ГДЗ по Химии Профильный уровень 10 класс Габриелян 2009

Авторы: Габриелян О.С., Маскаев Ф.Н., Пономарев С.Ю., Теренин В.И.
Класс: 9
Предмет: Химия

Выберите подходящее издание решебника
  1. Химия 9 класс Габриелян 2004/2011
  2. Рабочая тетрадь по Химии 9 класс Габриелян 2009
  3. Рабочая тетрадь по Химии 9 класс Габриелян 2009
  4. Химия 10 класс Профильный уровень Габриелян 2009
  5. Химия 9 класс Габриелян 2011
  6. Химия 9 класс Габриелян 2011
  7. Биология 11 класс Габриелян 2013
  8. Рабочая тетрадь по Химии 9 класс Габриелян 2014
  9. Рабочая тетрадь по Химии 9 класс Габриелян 2014
Готовые задания
Тема 1. Обобщение сведений о строении вещества и химической реакции. Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в периодической системе Д. И. Менделеева.
Часть I
1. Заполните таблицу «Характеристика элемента на основании его положения в Периодической системе (ПС) Д. И. Менделеева» на примере элемента кальция.
1т
т2
2. Подтвердите характер оксида кальция соответствующими уравнениями реакций, в том числе и ионными, для реакций с участием электролитов:
т3
3. Подтвердите характер гидроксида кальция соответствующими уравнениями реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах:
9-1-1-3-0
Часть II
1. Вычеркните «лишнее».
4) Si
2. Какая из следующих групп элементов содержит только металлы?
Нет правильного варианта ответа.
3. Какая из характеристик металлической связи является неточной?
Металлическая связь:
1) характеризуется ненаправленностью;
2) характеризуется ненасыщенностью.
4. Какое физическое свойство не является общим для всех металлов?
3) твёрдое агрегатное состояние при стандартных условиях.
5. Дайте характеристику элемента лития согласно приведённому в части I плану.
1) Это элемент I A группы, 2-го малого периода.
2) +3Li 2е, 1е.
3) Li – сильный восстановитель, который получает с. о. +1.
4-5) Li – это металл, поэтому имеет металлическую кристаллическую решётку, образованную за счёт металлической химической связи, схема которой:
т5
6) аллотропия для лития нехарактерна.
7) Металлические свойства у лития выражены больше, чем у бериллия.
8) Металлические свойства у лития выражены больше, чем у водорода, но меньше, чем у натрия.
9) Оксид литият6имеет основный характер и взаимодействует:
с кислотными оксидами;
с кислотами;
с водой.
10) Гидроксид лития LiOH имеет основный характер и является растворимым основанием – щёлочью. Взаимодействует (напишите уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах):
испра2
6. Металлы (М) IА группы, или щелочные металлы, образуют водородные соединения с общей формулой МН. В этих соединениях, в отличие от летучих водородных соединений неметаллов, связь ионная и кристаллическая решётка ионная.
Эти бинарные соединения проявляют следующие физические свойства:
Белые кристаллические вещества, похожие на соль.
7. Металлы IIA группы (начиная с Са) – щелочноземельные металлы – образуют водородные соединения с общей формулойт8. Они называются гидридами, имеют ионную кристаллическую решётку, построенную за счёт ионной химической связи, и обладают следующими физическими свойствами: белые солеподобные кристаллические вещества.
При взаимодействии с водой наблюдается реакция обмена:
т9
Тема 2. Характеристика элемента-неметалла на основании его положения в периодической системе Д. И. Менделеева.
Часть I
По плану, рассмотренному на прошлом уроке, дайте характеристику элемента фосфора.
1) Это элемент VA группы ПС, 3-го малого периода.
2) Электронная формула атома: +15Р 2е, 6е, 5е.
3) Фосфор может проявлять окислительные свойства по отношению к металлам и водороду, а также восстановительные свойства по отношению к более электроотрицательным элементам, например: О, Cl.
4-6) Для фосфора характерно явление аллотропии. Он образует две аллотропные модификации: Р красный и Р белый. У первого – атомная кристаллическая решётка, а у второго – молекулярная кристаллическая решётка и формула Р4. Следовательно, причиной аллотропии фосфора является кристаллическая решётка, т.е. разное строение.
Фосфор красный и молекулы Р4 образованы за счёт ковалентной неполярной связи. Между молекулами Р4 – слабые межмолекулярные силы взаимодействия.
7-8) Р > активный НМ, чем Si, но < активный, чем S.
Фосфор < активный восстановитель, чем Si, но > активный, чем S.
9) Высший оксид фосфора имеет формулу Р2О5 и название оксид фосфора V. Это кислотный оксид.
Он взаимодействует (запишите уравнения возможных реакций, в том числе в полной и сокращённой ионной форме для реакций с участием электролитов):
ц1
10) Высший гидроксид фосфора – это фосфорная кислота, формула которойц2.
Это двухосновная, кислородсодержащая, растворимая в воде, нелетучая, стабильная, но слабая кислота. Поэтому в ионных уравнениях реакций с участием фосфорной кислоты её формулу следует записывать в молекулярной форме.
Реакция с металлами для фосфорной кислоты нехарактерна. Остальные свойства – типичные для кислот. Она взаимодействует (составьте уравнения возможных реакций – молекулярные, полные и сокращённые ионные):
ц3
11) Летучее водородное соединение фосфора имеет формулу PH3. Оно построено за счёт ковалентной химической связи. Схема её образования:
ё
Часть II
1. Вычеркните «лишнее».
4) Be
2. Какая из следующих групп содержит только неметаллы?
1) VIIA
3. Исключите «лишний» элемент с точки зрения возможности образования аллотропных модификаций.
2) азот
4. Какой тип химической связи может иметь место только между атомами неметаллов?
1) ковалентная полярная
4) ковалентная неполярная
5. Раствор летучего водородного соединения хлора в воде называется соляной или хлороводородной кислотой.
Приведите характеристики кислоты:
по основности – одноосновная
по содержанию кислорода – бескислородная
по растворимости – растворимая
по силе – сильная.
Соединение проявляет все типичные свойства кислот (запишите уравнения возможных реакций в молекулярной, полный и сокращённой ионной формах):
ц5
ц10
7. Оксид хлора (VII) проявляет все типичные свойства кислотных оксидов (подтвердите уравнениями соответствующих реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах, где это имеет место):
ц8
8. Хлорная кислота HClO4 – очень сильная кислота, проявляет все типичные свойства кислот. Подтвердите этот вывод уравнениями соответствующих реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.
ц9
Тема 3. Амфотерные оксиды и гидроксиды.
Часть I
1. Амфотерные соединения – это вещества, которые в зависимости от условий реакций проявляют кислотные или основные свойства.
2. Амфотерные гидроксиды – это гидроксиды, например, элементов с порядковыми номерами 4, 13, 30 – Be, Al, Zn. Каждый гидроксид проявляет , в зависимости от условий реакций, свойства то основания, то кислоты.
312
а) Как основание, амфотерный гидроксид взаимодействует с кислотой, образуя соль и воду (запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакций).
313
б) Как кислота, амфотерный гидроксид взаимодействует со щёлочью, образуя соль (входит в состав кислотного остатка) и воду (запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакций):
314
3. Амфотерным гидроксидам соответствуют амфотерные оксиды.
3табф
3таб
4. Генетический ряд переходного металла:
схема
5. Запишите формулы оксида и гидроксида, а также уравнения реакций переходов в молекулярной и ионной формах.
9-3-1-5-0
Часть II
1. Дайте характеристику элемента алюминия по плану, с которым вы познакомились на первых уроках:
1) Al – это элемент III А группы малого периода.
2) +13 Al, 2е, 8е, 3е.
3) Это восстановитель, который получают с. о. +3.
4-5) Al – металл, поэтому имеет металлическую кристаллическую решётку, образованную за счёт металлической химической связи, схема которой:
317
6) аллотропия для алюминия нехарактерна.
7) Как металл, алюминий менее активный, чем магний, но более активный, чем кремний.
8) Как металл, алюминий более активный, чем бор, но менее активный, чем галлий.
9) Оксид алюминия318имеет амфотерный характер, поэтому взаимодействует и с кислотой, и с щёлочью, образуя соль и воду.
10) Амфотерный гидроксид319является и основанием, и кислотой, которая имеет формулу320
319взаимодействует (напишите уравнения в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах):
321
2. Оксид хрома (II) CrO проявляет основные свойства, поэтому взаимодействует с кислотными оксидами, кислотами.
Приведите уравнения соответствующих реакций.
9-3-2-2-0
3. Оксид хрома (VI)323проявляет кислотные свойства, поэтому взаимодействует с основными оксидами, основаниями (щёлочами).
Приведите уравнения соответствующих реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.
9-3-2-3-0
4. Оксид хрома (III)325проявляет амфотерные свойства, поэтому взаимодействует и с кислотами, и со щелочами. Приведите уравнения соответствующих реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.
326
5. Верны ли следующие суждения?
А) Все гидроксиды металлов (I) имеют только основный характер.
Б) Гидроксиды металлов (II) могут быть как основаниями, так и амфотерными гидроксидами.
1) оба суждения верны.
6. Верны ли следующие суждения?
А) Характер гидроксидов переходных металлов VI B и VII B групп зависит от с. о. металлов:
- с низшей с. о. – носит основный характер;
- с промежуточной с. о. – амфотерный характер;
- с высшей с. о. – кислотный характер.
Б. Оксиды и гидроксиды неметаллов всегда имеют кислотный характер.
2) верно только А.
7. Формула высшего оксида марганцаизменения в 7ф1а формула его гидроксида –изменения в 7ф2Оба соединения имеют кислотный характер (для подтверждения приведите по два уравнения возможных реакций в молекулярной и ионной формах):
9-3-2-7-0
Тема 4. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома.
Часть I
1. Открытие Д. И. Менделеевым Периодического закона (ПЗ).
