.

Часть 2

В1. Сумма всех коэффициентов в уравнении реакции Si + HF + HNO3 → H2SiF6 + NO + … равна:

1)10;

2)20;

3)30;

4)40.

В2. Продуктами гидролиза нитрата свинца (II) являются…, при этом среда раствора:

1)гидроксид свинца (II), азотная кислота, кислая;

2)гидроксонитрат свинца (II), азотная кислота, кислая;

3)гидроксонитрат свинца (II), азотная кислота, щелочная;

4)гидроксонитрат свинца (II), азотная кислота, нейтральная.

В3. Какая масса (г) карбоната кальция будет израсходована для получения 44,8 л углекислого газа (н.у.)?

1)200;

2)100;

3)150;

4)50.

В4. Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами реакции, содержащими кремний

63

Часть 3

С1. При нагревании 3,96 г сульфата аммония с избытком гидроксида натрия получили газ, который поглотили раствором, содержащим 5,88 г фосфорной кислоты. При этом образовалась соль:

1)дигидрофосфат аммония;

2)гидрофосфат аммония;

3)фосфат аммония;

4)смесь фосфата и дигидрофосфата аммония.

С2. Вычислите массовую долю соли в растворе, полученном в результате осторожной нейтрализации при охлаждении 30 %-ного раствора азотной кислоты 20 %-ным раствором гидроксида натрия.

1)0,42;

2)0,21;

3)1,0;

4)0,5.

С3. При сжигании 4,35 л (н.у.) метана выделилось 173 кДж теплоты. Тепловой эффект Q реакции равен (кДж):

1)173,0;

2)225,5;

3)445,0;

4)890,9.

Ответы. №1 – 2; №2 – 3; №3 – 1; №4 – 1; №5 – 3; №6 – 3; №7 – 3; №8 – 1; №9 – 1; В1 – 4; В2 – 2; В3 – 1; В4: А – 4, Б – 3, В – 1, Г – 6; С1 – 1; С2 – 2; С3 – 4.

ГЛАВА 2.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ

Около 80 % известных в настоящее время химических элементов относятся к числу металлов. В твердом состоянии металлы отличают-

64

ся от всех остальных веществ своими характерными свойствами – высокими электропроводностью и теплопроводностью, почти полной непрозрачностью, характерным металлическим блеском (высокой способностью отражать блеск).

К металлам относятся s-элементы I и II групп (кроме водорода и гелия); р-элементы III группы (кроме бора); олово, свинец, висмут, полоний; все d- и f-элементы.

Общие свойства металлов обусловлены кристаллическим строением, металлической связью, строением атомов (малое количество электронов на внешнем энергетическом уровне).

В обычных условиях металлы – кристаллические вещества (кроме ртути). Рассмотрим особенности кристаллического строения металлов. В узлах кристаллической решетки металла находятся атомы или ионы, между которыми свободно движутся общие для этих атомов электроны. Атомы расположены в кристалле по способам наиболее плотной «упаковки» шаров одинакового диаметра.

Валентные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла. При этом валентные электроны способны свободно перемещаться в объеме кристалла. Образованную подобным образом химическую связь называют металлической связью, а совокупность «свободных» электронов в металле – электронным газом. Металлическая связь характерна для металлов, их сплавов.

Особенности строения металлических кристаллов определяют пластичность, упругость, прочность, ковкость металлов.

Температуры плавления металлов лежат в широком интервале от ртути (tпл.= -38,9оС) до вольфрама (tпл.= 3380оС). Самую низкую плотность имеет литий (0,59 г/см3), самую высокую – осмий (22,48г/см3).

Химические свойства. Общность химических свойств металлов определяется особенностями строения их атомов, сравнительно большими размерами атомов, значительной удаленностью внешних электронов от ядра и слабой связью с ним. Характерное химическое свойство всех металлов – их восстановительная активность, т.е.

65

способность атомов легко отдавать валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы:

Ме0 – n е → Me+n или Ме0 → Me+n + n е .

Восстановительная активность металлов неодинакова и зависит от положения металла в ряду напряжений.

1. Взаимодействие металлов с простыми веществами:

– с кислородом (кроме платины и палладия) с образованием окси-

дов

2. Взаимодействие со сложными веществами:

–с водой щелочные и щелочноземельные металлы образуют щелочи (другие активные металлы взаимодействуют при кипячении или удалении оксидной пленки):

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑;

–металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из разбавленных растворов кислот (серная, соляная,…. кроме азотной):

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑;

С HNO3 (разбавленной и концентрированной), а также с концентрированной H2SO4 взаимодействуют почти все металлы, кроме золота и платины. Продукт восстановления N+5 зависит от восстановительной активности металла, а также от степени разбавления азотной кислоты (см. темы «Азот» и «Сера»).

Cu0 + 4HN+5O3(конц.) → Cu+2(NO3)2 + 2N+4O2↑+ 2H2O; 8Al0 + 30HN+5O3(разб.) → 8Al+3(NO3)3 + 3N-3H4NO3 + 9H2O.

66

Некоторые металлы (Al, Fe) пассивируются (становятся неактивными из-за образования защитной пленки на поверхности металла) холодными концентрированными серной и азотной кислотами;

– со щелочами взаимодействуют амфотерные металлы (Zn, Al, Be, Sn, Pb):

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑; гексагидроксоалюминат натрия

–с солями (более активные металлы вытесняют менее активные металлы из растворов их солей):

Zn + CuSO4 → Cu + FeSO4;

–с оксидами (в металлотермии): Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr.

