Экспресс-курс по химии для подготовки к централизованному тестированию и экзамену

ТЕМА 6. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ. РАСЧЕТЫ ПО ХИМИЧЕСКОМУ УРАВНЕНИЮ

Изучение теоретического материала

Ведите изучение темы, конспектируя материал по следующему плану:

Классификация химических реакций:

а) по типу взаимодействия: реакции соединения, разложения, обмена и замещения;

б) по тепловому эффекту: экзотермические и эндотермиче- ские;

в) по направлению: обратимые и необратимые; г) по изменению степеней окисления: идущие без измене-

ния степеней окисления и окислительно-восстановительные. Дайте определение каждому типу химической реакции и

приведите по два примера.

Уравнение химической реакции показывает не только ка- чественный аспект этой реакции, но также количественные отношения между прореагировавшими без остатка исходными веществами и образовавшимися из них конечными веществами.

Если известна масса одного вещества, то можно рассчитать и массы остальных веществ.

При участии в реакции газообразных веществ чаще рас- считывают не массы, а объемы. Однако не всегда берут пропорциональные количества и массы реагентов. Часто один из них берется в избытке, и тогда расчет ведут только по количеству реагента, взятого, соответственно, в недостатке.

Количество продукта, получаемое в соответствии с расче- том по уравнению реакции, называется теоретическим коли- чеством. Однако,как правило, продукта образуется меньше, чем ожидалось в соответствии с расчетами, – это называется практическим количеством. Отношение практического количества к теоретическому называется практическим выходом продукта.

21

2.Механизм диссоциации в воде веществ с ионными и ковалентными связями. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации.

3.Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей в водном растворе.

4.Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Реакции ионного обмена. Условия необратимости реакций ионного обмена. Ионные уравнения реакций.

5.Общее понятие о гидролизе.

Для того, чтобы правильно выполнять задания по данной теме, надо хорошо знать сильные и слабые электролиты. Напомним, что оксиды являются неэлектролитами, соли относятся к сильным электролитам, а среди гидроксидов есть и сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты – основания (щелочи): NaOН, KOН, LiOН, Ba(OН)2, Ca(OÍ)2.

Слабые электролиты – основания: Zn(OН)2, Cu(OÍ)2, Fe(OÍ)2, Fe(OÍ)3, Al(OÍ)3, Cr(OÍ)2, Cr(OÍ)3 è äð.

Сильные электролиты – кислоты: НCl, НBr, НI, НClO4, ÍClO3,

ÍBrO3, Í2SO4, Í2SeO4, ÍMnO4, ÍNO3.

Слабые электролиты – кислоты: Н3ÐO4, ÍNO2, ÍF, Í2CO3, Í2S, ÍClO, ÍCN è äð.

Задания для самоконтроля

1.Составте молекулярные и ионные уравнения реакций взаимодействия:

а) хлорида меди (II) с гидроксидом калия;

б) сульфата железа (III) с гидроксидом бария; в) карбоната кальция с азотной кислотой; г) сульфида натрия с серной кислотой.

2.Составьте возможные молекулярные уравнения реакций по ионным уравнениям:

Ca2+ + CO32– = CaCO3 Cu2+ + 2OÍ– = Cu(OÍ)2

S2– + 2Í+ = Í2S

CO32– + 2Í+ = Í2O + CO2

NÍ4+ + OÍ– = NÍ3 · Í2O

Í+ + OÍ– = Í2O.

23

3) Составьте уравнения реакций гидролиза сульфита калия, нитрата железа (II), нитрита калия, карбоната натрия, хлорида алюминия, сульфида алюминия.

ТЕМА 8. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Изучение теоретического материала

Конспектирование темы рекомендуется проводить по следующему плану:

1.Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы, поверхности соприкосновения и концентрации реагирующих веществ, температуры реакции и катализаторов.

2.Закон действующих масс для скорости реакции.

3.Понятие о катализе. Катализаторы и ингибиторы.

4.Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

5.Закон действующих масс для химического равновесия. Константа равновесия.

6.Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры, давления, концентрации на химическое равновесие.

Примеры решения типовых заданий

1. В каком направлении сместится химическое равновесие при повышении температуры в системе:

Í2 + I2 P 2ÍI – Q ?

Решение

Согласно принципу Ле-Шателье при повышении температуры система стремится понизить ее. При этом равновесие сместится в направлении эндотермической реакции.

Прямая реакция – эндотермическая, обратная – экзотерми- ческая. Равновесие сместится вправо.

24

2. В каком направлении сместится химическое равновесие при увеличении концентрации NO в системе:

2NO + O2 P 2NO2?

Решение

Согласно принципу Ле-Шателье при увеличении концентрации вещества система стремится понизить ее. При этом равновесие сдвинется в сторону расхода этого вещества. Следовательно, равновесие сместится в сторону расхода NO – вправо.

3. В каком направлении сместится химическое равновесие при повышении температуры в системе:

H2 + I2 P 2HI – Q ?

Решение

Согласно принципу Ле-Шателье при повышении температуры система стремится понизить ее. При этом равновесие сместится в направлении эндотермической реакции.

Прямая реакция – эндотермическая, обратная – экзотерми- ческая. Равновесие сместится вправо.