Д. И. Менделеев расположил все известные ему 63 элемента в длинный ряд по возрастанию их Ar и выделил в этом ряду отрезки – периоды, в которых свойства элементов и образованных ими простых веществ изменялись одинаково:
1) металлические свойства ослабевают;
2) неметаллические свойства усиливаются;
3) с. о. в высших оксидах – увеличиваются с +1 до +8;
4) с. о. в летучих водородных соединениях – с -4 до -1;
5) оксиды от основных через амфотерные сменялись кислотными;
6) гидроксиды от щелочей через амфотерные сменялись кислотами.
Д. И. Менделеев сделал вывод – сформулировал Периодический закон: Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.
Дата: 7 марта 1869 г.
2. ПЗ и строение атома.
Дальнейшие открытия в науке позволили уточнить формулировку ПЗ.
1) Было открыто сложное строение атома:
412
2) Были открыты изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента с одинаковым числом протонов и разным массовым числом.
Например:
схема1
Благодаря этим открытиямсовременная формулировка ПЗ такова: Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.
3. Периодическая система (ПС)– графическое отображение ПС, поэтому принятая в ней символика соответствует особенностям строения атомов химических элементов.
1) Порядковый номер элементасоответствует заряду ядра, т.е. числу Р+ - протонов в нём. Число других частиц ядра n0 находят по формуле: n0 = A – P+. Число е- в электронной оболочке также соответствует N элемента.
2) Номер периода элементасоответствует числу слоёв или уровней для электронной оболочки атома.
3) Номер А группысоответствует числу электронов на внешнем уровне.
4) Причины изменения свойств элементовобъясняются особенностями строения их атомов.
В периодах слева направо - металлические свойства ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются, потому что:
а) увеличиваются заряды атомных ядер
б) увеличивается число е на внешнем уровне
в) число энергических уровней постоянно
г) радиус атома уменьшается
5) В А группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, а не металлические свойства ослабевают, потому что:
а) увеличиваются заряды атомных ядер
б) число е на внешнем уровне постоянно
в) увеличивается число энергетических уровней
г) увеличивается радиус атома
6) Заряд ядра атомов химических элементов возрастает монотонно, а свойства изменяются периодически, потому что свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер.
Открытие ПЗ и создание ПС позволили:
1) исправить неверные Ar некоторых элементов, например: Ar (Ge)
2) исправить неверные с. о. некоторых элементов, например: Zn, Al.
3) предсказать, описать свойства, указать пути открытия ещё неоткрытых элементов.
Триумф ПЗ для открытия:
-галлий, его химический знак Ga,
-кремний, его химический знак Si,
-алюминий, его химический знак Al.
4) на основании ПЗ и ПС открыты и созданы новые химические элементы, названы в честь России и русских учёных:
- Менделевий, химический знак Md;
− Флеровий, химический знак Fl;
− Рутений, химический знак Ru.
Часть II
1. Заряд ядра атома железа равен:
3) +26
2. Число протонов в атоме ванадия равно:
2) 23
3. Число электронных слоёв (энергетических уровней) в электронной оболочке атома соответствует:
3) номеру периода
4. Такую же электронную конфигурацию, как у атома аргона, имеет ион:
3) s-2
5. Восемь электронов на внешнем электронном уровне имеет:
425
6. Число электронов в ионе железа Fe3+ равно:
3) 23
7. Верны ли следующие суждения?
А. Номер группы соответствует числу валентных электронов на внешнем слое атома для элементов А и В групп.
Б. Номер периода соответствует числу электронных слоёв (энергетических уровней) в электронной оболочке атома.
1) оба суждения верны.
8. Используя стрелки →(усиление) или ←(ослабление), укажите характер изменения свойств элементов и образованных ими веществ в периодах слева направо.
427
9. Укажите характер изменения свойств элементов А групп (сверху вниз) и образованных ими веществ, используя стрелки ↓ или ↑ (уменьшение или увеличение).
9-4-2-9-0
Тема 5. Обобщение сведений о химической реакции.
Часть I
1. Химическая реакция, или химическое явление, - это процесс образования новых веществ.
2. Классификация химических реакций:
1) по числу и составу реагирующих и образующихся веществ различают:
реакции:
- соединения;
- разложения;
- обмена;
- замещения.
2) по тепловому эффекту:
- экзотермические;
- эндотермические.
3) по фазе (агрегатному состоянию веществ):
- гомогенные;
- гетерогенные.
4) по направлению:
- обратимые;
- необратимые.
5) по использованию катализатора:
- каталитические (в частности, и с использованием биологических катализаторов ферментов – ферментативные реакции).
6) по изменению с. о.:
- ОВР;
- не окислительно-восстановительные.
3. К ОВР относятся все реакции замещения ите реакции соединения и разложения, в которых участвует простое вещество.
Атомы, ионы или молекулы, принимающие е, называют окислители, а отдающие е – восстановители.
Часть II
1.Взаимодействие растворов сульфата калия и нитрата свинца относятся к реакциям:
3) ионного обмена
2. Взаимодействие кислоты и щёлочи относится к реакциям:
2) обмена, нейтрализации
3. К окислительно-восстановительным реакциям относят все реакции:
2) замещения
4. Верны ли следующие суждения?
А. Реакция соединения является окислительно-восстановительной, если реагируют только сложные вещества.
Б. Реакция соединения является окислительно-восстановительной, если реагирует хотя бы одно простое вещество.
3) верно только Б
5. Верны ли следующие суждения?
А. Если условием протекания реакции является нагревание, то эта реакция является эндотермической.
Б. Все реакции разложения, в которых образуются простые вещества, - эндотермические реакции.
1) оба суждения верны
6. Получение оксида серы (VI) из оксида серы (IV) – это реакция:
1) соединения
2) каталитическая
4) окислительно-восстановительная
7. Допишите схему реакции и составьте её уравнение, используя метод электронного баланса:
527
8. Рассчитайте объём водорода, образующегося при взаимодействии 730 г 20%-го раствора соляной кислоты с необходимым количеством цинка. Каково это количество?
528
Тема 6. Скорость химической реакции.
Часть I
1. Скорость химической реакции (Vp)– это изменение концентраций реагирующих веществ в единицу времени.
Формула для нахождения Vp = ΔC/Δt
2. Концентрация – это количество реагентов, участвующих в химической реакции.
3. Химическая кинетика – это раздел химии, в котором изучают скорости и механизмы реакций.
4. Зависимость Vp от природы реагирующих веществ на примере взаимодействия:
кислота + металл = соль + водород.
614
5. Зависимость Vp от концентрации – при увеличении Vp растёт.
6. Пути повышения Vp:
616Зависимость Vp от концентрации и от температуры – прямо пропорциональная зависимость – это закон Вант-Гоффа.
Vp зависит от катализатора (см. тему следующего урока).
Часть II
1. Единица измерения скорости химической реакции:
1) моль/л•с
2. Скорость любой химической реакции зависит от:
2) температуры
3. С наибольшей скоростью с водородом реагирует:
1) фтор
4. С наименьшей скоростью с водой реагирует:
1) литий
5. Одинаковые по размеру кусочки магния взаимодействуют с наибольшей скоростью с соляной кислотой, если:
2) увеличить концентрацию кислоты
6. Для увеличения скорости химической реакции626
необходимо:
4) увеличить концентрацию кислоты
Создайте изображение, показывающее зависимость Vp от площади соприкосновения реагирующих веществ.
6262
7. Какой график отражает зависимость Vp от t?
Ответ: 3.
Тема 7. Катализ и катализаторы.
Часть I
1. Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость протекания реакций, но при этом не расходующиеся.
2. Биологические катализаторы белковой природы – это ферменты.
3. Энергия активации – это энергия, необходимая для разрыва связей в молекулах исходных веществ.
4. Ингибиторы – это вещества, замедляющие химические реакции.
5. Катализ – это процесс изменения скорости реакции в присутствии катализаторов.
715
6. Антиоксиданты – это вещества, участвующие в ОВР, и уменьшающие концентрацию активных окислителей.
Примеры антиоксидантов: α-Токоферол (Витамин Е), β-Каротин (Провитамин А), Ретинол (Витамин А), кислота аскорбиновая (Витамин С)
Часть II
1. Применение «кипящего слоя» на производстве способствует увеличению скорости промышленных процессов, потому что:
2) увеличивается поверхность соприкосновения реагирующих веществ
2. Верны ли следующие суждения о катализаторах?
А. Это вещества, которые изменяют скорость химической реакции и расходуются при этом.
Б. Это вещества, которые изменяют скорость и путь протекания химической реакции.
3) верно только Б
3. Верны ли следующие суждения о ферментах?
А. Это биологические катализаторы белковой природы.
Б. Это биологические катализаторы, которые «работают» в узком интервале температур и рН среды, обладают высокой эффективностью и селективностью.
1) оба суждения верны
4. Какой график иллюстрирует «работу» ингибитора?
Ответ: 2.
5. Заполните таблицу.
725
6. Дополните таблицу, используя знания по биологии о пищеварительных ферментах.
9-7-2-6-0
7. Предложите способы предотвращения прогоркания сливочного масла.
Защита от кислорода, воздуха – т.к. идёт окисление в присутствии кислорода.
8. Напишите синквейн о катализаторах или ферментах.
1. Катализатор
2. Твёрдый и пористый
3. ускоряет, облегчает, помогает
4. Основа синтеза некоторых веществ
5. Ускоритель
Тема 8. Металлы. Положение металлов в Периодической системе Д. И. Менделеева. Строение атомов и кристаллов. Физические свойства.
Часть I
1. Положение металлов (М) в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Условная диагональ от В к At через элементы А групп: IV → V → VI. На диагонали и над ней расположены неметаллы, а под ней – металлы.
Только из М состоят В группы. Всего из 110 элементов к металлам относят 88 элементов.
IA группа – это щелочные металлы.
IIA группа – это щелочноземельные металлы.
2. Особенности строения атомов М:
1) число е во внешнем слое атома 1-3;
2) R атома – большие размеры.