Оксиды и гидроксиды металлов. Активные металлы (s-элемен- ты) образуют основные оксиды (Na2O, CaO, BaO). Их гидроксиды являются щелочами (NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2).

Оксиды и гидроксиды амфотерных металлов носят амфотерный характер (ZnO, Al2O3, Zn(OH)2, Al(OH)3).

Для металлов с переменной валентностью (d-элементы) имеется общая закономерность. Оксиды и гидроксиды элементов – металлов в низшей степени окисления проявляют основные свойства, в промежуточной – амфотерные, в высшей – кислотные.

Способы получения металлов. В природе металлы встречаются в виде оксидов, сульфидов, хлоридов, карбонатов, фосфатов и т.д. Наименее активные находятся в чистом виде (золото, платина, серебро, ртуть и др.).

Металлургический процесс – это процесс восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей.

В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают:

– пирометаллургию – высокотемпературное восстановление ионов металлов при участии С, СО, Н2, металлов (Al, Mg).

FeO + C ¾¾t® Fe + CO↑;

67

WO3 + 3H2 ¾¾t® W + 3H2O;

Cr2O3 + 2Al ¾¾t® 2Cr + Al2O3;

TiCl4 + 2Mg ¾¾t® Ti + 2MgCl2;

–гидрометаллургию – процесс, включающий две стадии: 1) природное соединение металла (обычно оксид) растворяется в кислоте с образованием соли; 2) металл вытесняется из полученной соли с помощью более активного металла.

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O; CuSO4 + Fe → Cu + FeSO4;

–электрометаллургию – электролиз растворов или расплавов солей.

ГЛАВА 2.1. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ

Ряд напряжений металлов представляет собой ряд окисли- тельно-восстановительной активности металлов. Элементы расположены в порядке уменьшения восстановительной и увеличения окислительной способности.

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Pt, Au

уменьшение восстановительной активности металлов

Следствия, вытекающие из ряда напряжений:

1.Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из растворов разбавленных кислот (кроме азотной кислоты):

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑.

2.Металлы, стоящие в ряду напряжений до магния, вытесняют водород из воды:

Са + 2Н2О → Са(ОН)2 + Н2↑.

3.Каждый металл способен вытеснять менее активный металл из раствора соли последнего:

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓.

68

ГЛАВА 2.2. ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ И РАСПЛАВОВ СОЛЕЙ

Электролизом называется совокупность окисли- тельно-восстановительных электрохимических процессов, проходящих при пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

Электрод, подключенный к (-) заряженному полюсу источника тока, называется катодом. На катоде происходит восстановление менее активной частицы.

Последовательность разрядки ионов на катоде. При электролизе водных растворов солей (гидроксидов) активных металлов (от лития до марганца) на катоде восстанавливаются ионы водорода из молекул воды

2H2O + 2 e → Н2↑+ 2ОH–.

При электролизе водных растворов солей металлов средней активности (от цинка до водорода) на катоде восстанавливаются ионы металлов и ионы водорода:

Me+n + n е → Ме0;

2H2O + 2 e → Н2↑+ 2ОH–.

Причем вследствие перенапряжения (дополнительного напряжения, необходимого для диффузии ионов к электроду, разрядки ионов, моляризации для газов и т.д.) идет преимущественное восстановление ионов металлов.

При электролизе водных растворов солей неактивных металлов (после водорода) восстанавливаются ионы металлов:

Me+n + n е → Ме0.

При электролизе водных растворов кислот (рН<7) идет восстановление ионов водорода:

2H+ +2 e → Н2↑.

Электрод, подключенный к (+) полюсу источника тока, называется анодом. На аноде происходит окисление более активной частицы.

69

Последовательность разрядки ионов на аноде. При электролизе водных растворов солей бескислородных кислот в первую очередь на аноде будут окисляться анионы этих кислот (Cl –, Br–, I –, S 2– и др.), кроме F –.

При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот (H2SO4, HNO3 и др.) на аноде будет выделяться кислород из молекул воды, если рН < 7.

2H2O – 4 e → O2↑+ 4H+

При электролизе водных растворов или расплавов щелочей на аноде будет выделяться кислород из гидроксогрупп:

4ОН– – 4 e → 2Н2О + О2↑

Существуют нерастворимые (инертные) аноды, выполненные из графита, платины, золота, и растворимые, выполненные из металла, соль которого подвергается электролизу (при этом будет окисляться металл анода).

Задача 1. Какая частица будет в первую очередь окисляться в водном растворе на аноде SO 24−, H2O, Cl–?

Решение:

В первую очередь будут окисляться в водном растворе ионы бескислородных кислот, затем ионы кислорода из молекул воды, затем ионы кислородсодержащих кислот: Cl–, H2O, SO 24−.

Задача 2. Какая частица будет восстанавливаться в первую очередь на катоде: Н2О, Cu2+, Al3+?

Решение:

В первую очередь на катоде восстанавливаются ионы неактивных металлов (от олова до золота), затем ионы водорода из молекул воды, затем ионы активного металла: Cu2+, H2O, Al3+.

Задача 3. Составьте схему электролиза расплава КОН.

Решение:

70