Задания для самоконтроля

1. Напишите выражение кинетического закона действующих масс для следующих реакций:

à) 2Í2 + O2 = 2Í2O, á) CO + Cl2 = COCl2,

â) 2NO2 = N2O4,

ã) C + CO2 = 2CO.

2. Как повлияет повышение температуры на состояние химического равновесия в следующих реакциях:

à) CO + Í2O P CO2 + Í2 + Q,

á) N2O4 P 2NO2 – Q?

3.Определите, в каком направлении сместится равновесие

âследующих реакциях при понижении давления:

25

2. Окислители – это атомы или группы атомов, принимающие электроны. Степень окисления при этом понижается.

0−n

Ý− ne → Ý.

3.Восстановление – это процесс присоединения атомами или группами атомов электронов.

4.Окисление – это процесс отдачи атомами или группами атомов электронов.

5.Типичные окислители: F2, Cl2, O2, KClO3, ÍClO3, Í2SO4,

ÍNO3, KMnO4, MnO2, K2Cr2O7.

6. Типичные восстановители: KNO3, Í2O2, SO2, Na2SO3, Í2, Si è äð.

Пример. Составьте уравнения электронного баланса, подберите коэффициенты, укажите окислитель и восстановитель в следующей реакции: Н2S + SO2 = S + Í2O.

Подбор коэффициентов проводят только после составления электронного баланса и определения окислителя и восстановителя.

−2 +4 0

H2S + SO2 = S + H2O.

Составляем электронный баланс:

+4 0

S + 4e = S | 1 окислитель

−2 0

S − 2e = S | 2 восстановитель

Расставляем коэффициенты:

2Í2S + SO2 = 3S + 2Í2O.

Задания для самоконтроля

1. Определите степени окисления всех элементов в соединениях: Н2SO4, ÍNO3, Na2SiO3, K2FeO4, MgOÍCl, NÍ4OÍ, Mg3N2, K2Cr2O7, C2Í6O, KÍ2ÐO4.

2.Определите степени окисления атомов всех элементов

âсоставе ионов: ClO4− , MnO4− , B4O72− , NH4+ .

3.Определите окислитель и восстановитель в следующих химических реакциях:

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2,

27

Í2S + 8ÍNO3 = Í2SO4 + 8NO2 + 4Í2O,

NÍ4NO2 = N2 + 2Í2O.

4. Определите, какая из предложенных реакций является окислительно-восстановительной:

2Í2S + Í2SO3 = 3S + 3Í2O,

NaOÍ + ÍCl = NaCl + Í2O,

CaCO3 = CaO + CO2, Na2O + 2ÍCl = 2NaCl + Í2O.

5) Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакций:

KMnO4 + ÍCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + Í2O

S + Br2 + NaOÍ → Na2SO4 + NaBr + Í2O

SO2 + ÍNO3 + Í2O → Í2SO4 + NO.

Определите окислитель и восстановитель.

6. Составьте уравнения электролиза расплава NaCl, растворов NaCl, K2SO4, CuCl2, CuSO2, Í2SO4, NaOН с инертными электродами и раствора AgNO3 с серебряными электродами.

ТЕМА I0. НЕМЕТАЛЛЫ

Изучение теоретического материала

План изучения теоретического материала:

1.Общая характеристика неметаллов. Положение неметаллов в периодической системе элементов. Особенности электронного строения атомов неметаллов.

2.Электроотрицательность и окислительная способность неметаллов. Неметаллические простые вещества. Изменения неметаллических свойств элементов в периодах и подгруппах.

3.Водород и его соединения.

4.Галогены и их соединения.

5.Халькогены и их соединения.

6.Подгруппа азота. Азот, фосфор и их соединения.

7.Подгруппа углерода. Углерод, кремний и их соединения.

28

Изучение отдельных представителей неметаллов, а также их соединений проводится по подгруппам. Характеристику элементов подгруппы дают по единому плану:

1.Положение элементов в периодической системе, общее

èособенное в строении атомов.

2.Строение и свойства простых веществ.

3.Водородные соединения и оксиды элементов. Их состав, характеристика свойств и закономерности в изменении ки- слотно-основных свойств этих соединений

4.Общее и особенное в составе и химических свойствах кислородсодержащих кислот.

5.Получение и применение элементов подгруппы и их соединений в народном хозяйстве.

А теперь повторим наиболее важный материал

1. Электроотрицательность элементов (также как и неметаллические свойства элементов) усиливается в периодах слева направо, в подгруппах – снизу вверх.

2. Строение кристаллических решеток неметаллов – простых веществ в твердом состоянии.

R***– элементы, образующие атомные кристаллические решетки. Химическими формулами обозначены вещества, кристаллизующиеся в форме молекулярной кристаллической решетки.

29

3. Водородные соединения неметаллов

*Отмечены формулы несолеобразующих оксидов, а остальные оксиды неметаллов относятся к группе кислотных оксидов.

5. Кислородсодержащие кислоты

Чем больше электроотрицательность элементов, тем более ярко проявляются кислотные свойства его кислородных соединений. Поэтому слева направо в периодах и снизу вверх в подгруппах кислотные свойства кислородсодержащих соединений усиливаются.

Увеличение силы кислот →

30