3. Относительность деления элементов на М и НМ (приведите примеры):
1) серое олово – НМ, белое олово – М.
2) графит – НМ, но электропроводный.
3) Cr, Zn, Al – М, но амфотерные.
4. Металлическая химическая связь – это связь в металлах и сплавах между атом-ионами посредством обобществлённых е.
Общая схема образования металлической связи:
8-4
5. Заполните таблицу «Строение и свойства металлов».
8-5
6. Запишите признаки, по которым можно различить пластины, изготовленные:
а) из алюминия и меди – цвет, плотность, электро- и теплопроводность
б) из свинца и алюминия – цвет, плотность, температура плавления
в) из серебра и графита – цвет, форма, электропроводность.
7. Используя рисунки, заполните пропуски, чтобы получилась последовательность: название металла (ов), свойства (о), область (и) применения.
а) чугунная батарея - чугун, теплопроводность, прочность, износостойкость. В хозяйстве, быту, металлургии.
б) алюминиевая фольга – алюминий, легко раскатывается, пластичность, высокая электро- и теплопроводность, коррозионная стойкость. В пищевой промышленности, производство сплавов.
в) стальные кнопки и скрепки – сталь, «мягкая» сталь, эластична, легко гнется, не ржавеет, прочная и твердая. Во всех отраслях народного хозяйства.
г) металлическая опора – железо (сталь), прочны, твердые, не подвергаются действию среды. Во всех отраслях народного хозяйства.
д) купола – золото, инертное, внешний вид. Используется в строительстве – прокатка, в ювелирном деле.
е) термометр – ртуть (жидкий металл), расширяется при нагревании, в медицинских термометрах. Получение сплавов, для добычи золота. Лампы.
8. Заполните таблицу «Классификация металлов».
9-8-1-8-0
9. Сплав – это – это однородный металлический материал, состоящий из смеси двух или большего числа химических элементов с преобладанием металлических компонентов.
10. Чёрные сплавы:
1) чугун, содержание углерода >2%
2) сталь, содержание углерода <2%.
11. Заполните таблицу «Сплавы и их компоненты».
8-11
12. Подпишите названия сплавов, из которых могут быть сделаны изображённые на рисунках предметы.
а) сталь
б) мельхиор
в) дюралюминий
г) бронза
д) бронза
е) чугун
Часть II
1. Атомы металлов, имеющие во внешнем слое:
а) 5е – Sb (сурьма), Bi (висмут)
б) 6е – Po (полоний)
Почему?
Они расположены в 5 и 6 группах соответственно
2. Атом металла, имеющий во внешнем слое 3е, - бор.
Почему?
Он расположен в 3 группе.
3. Заполните таблицу «Строение атома и химическая связь».
9-8-2-3-0
4. Исключите «лишний элемент».
4) Si
5. Какая из следующих групп элементов содержит только металлы?
Нет правильного ответа
6. Какое физическое свойство не является общим для всех металлов?
3) твёрдое агрегатное состояние при стандартных условиях
7. Какое утверждение верно?
4) атомы металлов и металлы – простые вещества проявляют только восстановительные свойства.
8. Все элементы главных подгрупп являются металлами, если они расположены в Периодической системе ниже диагонали:
3) бор – астат
9. Число электронов на внешнем электронном уровне атома металла, находящегося в главной подгруппе Периодической системы, не может быть равно:
4) 7
Тема 9. Общие химические свойства металлов.
Часть I
1. Атомы и простые вещества – металлы проявляют только восстановительные свойства. Общая схема этого утверждения:
9-1-0
2. М восстанавливают:
1) неметаллы, образуя бинарные соединения;
2) кислород, образуя:
9-1-2-2-0
3) катионы водорода из растворов кислот, если:
1) металл находится в ряду напряжений до H2
2) если образуется растворимая соль
3) исключения: щелочные M, концентрированные HNO3 и H2SO4
4) катионы металлов из растворов их солей, если:
- металл соли находится правее самого металла;
- сам вытесняется из раствора соли более сильным металлом.
- если образуется растворимая соль; исключение: щелочные M.
5) водород из воды. В общем виде уравнения для металлов групп IA и IIA (начиная с Ca):
2M+2HOH →2MOH+H2 (для IA)
M+2HOH → M(OH)2+H2 (для IIA)
6) катионы металлов из их оксидов: металлотермия
9-1-2-5-0
3. Заполните таблицу «Химические свойства металлов», записав уравнения возможных реакций.
9-1-3-0
4. Подчеркните вещества, с которыми взаимодействует железо:
Хлор, сера, серная кислота (разб.), раствор сульфата меди (II).
9-1-4-0
Часть II
1. Подчеркните вещества, с которыми взаимодействует алюминий:
Углерод, оксид железа (III), серная кислота (разб.).
9-9-2-1-0
2. Из перечисленных металлов наиболее активно взаимодействует с водой:
3) калий
3. Образование основного оксида происходит при горении в кислороде:
2) кальция
4. При обычных условиях с водой не взаимодействует:
4) железо
5. Восстановить водород при взаимодействии с раствором серной кислоты способен каждый металл ряда:
3) Fe, Mn, Cr
6. Металлы «Б» и «В» можно получить, вытесняя из водных растворов их солей металлом «А», в группе:
4) «А» - Mg «Б» - Pb «В» - Mn
7. Сокращённым ионным уравнением
9-2-7-0
описывается взаимодействие с магнием:
2) соляной кислоты
8. Напишите синквейн о металлах.
1) Металлы
2) Блестящие и серебристые
3) Электро-, теплопроводны, пластичны
4) Используются в промышленности
5) Сплавы
Тема 10. Получение металлов.
Часть I
1. Металлы в природе встречаются:
1) только в самородном виде Pt, Ag, Au
2) и в свободном, и в виде соединений Cu, Hg
3) только в виде соединений: большинство, а также активные М (минералы Zn, Pb, Na, Li и др.)
Обобщение этих утверждений оформите с помощью ряда активности металлов, используя фигурные скобки:
9-10-1-1-2-0
2. Минералы – это различные природные соединения, включающие в себя М в связанном состоянии.
Заполните таблицу «Названия и формулы минералов металлов».
10-2-0
3. Руды – этоприродные образования, содержащие минералы, в которых М находятся в количествах, пригодных для получения их самих.
4. Металлургия – этонаука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов.
5. Заполните таблицу «Классификация общих способов получения металлов».
10-5-0
Часть II
1. Отделение пустой породы от руды – это обогащение.
2. Заполните таблицу «Восстановители в пирометаллургии».
9-10-2-2-0
3. Дополните схему:
10-2-3-0
Это пример электрометаллургии.
4. Сырьём для получения алюминия являются:
а) алюмосиликаты
б) боксит, корунд
в) оксид алюминия.
5. Нарисуйте и опишите схему электролитического получения алюминия.
Процесс получения алюминия электролизом проводят в электролитических ваннах в присутствии расплавленного криолита; из оксида алюминия;
9-10-2-5-0
6. Напишите синквейн о металлургии.
1) Металлы
2) Способ получения
3) Пиро-, электро-, гидрометаллургия
4) Основа промышленности
5) Получение.
7. Нарисуйте и опишите схему доменного процесса.
Сущность доменного процесса состоит в восстановлении железа из оксидов и получении науглероженного металла (чугуна) и шлака, которые легко отделяются друг от друга из-за различия в плотностях.
9-10-2-7-0
Полученное в результате реакции железо каплями стекает по раскаленному коксу вниз, насыщаясь углеродом, в результате чего получается сплав, содержащий 2,14 – 6,67 % углерода (чугун). Кроме углерода в него входят небольшая доля кремния и марганца. В количестве десятых долей процента в состав чугуна входят также вредные примеси — сера и фосфор. Кроме чугуна в горне образуется и накапливается шлак, в котором собираются все вредные примеси.
Тема 11. Коррозия металлов.
Часть I
1. Коррозия – это самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под действием окружающей среды.
2.
Типы коррозии
11-1-2
3.Условия протекания электрохимической коррозии:
1) Влага
2) Кислород атмосферный
4. Вред, который наносит коррозия:
а) страдает экология;
б) теряется 25% всего произведенного железа;
в) портятся металлические изделия;
г) страдает здоровье людей.
5. Заполните таблицу «Защита металлов от коррозии».
11-1-5
Часть II
1. Запишите уравнение реакций, протекающих на воздухе с литием, лишённым вазелиновой защиты.
11-2-1
2. «По крыше выложили жесть» (В. В. Маяковский). Опишите процессы, происходящие с белой жестью при нарушении оловянной защиты.
11-2-2
Железо ржавеет.
3. Заполните таблицу «Свойства некоторых легированных сталей и их примесей».
11-2-3
4. Опишите, какие способы защиты металлов от коррозии используются у вас в ванной комнате и на кухне.
Эмаль, лаки, краски.
5. Напишите синквейн о коррозии металлов.
а) Коррозия
б) Вредный, портящий
в) Разрушает, мешает, портит
г) Вредный процесс, разлагает
д) Металлы
6. Перечислите наиболее часто используемые способы защиты от коррозии изделий, изображенных на рисунках.
а) Покрытие сплавом мельхиора.
б) Эмаль
в) Легирование стали ванадием.
г) Легирование хромом
д) Лужение оловом
е) Легирование титаном
7. Приведите примеры электрохимических процессов (электрохимической коррозии), приносящих людям пользу.
1) Гальванотехника – нанесение покрытия в виде металлов и сплавов.
2) Электрофорез, электродиализ, электроосмос.
Тема 12. Щелочные металлы.
Часть I
1. Заполните таблицу «Изменение свойств щелочных металлов».
12-1-1
2. Схема химической связи: М-1е=М+1
связь металлическая.
3. Общие химические свойства.
Дополните уравнения реакций щелочных металлов с различными соединениями, записав окислительно-восстановительный баланс к ним.
12-1-3
4. Получение – электролиз расплавов хлоридов или гидроксидов.
12-1-4
Часть II
1. Дополните цепочку переходов. Запишите уравнения реакцией, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме. Рассмотрите их с позиций окисления-восстановления, а последний переход представьте в свете ТЭД.
12-2-1
2. Дополните цепочку переходов. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме. Рассмотрите переходы как ОВР, а два последних перехода представьте в свете ТЭД.
9-12-2-2-0
3. Сравните способы защиты от коррозии Li и Na.
9-12-2-3-0
4. Рассчитайте массу натрия и объём хлора, полученных в результате электролиза 585 кг хлорида натрия, содержащего 12% примесей.
12-2-4
5. Какой объём займёт водород, выделившейся при растворении в 0,5 л воды 69 г натрия? Какова массовая доля щёлочи в полученном растворе?
12-2-5
6. С помощью дополнительных источников информации (интернет), подготовьте небольшое сообщение об одном из щелочных металлов. Запишите план этого сообщения или тезисы в особой тетради.
Литий был открыт в 1817 году шведским химиком и минералогом Иоганном Арфведсоном сначала в минерале петалите. Металлический литий впервые получил Гемфри Дэви в 1825 году.
Свое название литий получил из-за того, что был обнаружен в «камнях» (от греч. литий – камень). Основные минералы лития — слюда лепидолит.
Литий — серебристо-белый металл, мягкий и пластичный, тверже натрия, но мягче свинца. Из всех щелочных металлов литий характеризуется самыми высокими температурами плавления и кипения, у него самая низкая плотность при комнатной температуре среди всех металлов.
Литий является наименее активным щелочным металлом, с сухим воздухом при комнатной температуре практически не реагирует. По этой причине литий является единственным щелочным металлом, который не хранят в керосине, он может непродолжительное время храниться на воздухе. Литий и его соли окрашивают пламя в карминово-красный цвет.
Применение:
• Термоэлектрические материалы
• Химические источники тока
• Ракетное топливо
• Лазерные материалы
• Сплавы – в авиации и космонавтике
• Оптический материал в радиоэлектронике, аккумуляторы
• Металлургия – восстановления методами металлотермии редких металлов
• Ядерная энергетика
• В медицине
• В качестве смазочных материалов
• Прочие области применения: соединения лития используются в текстильной промышленности (отбеливание тканей), пищевой (консервирование) и фармацевтической (изготовление косметики).
Тема 13. Соединения щелочных металлов.
Часть I
1. Оксиды – M2O.
1) Тип связи – ионная.
Схема ее образования:
9-13-1-1-0
Тип кристаллической решетки: ионная.
2) Характер оксидов – основный.
Химические свойства оксидов:
а) M2 O + кислотный оксид→соль
б) M2 O + H2O → щелочь
в) M2 O + HNO3→ соль MNO3 + H2O
3) Получение:
а) 4LI + O2→2Li2O;
б) Na→X→Na2O.
Запишите уравнения соответствующих реакций.
2Na + O2→Na2O2
Na2O2 + 2Na→2Na2O
2. Гидроксиды МОН.
1) Тип кристаллической решетки – ионный. Состоят из катионов М+ и анионов ОН-. Физические свойства: твердые белые вещества, гигроскопичны.
Растворы – это щелочи.
2) Химические свойства (составьте уравнения возможных реакций – молекулярные, полные и сокращенные ионные):
а) пример реакции нейтрализации:
13-1-1-2
б) Взаимодействуют с кислотными оксидами.
13-1-1-3
в) Взаимодействуют с солями, если образуется осадок:
13-1-1-4
г) взаимодействует с солями, если образуется газ:
13-1-1-5
д) Взаимодействуют с амфотерными оксидами:
13-1-1-6
е) Взаимодействует с амфотерными гидроксидами.
13-1-1-7
3) Получение:
a) 2M + 2HOH→2MOH + H2
б) M2O + HOH→2MOH
4) Заполните таблицу «Щелочи и их применение».
13-1-2-1
3. Соли имеют ионную кристаллическую решетку.
Заполните таблицу «Названия и применение солей металлов IA группы».
13-1-3-1
4. Заполните таблицу «Окрашивание пламени ионами щелочных металлов».
13-1-4-1
Часть II
1. Заполните таблицу «Биологическая роль катионов натрия и калия».
9-13-2-1-0
2. Дополните цепочку переходов. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
13-2-2
3. Заполните схему «Области применения хлорида натрия».
13-2-3
4. Для соединения NaH укажите:
1) Название гидрид натрия
2) Тип связи и кристаллическую решетку - ионная связь, ионная кристаллическая решетка
3) Схему образования связи на основе реакции получения (синтеза) 2Na + H2→ 2NaН.
4) Уравнение реакции взаимодействия с водой (рассмотрите ОВР)
13-2-4
5. Пероксид натрия Na2O2 имеет структурную формулу:
Na – O – O – Na.
Укажите тип связи между атомами:
а) натрия и кислорода ионная
б) кислорода и кислорода ковалентная неполярная
Наличие разных типов связи в одном соединении говорит о единой природе химической связи.
6. По образцу сочинения, приведённого в заданиях учебного параграфа, напишите сочинение на тему «Художественный образ соединения щелочного металла» в особой тетради.
Тема 14. Бериллий, магний и щёлочноземельные металлы.
Часть I
1. Заполните таблицу «Изменение свойств щёлочноземельных металлов».
9-14-1-1-0
2. Схема химической связи для металлов IIA группы (М):
14-1-2
3. Общие химические свойства (для щёлочноземельных металлов - М).
Рассмотрим ОВР.
14-1-3
4. BeO и Be(OH)2 относят к амфотерным соединениям. Запишите уравнения реакций, подтверждающих это, в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.
14-1-4
5. Подобно щелочным, щёлочноземельные металлы образуют гидриды с общей формулой МН2:
- это соединение с ионной кристаллической решёткой;
- образованы за счёт ионной химической связи, схема которой:14-1-5-1
- по физическим свойствам эти вещества твёрдые, белые, растворимые в воде.
- взаимодействуют с водой (рассмотрите ОВР).
14-1-5-2
Часть II
1. Заполните таблицу «Применение кальция и магния».
14-2-1-1
2. Дополните цепочку переходов. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
14-2-1-2
Первую и пятую реакции рассмотрите с позиций окисления-восстановления, остальные – в свете ТЭД. Для перехода Ca→Ca(NO3)2 предложите два варианта.
14-2-1-3
3. Проанализируйте рисунок «Взаимодействие щёлочноземельных металлов с водой». Подпишите химические формулы металлов. Объясните причину различной скорости реакций.
14-2-3
Скорость реакции увеличивается с активностью металла.
4. Укажите, в какой из пробирок отображено взаимодействие лития с водой, а в какой – кальция с водой.
14-2-4
Ответ поясните: Литий легче воды, всплывает и окисляется на поверхности.
5. Какой объём водорода образуется при взаимодействии с 0,5 л воды 20 г кальция, содержащего 5% примесей? Рассчитайте массовую долю щёлочи в полученном растворе.
14-2-5
6. Придумайте и решите задачу, аналогичную предыдущей, чтобы в условии фигурировал гидрид кальция.
Гидрид кальция массой 42 г вступил в реакцию с водой, массой 200 г. Найти w%(Ca(OH)2) и V(H2), если w%(прим. в Ca H2)=10%.
14-2-6
7. Подготовьте небольшое сообщение об одном из щёлочноземельных металлов, используя Интернет и другие источники информации.
Составьте план или запишите тезисы сообщения в особой тетради.Бериллий.
Открыт в 1798 г. французским химиком Луи Никола Вокленом, который назвал его глицинием. Современное название элемент получил по предложению химиков немца Клапрота и шведа Экеберга. В свободном виде бериллий был выделен в 1828 году французским химиком Бюсси и независимо от него немецким химиком Велером.
Известно более 30 собственно бериллиевых минералов, но промышленное значение имеет в основном берилл.
Разновидности берилла считаются драгоценными камнями: аквамарин, изумруд, гелиодор. Известны другие разновидности берилла, различающиеся окраской (темно-синие, розовые, красные, бледно-голубые, зеленые, бесцветные и др.). Цвет бериллу придают примеси.
Бериллий — относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета. Один из самых твердых металлов в чистом виде (уступает только осмию, вольфраму и урану). На воздухе покрывается стойкой оксидной пленкой. В бериллии очень хорошо распространяются звуковые волны — 12600 м/с.
Применяется в различных отраслях промышленности и народного хозяйства:
• Рентгенотехника
• Ядерная энергетика
• Лазерные материалы
• Аэрокосмическая техника
• Ракетное топливо
• Огнеупорные материалы
Бериллий ядовит: летучие (и растворимые) соединения бериллия, в том числе и пыль, содержащая соединения бериллия, высокотоксичные. Бериллий обладает ярко выраженным аллергическим и канцерогенным действием. Вдыхание атмосферного воздуха, содержащего бериллий, приводит к тяжелому заболеванию органов дыхания — бериллиозу.
Тема 15. Соединения щёлочноземельных металлов.
Часть I
1. Оксиды – МО.
1) Имеют ионную кристаллическую решётку и образованы за счёт ионной химической связи, схема которой:
15-1-1
Физические свойства данных соединений: белые гигроскопичные кристаллические вещества.
2) Характер оксидов – основный, что подтверждается химическими свойствами (напишите уравнения возможных реакций – молекулярные, полные и сокращённые ионные):
15-1-1-2
2. Гидроксиды M(OH)2.
1) Тип кристаллической решётки – ионная, состоит из катионов М2+ и анионов ОН-.
Физические свойства: белые кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде.
Растворы – это щёлочи.
15-1-2
Реакция с участием оксида кальция:
CaO+H2O=Ca(OH)2
называется гашение извести.
15-1-2-2
2) Химические свойства (составьте уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах):
а) реакция нейтрализации:
9-15-1-2-2-1
б) взаимодействует с нерастворимой кислотой (составьте уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах)
15-1-2-4
в) взаимодействует с кислотными оксидами
15-1-2-5
г) взаимодействует с солями, если образуется ↑
9-15-1-2-2-4
д) взаимодействует с солями, если образуется ↓
15-1-2-7
е) взаимодействует с амфотерными оксидами
15-1-2-8
ж) взаимодействует с амфотерными основаниями
15-1-2-9
Часть II
1. Как различить кристаллические сульфаты магния, кальция, бария?
При растворении в воде:
MgSO4 – растворится полностью;
CaSO4 – растворится частично;
BaSO4 – не растворится.
2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
15-2-2-1
Для всех реакций, кроме первой, запишите уравнения в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах:
15-2-2-0
3. Заполните таблицу «Применение солей кальция и магния»
15-2-3
4. Фосфоры – это люминофоры
Область их применения: Шоу-техника, декорации, светящиеся диски.
5. Напишите синквейн о химическом элементе кальции или его соединении.
1. кальций
2. металлический и блестящий
3. химически активный
4. основа минералов
5. строительство.
6. Какую массу известняка, содержащего 20% примесей, подвергли обжигу, если получено 112 кг негашёной извести?
9-15-2-6-0
Тема 16. Алюминий.
Часть I
1. Дополните схему строения атома алюминия.
13Al 2е, 8е, 3е или
16-1-1
2. Al проявляет сильные восстановительные свойства, получая при этом с.о. +3, по соответствующей схеме:
16-1-2
3. Эта же схема отражает образование в простом веществе металлической связи.
Алюминий имеет металлическую кристаллическую решётку и характеризуется следующими физическими свойствами: серебристо-белый, электро-, термопроводен, пластичный.
4. Заполните таблицу «Применение алюминия на основе его физических свойств».
16-1-4
5. В ряду активности металлов алюминий следует за металлами IIA группы, т.е. очень активен, но с водой, как подсказывает бытовой опыт, не взаимодействует при обычных условиях (алюминиевые провода и посуда не разрушаются под действием воды). Почему?
Есть защитная плёнка оксида алюминия.
Как осуществить реакцию, схема которой:
Al+H2O→Al(OH)3+H2 ?
Растереть алюминий в порошок и смешать с водой при высокой температуре.
6. Химические свойства алюминия (запишите уравнения возможных реакций – молекулярные, полные и сокращённые ионные).
1) Сгорает при нагревании (рассмотрите с позиций окисления-восстановления).
16-1-6-1
2) Взаимодействует с неметаллами (рассмотрите ОВР).
16-1-6-2
3) Взаимодействует с растворами кислот.
16-1-6-3
4) Взаимодействует с растворами солей.
9-16-1-6-4-0
5) Взаимодействует с оксидами металлов – алюминотермия.
16-1-6-5
6) Взаимодействует с растворами щелочей.
16-1-6-6
Часть II
1. Заполните таблицу «Применение алюминия на основе его химических свойств».
16-2-1
2. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить соответствующие переходы, в свете ОВР.
16-2-2
3. Амальгама – это соединение, в состав которого входит ртуть.
В химии алюминия она играет важную роль - как восстанавливающий агент в органических синтезах.
4. Подготовьте сообщение об амальгамах золота и их значении, используя различные источники информации(интернет). Запишите тезисы сообщения или составьте его план в особой тетради.
Метод амальгамации основан на способности ртути образовывать сплавы — амальгамы с различными металлами, в том числе и с золотом. В этом методе увлажненная дробленая порода смешивалась со ртутью и подвергалась дополнительному измельчению в мельницах-чашах. Амальгаму золота (и сопутствующих металлов) извлекали промывкой, после чего ртуть отгонялась из собранной амальгамы и использовалась повторно. Метод амальгамации известен с I века до н. э., наибольшие масштабы приобрел в американских колониях Испании начиная с XVI века. Это стало возможным благодаря наличию в Испании огромного ртутного месторождения — Альмаден. В более позднее время использовался метод внешней амальгамации, когда дробленая золотоносная порода при промывке пропускалась через обогатительные шлюзы, выстланные медными листами, покрытыми тонким слоем ртути. Метод амальгамации применим только на месторождениях с высоким содержанием золота или уже при его обогащении. Сейчас он используется очень редко, главным образом старателями в Африке и Южной Америке.
5. Подготовьте с помощью Интернета презентацию (5-10 слайдов) на тему «История алюминия». Запишите план презентации.
1) Открытие алюминия
2) Нахождение в природе
3) Физические и химические свойства
4) Получение
5) Применение
6. Вычислите, какое количество граммов оксида хрома (III), содержащего 20% примесей, и моль алюминия необходимо для получения 4,5 моль хрома с помощью алюминотермии.
9-16-2-6-0
Тема 17. Соединения алюминия.
Часть I
1. В земной коре алюминий занимает 3 место по содержанию среди всех элементов и 1 – среди металлов.
Массовая доля его в земной коре составляет 9%.
2. Заполните таблицу «Природные соединения алюминия».
17-1-2
3. Оксид алюминия Al2O3 имеет атомную кристаллическую решётку и построен за счёт ионной химической связи.
Поэтому характеризуется следующими физическими свойствами: белое вещество с очень высокой температурой плавления.
Получение:
17-1-3-1
Имеет амфотерный характер, поэтому взаимодействует и с кислотами, и с щелочами (напишите уравнение возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах).
17-1-3-2
4. Гидроксид алюминия Al(OH)3 является амфотерным соединением и проявляет как основные, так и кислотные свойства (напишите уравнение возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах).
17-1-4-1
Получают при взаимодействии солей алюминия (изб.) с щелочами, например:
17-2-4-2
Часть II
1. Запишите два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращённому ионному уравнению:
17-2-1
2. Запишите два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращённому ионному уравнению:
17-2-2
3. Запишите два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращённому ионному уравнению:
17-2-3
4. Дополните цепочку переходов. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
17-2-4-1
Первую реакцию рассмотрите с позиций окисления-восстановления, остальные – в свете ТЭД.
17-2-4-2
5. Составьте кроссворд (около 10 слов) в особой тетради на тему «Соединения алюминия в ювелирном деле», используя Интернет.
9-17-2-5-0
Составив кроссворд, вы получите в выделенных ячейках названия 2-х драгоценных камней, в составе которых есть алюминий.
1. Минерал, алюминат бериллия; зеленовато-желтый, реже бесцветный, красивый и долговечный в огранке.
2. Оксид алюминия, очень богатый алюминием минерал.
3. Основное сырье для получения алюминия; глиноподобная, часто каменистая порода, в качестве примесей в которой обычно присутствуют оксиды кремния, титана, железа и ряд других соединений.
4. Синий драгоценный камень; одна из разновидностей минерала корунда.
5. Ценный минерал, цветом и формой он часто напоминает ягоды крыжовника.
6. Водный алюмосиликат, являющейся основной составной частью каолинов и глин.
7. Ценный камень, желтого, оранжевого, красного, фиолетового, синего, голубого, зеленого или черного цвета массой не более 10 карат.
8. Продукт воздействия на алюмосиликаты природных кислых вод, представляет собой алюминиевые квасцы.
9. Камень с вкраплениями золотистого пирита, напоминающий звездное небо; благодаря своему необычному цвету и возможности полировки до зеркального блеска, он широко применяется в наши дни (краска, фрески, бусы, вазочки, украшения и др.).
6. Напишите сочинение «Художественный образ вещества или процесса» по химии алюминия.
Тема 18. Железо.
Часть I
1. Дополните схему строения атома железа.
18-1-1
2. Железо проявляет восстановительные свойства, получая при этом
18-1-2
Оно имеет металлическую кристаллическую решетку и характеризуется следующими физическими свойствами:серебристо-белый блестящий металл, температура плавления равна 1539 градусов⁰С, пластичный.
3. Заполните таблицу «Применение железа на основе его физических свойств».
18-1-3
4.
18-1-4
5. Химические свойства железа (рассмотрите с позиций окисления-восстановления).
18-1-5
6. Установите соответствие между соединением и степенью окисления железа в нем.
9-18-1-6-0
Часть II
1. Запишите уравнения реакций, описывающих получение оксида железа (II) и оксида железа (III) двумя способами, и рассмотрите ОВР.
18-2-1
2. Запишите уравнения реакций обмена, с помощью которых можно получить хлорид железа (II) двумя способами, и рассмотрите их в свете ТЭД.
18-2-2
3. Железо подвергается химической коррозии. Запишите уравнение реакций превращения железа в гидроксид железа (III) и рассмотрите ОВР.
18-2-3
4. Железо контактирует с цинком в присутствии электропроводной среды. Что наблюдается?
18-2-4
5. Запишите уравнение реакции восстановления оксида железа (III) оксидом углерода (II) и рассмотрите в свете ОВР.
18-2-5
6. Придумайте и решите задачу, используя уравнение из задания 5, на нахождение массы железа по заданной массе оксида, содержащего массовую долю примесей.
Найти массу железа, полученного из 200 г Fe2O3, содержащего 10% примесей.
18-2-6
4. Напишите синквейн о железе.
1) Железо.
2) Металлическое и блестящие
3) Намагничивается, электропроводно и теплопроводно
4) Применяется в промышленности
5) Сталь
Тема 19. Соединения железа.
Часть I
1. Заполните таблицу «Железные руды».
19-1-1
2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
19-1-2
3. Запишите уравнения реакций для переходов:
19-1-3
4. Запишите уравнение реакции получения Fe(OH)3 из Fe(OH)2.
19-1-4
5. Заполните таблицу «Применение солей железа».
19-1-5
Часть II
1. Запишите два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращенному ионному уравнению:
19-2-1
2. Запишите два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращенному ионному уравнению:
19-2-2
3. Запишите два уравнения реакций замещения для получения хлорида железа (II). Рассмотрите их в свете ОВР.
19-2-3
4. Запишите уравнения реакции обмена и реакции соединения для получения хлорида железа (III). Рассмотрите их в свете ОВР или ТЭД соответственно.
19-2-4
5. Укажите продукты питания для человека, страдающего малокровием.
19-2-5
6. Запишите не менее четырех уравнений реакций с различными катионами и анионами, соответствующих сокращенному ионному:
19-2-6
7. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций, подтверждающих качественный состав хлорида железа (III).
19-2-7
Тема 20. Общая характеристика неметаллов.
Часть I
1. Положение неметаллов (НМ) в Периодической системе.
По диагонали B-At и над ней в 6 группах располагаются неметаллы. Всего из 114 элементов к НМ относят 22.
2. Особенности строения атомов НМ:
1) небольшой радиус атома
2) число электронов на внешнем уровне 4-8.
3. НМ обладают свойством аллотропии – явление существования одного хим. элемента в виде 2 или нескольких простых веществ.
4. Заполните таблицу «Причины аллотропии».
20-1-4
5. НМ – простые вещества и свободные атомы, проявляют и окислительные, и восстановительные свойства.
Заполните таблицу «Химические свойства неметаллов».
Запишите уравнения реакций, рассмотрите их в свете процессов окисления-восстановления.
20-1-5
6. Дополните таблицу «Состав воздуха».
9-20-1-6-0
Часть II
1. Запишите, в каком порядке «выкипают» из жидкого воздуха его основные составные части.
1) азот N2 (tк)=-196 ⁰С
2) аргон Ar (tк)=-186 ⁰С
3) кислород O2 (tк)=-183 ⁰С
2. Молярный объём воздуха имеет массу 29 г. Величина, показывающая, во сколько раз молярная масса любого газа тяжелее М воздуха, называется относительной плотностью этого газа по воздуху и обозначается Dвозд.
Найдите Dвозд для:
20-2-2
3. Какой объём каждого из трёх основных компонентов воздуха можно получить из 500 м3 воздуха?
20-2-3
4. Дополните схему «Роль воздуха в природе и жизни человека».
20-2-4
5. Соотнесите газ, собираемый способом вытеснения воздуха, с расположением сосуда.
20-2-5
6. Выберите явления, которые вызывает присутствие в воздухе его составных частей: 1) случайных; 2) переменных. Из букв, соответствующих правильным ответам, вы составите названия химических элементов – неметаллов:
1) азот; 2) сера.
а) смог – 1
б) парниковый эффект – 2
в) грипп – 1
г) озоновые дыры – 2
д) аллергия на цветение растений – 1
е) туман – 2
ж) кислотные дожди – 1
з) свежесть воздуха в сосновых лесах – 2
Тема 21. Водород.
Часть I
1. Строение атома: 1Н 1е
2. Строение молекулы. Молекула Н2 образована за счёт ковалентной неполярной химической связи.
Молекулярная формула - Н2.
Электронная формула – 1е
Структурная формула – Н-Н
3. Физические свойства водорода: бесцветный газ, без запаха, легче воздуха.
4. Заполните таблицу «Двойственное положение водорода в Периодической системе».
21-1-4
5. Химические свойства водорода (рассмотреть с позиций окисления-восстановления).
21-1-5-1
6. Получение, собирание и распознавание водорода.
1) Напишите уравнение реакции, соответствующее лабораторному способу получения водорода, и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
21-1-6-1
2) Эта реакция протекает в аппарате киппа или приборе Кирюшкина. Укажите верный способ собирания водорода (Б), ответ поясните.
Н2 легче воздуха, поэтому будет собираться в верхней части пробирки.
3)
21-1-6-3
7. Дополните схему «Применение водорода».
21-1-7
Часть II
1. На Земле в чистом виде водород не встречается, а в космосе самый распространённый.
Заполните схему «Водород и его соединения в природе».
21-2-1
2. Установите соответствие между продуктами реакции и исходными веществами.
21-2-2
3. Запишите уравнения реакций возможных способов получения водорода в лаборатории и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
9-21-2-3-0
4. Закончите уравнение реакции и рассмотрите её с позиций окисления-восстановления.
21-2-4
К какому типу металлургии можно отнести данный процесс?
- пирометаллургия
5. Какой объём воздуха нужен для сжигания 120 м3 водорода?
21-2-5
6. На основании решения задания 5 сформулируйте правило Гей-Люссака: объёмы газообразных веществ, участвующих в реакции, соотносятся между собой как небольшие целые числа.
7. Вспомните и запишите определение.
Изотопы – это разновидности химического элемента с одинаковым зарядом ядра и разным массовым числом.
8. Укажите три вида изотопов водорода.
21-2-8
9. Используя Интернет и другие источники информации подготовьте презентацию на тему «Применение тяжёлых изотопов водорода». Запишите план презентации в особой тетради.
Тема 22. Галогены.
Часть I
1. Строение атомов.
Схема строения внешнего электронного слоя:22-1-1-0
R атома ↑ от F к I.
Восстановительные свойства ↑ от F к I.
Степень окисления F в соединениях -1, у остальных -1, а также +3, +5, +7, +1.
2. Строение молекулы.
Молекула Г2 образована за счёт ковалентной неполярной химической связи.
Молекулярная формула – Г2.
Электронная формула -
22-1-2-0
Структурная формула - Г-Г
3. Все галогены – простые вещества имеют молекулярную кристаллическую решётку. от F2 к Cl2 (поставьте знак ↑ или ↓):
- интенсивность цвета ↑;
- плотность ↑;
- металлические свойства ↑;
- неметаллические свойства ↓.
Агрегатное состояние:
F2 – газ;
Cl2 – газ;
Br2 – жидкость;
I2 – твёрдое вещество.
4. Химические свойства.
Наиболее характерны окислительные свойства, которые галогены проявляют по отношению:
1) к металлам (рассмотреть в свете ОВР):
а) Г2+2Na→2NaГ
Г2 – окислитель, Nа – восстановитель.
б) Г2+Са→СаГ2
Г2 – окислитель, Са - восстановитель
в) 3Г2+2Fe→2FeГ3
Г2 – окислитель, Fe – восстановитель.
2) к водороду
22-1-4-2
Vp↓ уменьшается, т.к. в ряду F2, Cl2, Br2, I2 – окислительные способности уменьшаются.
Потому что: в ряду HF, HCl, HBr, HI – прочность связи уменьшается.
3) к растворам солей, содержащим менее активные галогены (рассмотреть в свете ОВР):
22-1-4-3-0
5. Соединения в природе.
В свободном виде в виде двухатомных молекул, или в виде солей из-за высокой активности.
Это галогениды металлов IA и IIA групп (приведите примеры) запишите формулы основных соединений минералов, дайте их названия и синонимы):
Галит – NaCl
Сильвин – КCl
сильвинит – nNaCl + mKCl+ примеси
флюорит – CaF2
6. Получение галогенов электролизом: Cl2.
22-1-6
7. Заполните таблицу «Применение хлора».
22-1-7
Часть II
1. Максимально возможную степень окисления хлор проявляет в соединении с формулой:
3) Cl2O7
2. Характерными степенями окисления хлора являются:
1) -1, +1, +3, +5, +7
3. Степень окисления хлора увеличивается в ряду веществ:
3) Ca(ClO)2, KClO3, HСlO4
4. Самый сильный окислитель-галоген – это фтор, который в результате восстановления получает с.о. -1. Самый сильный восстановитель – это йод, который в результате окисления получает максимальную с.о. +7.
5. Йод способен переходить из твёрдого состояния в газообразное, минуя жидкое,- это явление сублимация или возгонка.
6. Из бромида натрия можно получить бром:
1) электролизом NaBr, схема которого
ток
2NaBr→2Na+Br2
2) реакцией замещения Br2+NaI, уравнение которой
Br2+2NaI→2NaBr+I2
7. Дополните схему реакции. Расставьте коэффициенты в реакции методом электронного баланса.
22-2-7
8. С помощью дополнительных источников информации, в том числе Интернета, подготовьте небольшое сообщение об истории открытия и значении одного из галогенов. Составьте план сообщения или запишите тезисы в особой тетради.
Йод был открыт в 1811 г. Куртуа в золе морских водорослей, а с 1815 г. Гей-Люссак стал рассматривать его как химический элемент.
Йод находится в виде иодидов в морской воде. Присутствует в живых организмах, больше всего в водорослях (ламинарии). Известен в природе также в свободной форме, в качестве минерала.
Применение
• 5% спиртовой раствор йода используется для дезинфекции кожи вокруг повреждения, но не для приема внутрь при дефиците йода в организме.
• В рентгенологических исследованиях широко применяются йодсодержащие контрастные препараты.
• В криминалистике пары йода применяются для обнаружения отпечатков пальцев на бумажных поверхностях, например на купюрах.
• Лазерный синтез.
• Производство аккумуляторов.
• Источники света.
Значение
У животных и человека йод входит в состав гормонов, вырабатываемых щитовидной железой, оказывающих важное воздействие на рост, развитие и обмен веществ организма. Суточная потребность человека в йоде определяется возрастом, физиологическим состоянием и массой тела. Для человека среднего возраста нормальной комплекции суточная доза йода составляет 0,15 мг.
Отсутствие или недостаток йода в рационе приводит к заболеваниям (эндемический зоб, кретинизм, гипотиреоз). Также при небольшом недостатке йода отмечается усталость, головная боль, подавленное настроение, природная лень, нервозность и раздражительность; слабеет память и интеллект. Со временем появляется аритмия, повышается артериальное давление, падает уровень гемоглобина в крови.
В связи с этим к поваренной соли, поступающей в продажу в местностях с дефицитом йода, с профилактической целью добавляют иодид калия, иодид натрия или йодат калия (йодированная соль).
Тема 23. Соединения галогенов.
Часть I
1. Галогеноводороды имеют общую формулу НГ.
Электронная формула -
23-1-1
Структурная формула - Н-Г
Химическая связь – ковалентная полярная.
Физические свойства НГ – в группе сверху вниз возрастает плотность, интнсивность окраса
Водные растворы НГ – это соответствующие бескислородные кислоты.
Прочность молекул НГ ↓ в ряду:
HF→HCl→HBr→HI, а α (сила кислот) ↑ в этом ряду.
Синонимы названий:
HCl – соляная кислота
HF – плавиковая кислота
2. Соляная кислота (классификационная характеристика):
1) по кислороду – бескислородная
2) по водороду – одноосновная
3) по степени диссоциации – сильная
4) по прочности – стойкая
5) по растворимости – растворимая
6) по летучести – летучая
Проявляет типичные свойства кислот – взаимодействует (составьте уравнения возможных реакций – молекулярные, полные и сокращённые ионные):
23-1-2-0
Получение HCl:
1) в промышленности (название и схема процесса)
а) H2+Cl2→2HCl (синтез)
б) синтез HCl из водорода и хлора
2) в лаборатории:
23-1-2-2
Объясните, почему возможна эта реакция, ведь образуются растворимые продукты.
Т.к. в системе нет воды, то HCl не переходит в соляную кислоту, а ↑ в виде газа.
3. Заполните схему «Применение HCl».
9-23-1-3-0
4. Качественная реакция на ионы Г-:
23-1-4-1
Запишите по одному молекулярному уравнению реакции и галогенид-ионы:
23-1-4-2
Часть II
1. Самая сильная кислородсодержащая кислота – HСlO4. Ей соответствует оксид Cl2O7. Он проявляет типичные кислотные свойства. Подтвердите уравнениями соответствующих реакций:
23-2-1-0
2. Методом электронного баланса уравняйте реакцию, схема которой:
23-2-2-0
3. Методом электронного баланса уравняйте реакцию, схема которой:
23-2-3-0
4. В уравнениях диссоциации хлорсодержащих кислот допущено две ошибки. Исправьте их.
23-2-4-0
5. Установите соответствие между формулами кислот и соответствующих им кислотных оксидов.
23-2-5-0
6. Как с помощью одного реактива распознать растворы фторида, хлорида, бромида и иодида натрия?
Добавить в них AgNO3, получатся соли разного цвета.
7. Дополните цепочку переходов. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
23-2-7-0
23-2-7-2
Тема 24. Кислород.
Часть I
1. Строение атома
24-1-1-0-0
2. Молекулярная формула – О2, другая аллотропная модификация имеет формулу О3 и носит название – озон.
3. Физические свойства кислорода: газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха.
4. Химические свойства кислорода.
Взаимодействует (закончите уравнения реакций и рассмотрите их с позиций окисления-восстановления):
24-1-4-0-0
5. Получение кислорода:
1) в промышленности – из жидкого воздуха
2) в лаборатории – разложением (закончите уравнения реакций, назовите соединения и процессы, укажите условия их протекания):
9-24-2-5-2-0
3) в природе (запишите уравнение и название процесса):
9-24-1-5-3-0
Часть II
1. Заполните схему «Применение кислорода».
24-2-1-1-0-0
2. С помощью Интернета подготовьте небольшое сообщение по теме «Интенсификация металлургических и других промышленных процессов с помощью кислорода». Запишите план или тезисы сообщения в особой тетради.
Кислород в металлургии широко применяется для интенсификации ряда металлургических процессов. Полная или частичная замена поступающего в металлургические агрегаты воздуха кислородом изменила химизм процессов, их технические параметры. Кислородное дутье позволило сократить потери тепла с уходящими газами, значительная часть которых при воздушном дутье составлял азот, который замедлял течение реакций. При продувке кислородом снижается расход топлива, улучшается качество металла, в металлургических агрегатах возможно получение новых видов продукции (например, шлаков и газов необычного для данного процесса состава, находящих специальное техническое применение) и др.
Большие перспективы имеет интенсификация металлургических процессов путем введения в металлургические агрегаты (доменная печь, конвертор, мартеновская печь) воздуха, обогащенного кислородом. Применение кислородного дутья повышает температуру процесса, уменьшает содержание вредных газов в стали, повышая тем самым ее механические качества. Уменьшение общего количества газов при кислородном дутье уменьшает и потерю теплоты, уносимой газами. Кислородное дутье сокращает время продувки, повышая производительность конвертора.
3. Запишите схемы реакций, протекание которых возможно. Рассмотрите уравнения реакций с позиций окисления-восстановления.
24-2-3-0-2
4. В лаборатории собирают кислород в сосуд с помощью вытеснения воды или воздуха. Распознают с помощьютлеющей лучинки, которая загорается (вспыхивает).
5. Сравните свойства и области применения кислорода и озона.
24-2-5-1-0
6. Дополните цепочку переходов. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
9-24-2-6-1
7. Придумайте и запишите условия задачи на нахождение объёма воздуха, необходимого для сжигания известного объёма этана (С2Н2). Решите задачу, используя правило Гей-Люссака.
Найти объём воздуха, необходимого на сжигание 44,8 л С2Н2 (н.у.)?
24-2-7-1-0
Тема 25. Сера.
Часть I
1. Строение атома
25-1-1-0
2.
25-1-2-0
Наиболее устойчива сера ромбическая, имеющая формулу S8.
Физические свойства данной модификации: лимонного цвета, полупрозрачны, температура плавления 112,8 ⁰С, октаэдры со срезанными углами.
3. Химические свойства серы (закончите уравнения реакций и рассмотрите их с позиций окисления-восстановления):
25-1-3-0
4. Заполните таблицу «Сера в природе».
25-1-4-1
Часть II
1. Заполните схему «Применение серы».
25-2-1-0
2. Опишите, как происходит превращение одних модификаций серы в другие.
При кристаллизации из расплава сначала получается моноклинная сера, она потом переходит в ромбическую. Если вылить горячую серу в холодную воду, она застывает в виде резины – пластическая сера.
3. Запишите уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы.
25-2-3-0
4. Напишите синквейн на тему «Сера».
1) Сера.
2) Жёлтая, нерастворимая.
3) Моноклинная, ромбическая, пластическая.
4) Основа спичек, бумаги, пороха.
5) Серная кислота.
5. Вычислите, какой объём воздуха потребуется для сжигания 250 м3 сероводорода. Какой объём оксида серы (IV) при этом образуется?
25-2-5-0
Тема 26. Бинарные соединения серы.
Часть I
1. Сероводород.
1) Строение молекулы:
26-1-1-1
2) Физические свойства: бесцветный газ, с резким запахом тухлых яиц, тяжелее воздуха.
3) Химические свойства (закончите уравнения реакций и рассмотрите уравнения в свете ТЭД или с позиций окисления-восстановления).
26-1-1-3
4) Сероводород в природе: в виде соединений – сульфидов, в свободном виде – в вулканических газах.
2. Оксид серы (IV) – SO2
1) Получение в промышленности. Запишите уравнения реакций и рассмотрите их с позиций окисления-восстановления.
26-1-2-1
2) Получение в лаборатории. Запишите уравнение реакции и рассмотрите её в свете ТЭД:
26-1-2-2-0
3) Физические свойства: газ с резким удушливым запахом.
4) Химические свойства. Проявляет типичные свойства кислотных оксидов:
26-1-2-4
3. Оксид серы (VI)- SO3.
1) Получение синтезом из оксида серы (IV):
26-1-3-1
2) Физические свойства: жидкость, тяжелее воды, в смеси с серной кислотой – олеум.
3) Химические свойства. Проявляет типичные свойства кислотных оксидов:
26-1-3-3
Часть II
1. Охарактеризуйте реакцию синтеза оксида серы (VI) по всем классификационным признакам.
26-2-1
а) каталитическая
б) обратимая
в) ОВР
г) соединения
д) экзотермическая
е) горения
2. Охарактеризуйте реакцию взаимодействия оксида серы (IV) с водой по всем классификационным признакам.
26-2-2
а) обратимая
б) соединения
в) не ОВР
г) экзотермическая
д) некаталитическая
3. Объясните, почему сероводород проявляет сильные восстановительные свойства.
26-2-3-1
Подтвердите этот тезис уравнениями соответствующих реакций.
26-2-3-2
4. Объясните, почему оксид серы (IV) может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:
26-2-4-1
Подтвердите этот тезис уравнениями соответствующих реакций.
26-2-4-2
5. Сера вулканического происхождения образуется в результате взаимодействия сернистого газа и сероводорода. Запишите уравнения реакции и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
26-2-5
6. Запишите уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы:
26-2-6
7. Напишите синквейн на тему «Сернистый газ».
1) Сернистый газ
2) Удушливый и резкий
3) Кислотный оксид, ОВР
4) Используется для получения SO3
5) Серная кислота H2SO4
8. Используя дополнительные источники информации, в том числе и Интернет, подготовьте сообщение о токсичности сероводорода (обратите внимание на его характерный запах!) и первой помощи при отравлении этим газом. Запишите план сообщения в особой тетради.
Сероводород
Бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Обнаруживается в воздухе по запаху даже в малых концентрациях. В природе встречается в воде минеральных источников, морей, вулканических газах. Образуется при разложении белков без доступа кислорода. Может выделяться в воздух в ряде производств химической, текстильной промышленности, при добыче и переработке нефти, из канализации.
Сероводород — сильный яд, вызывающий острые и хронические отравления. Оказывает местное раздражающее и общетоксическое действие. При концентрации 1,2 мг/л отравление развивается молниеносно, смерть наступает вследствие острого угнетения процессов тканевого дыхания. При прекращении воздействия даже при тяжелых формах отравления пострадавший может быть возвращен к жизни.
При концентрации 0,02—0,2 мг/л наблюдается головная боль, головокружение, стеснение в груди, тошнота, рвота, понос, потеря сознания, судороги, поражение слизистой оболочки глаз, конъюнктивит, светобоязнь. Опасность отравления увеличивается в связи с потерей обоняния. Постепенно нарастает сердечная слабость и нарушение дыхания, коматозное состояние.
Первая помощь — удаление пострадавшего из загрязненной атмосферы, вдыхание кислорода, искусственное дыхание; средства, возбуждающие дыхательный центр, согревание тела. Рекомендуются также глюкоза, витамины, препараты железа.
Профилактика — достаточная вентиляция, герметизация некоторых производственных операций. При спуске рабочих в колодцы и емкости, содержащие сероводород, они должны обязательно пользоваться противогазами и спасательными поясами на тросах. Обязательна газоспасательная служба в шахтах, в местах добычи и на предприятиях по переработке нефти.
Тема 27. Серная кислота.
Часть I
1. Серная кислота H2SO4 (классификационная характеристика):
1) по кислороду – кислородсодержащая
2) по водороду – двухосновная
3) по степени диссоциации – сильная
4) по прочности – прочная
5) по растворимости – растворимая
6) по летучести – летучая
2. Физические свойства: тяжёлая маслянистая жидкость
Свойство поглощать воду – гигроскопичность.
Прибор для осушения газов – сепаратор.
3. Правило разбавления (выбрать верное)
27-1-3
Правильно- в первом случае.
Объясните свой выбор. Реакция экзотермическая, возможно закипание воды и её выброс.
4. Химические свойства – типичные свойства кислот проявляет разбавленная H2SO4. Запишите уравнения реакций в молекулярной , полной и сокращённой ионной формах:
1) с металлами:
27-1-4-1
2) с основными и амфотерными оксидами:
27-1-4-2
3) с основаниями:
27-1-4-3
4) с солями с образованием ↑ или ↓:
27-1-4-4
5. Концентрированная H2SO4:
1) обугливает органические вещества;
2) взаимодействует с металлами, расположенными до и после H2 в ряду напряжений металлов, образуя соль, воду и один из продуктов восстановления.
27-1-5-2-1
Запишите уравнение реакции и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
27-1-5-2-2
6. Химические процессы производства серной кислоты можно представить схемой получения в три стадии:
27-1-6-1
Запишите уравнения реакций и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
9-27-1-6-2-000
Часть II
1. Запишите сокращённое ионное уравнение качественной реакции на сульфат-ион и составьте три соответствующих молекулярных уравнения.
27-2-1
2. Заполните схему «Применение H2SO4».
27-2-2-0
3. Допишите уравнения реакций и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
27-2-3-1
4. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
27-2-4-1
5. Концентрированную серную кислоту перевозят в стальных и алюминиевых цистернах, потому что она не взаимодействует с Fe и Al при обычных условиях.
6. Запишите определение.
Олеум – это раствор SO3 в серной кислоте.
7. Подготовьте презентацию о производстве серной кислоты или использовании в народном хозяйстве. Составьте и запишите план презентации в особой тетради.
Тема 28. Соли серной кислоты.
Часть I
1. Как двухосновная, H2SO4 диссоциирует ступенчато, а потому образует два ряда солей:
28-1-1-0-0
2. Кристаллогидраты – это кристаллические вещества, содержащие молекулы H2O.
Примеры формул и названия:
28-1-2-0-0
3. Реактивом, с помощью которого можно распознать соли серной кислоты, так и саму кислоту, является раствор
9-28-1-3-1-00
Ионное уравнение качественной реакции на сульфат-ион:
28-1-3-2-0-0
4. Заполните таблицу «Применение солей H2SO4».
28-1-4-0-0
Часть II
1. Предложите способы распознавания растворов солей натрия – сульфида, сульфита и сульфата – и запишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах.
28-2-1-0-1
2. Соли бария очень ядовиты, но сульфат бария используется в рентгенологии, потому чтоможет задерживать рентгеновские лучи (для диагностики).
3. Стоматологи и скульпторы используют полуводный гипс, или алебастр, в своей практике, потому что в смеси с водой полуводный гипс быстро твердеет, превращаясь снова в двуводный гипс.
4. Запишите уравнения реакций согласно схеме. Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
28-2-4-0-0
5. Запишите уравнения реакций четырёх способов получения сульфата железа (II).
9-28-2-5-0-0
6. Рассчитайте массовую долю соли в растворе, полученном при растворении 50 г медного купороса в 320 г воды.
9-28-2-6-0-0
7. Установите соответствие между формулами бинарных соединений и солей.
28-2-7-0-0
Тема 29. Азот.
Часть I
1. Строение атома –
29-1-1
2. Строение молекулы.
29-1-2-0-0
3. Характеристика химической связи в молекуле:
- по ЭО ковалентная неполярная;
- по кратности тройная.
4. Физические свойства: газ, входит в состав воздуха, без цвета и запаха, инертен.
5. Химические свойства.
1) Окислительные по отношению к М и Н2. Запишите уравнения реакций и рассмотрите их с позиций окисления-восстановления.
9-29-1-5-1-00
2) Восстановительные свойства
29-1-5-2
6. Азот в природе.
29-1-6-0-0
7. Получение в промышленности: из жидкого воздуха.
Часть II
1. Заполните схему «Применение азота».
29-2-1-0-0
2. Приведите полную классификационную характеристикуреакции синтеза аммиака.
29-2-2-0-0
3. Приведите полную классификационную характеристикуреакции синтеза оксида азота (II).
29-2-3-0-0
4. Определите формулы неизвестных реагентов и запишите уравнения реакций для переходов:
29-2-4-0-0
5. Какой объём азота можно получить из 540 м3 воздуха путём его фракционной перегонки?
29-2-5-0-0
6. Вычислите массу полученного в задании 5 объёма азота.
29-2-6-0-0
7. Какие микроорганизмы решают проблему связанного азота? Какие две группы таких микроорганизмов можно выделить? (в случае затруднения найдите дополнительную информацию с помощью Интернета.)
1) Клубеньковые азотфиксирующие бактерии, связывающие свободный атом N2 в усваиваемую форму.
2) Почвенные водоросли, в частности, синезеленые – также связывают атмосферный азот.
8. Напишите синквейн о веществе азоте.
1) азот N2
2) бесцветный, без запаха
3) инертен, неметалл
4) получают из жидкого воздуха
5) воздух
Тема 30. Аммиак.
Часть I
1. Строение молекулы.
30-1-1-0-0
2. Физические свойства: газ без цвета с резким запахом.
3. Водородная связь – это межмолекулярные или внутримолекулярные связи между атомом водорода и атомом сильно ЭО атомом.
4. Получение, собирание и распознавание NH3.
1) Напишите уравнение получения аммиака в лаборатории в молекулярной и ионной формах:
30-1-4-1-0
2) Получение в промышленности:
30-1-4-2-0
Укажите верный способ собирания аммиака, ответ поясните.
9-30-1-4-2
б, т.к. NH3 легче воздуха, он будет собираться в пробирке в верхней части.
3) Как можно тремя разными способами распознать аммиак?
а) запах
б) посинение влажной лакмусовой бумаги
в) белый дым на палочке над HCl.
5. Химические свойства.
1) Является сильным восстановителем, потому что N-3 может только отдавать электроны.
Восстановительные свойства проявляет по отношению (запишите уравнения реакций и рассмотрите с позиций окисления-восстановления):
- к кислороду:
30-1-5-1-0
- к оксидам металлов:
30-1-5-1-1
2) Взаимодействует с водой, образуя непрочное основание – гидрат аммиака NH3*H2O, который, как слабый электролит, незначительно диссоциирует:
30-1-5-2-0
3) Взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония по донорно-акцепторному механизму:
30-1-5-3-0
Различают два механизма образования ковалентной связи:
1) обменный;
2) донорно-акцепторный.
Часть II
1. Заполните схему «Применение аммиака».
30-2-1-0
2. Зарисуйте схему промышленного синтеза аммиака, укажите сырьё и происходящие процессы.
30-2-2-0
3. Заполните схему «Типы химических связей».
30-2-3-0
4. Предложите три молекулярных уравнения, отражающих качественную реакцию на ион аммония:
30-2-4-1-0
5. Заполните таблицу.
30-2-5-0
6. Какой объём аммиака образуется при взаимодействии 535 г 20-%-го раствора аммония с щёлочью?
30-2-6-0
7. Запишите уравнения реакций для следующих переходов:
9-30-2-7-0-0
Тема 31. Соли аммония.
Часть I
1. Соли аммония – это соли, образованные ионом NH4+ и кислотным остатком.
2. Предложите общую формулу для солей аммония, обозначив кислотный остаток символом Acdn:
9-31-1-2-0
3. Физические свойства солей аммония: белые кристаллические вещества.
4. Конкретизируйте схему «Химические свойства солей аммония» уравнениями соответствующих реакций.
9-31-1-4-0-0
5. Заполните таблицу «Применение солей аммония».
9-31-1-5-00
Часть II
1. Как распознать растворы хлорида, сульфата и карбоната аммония? Предложите ход анализа и напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном видах.
9-31-2-1-0
2. Составьте уравнения реакций для переходов:
9-31-2-2-00
3. Рассмотрите ОВР, схема которой:
9-31-2-3
4. Рассмотрите ОВР, схема которой:
9-31-2-4-00
5. Предложите классификацию азотных удобрений (используйте приложение к учебнику или найдите необходимую информацию с помощью Интернета). Дайте краткую характеристику каждой группы удобрений, заполнив таблицу «Классификация удобрений».
9-31-2-5
6. Сравните содержание азота в хлориде, сульфате и нитрате аммония. Какое из перечисленных соединений представляет большую ценность для минерального питания растений? Только ли по этой причине вы можете рекомендовать его к применению?
NH4Cl, (NH4)2SO4 и NH4NO3
9-31-2-6
7. Напишите синквейн об одной из солей аммония.
1. NH4Cl
2. белая, кристаллическая
3. имеет запах аммиака
4. используют в качестве удобрений
5. паяние
Тема 32. Оксиды азота.
Часть I
1. Запишите формулы пяти оксидов азота и фигурными скобками объедините солеобразующие и несолеобразующие.
9-32-1-1-00
2. Заполните таблицу «Солеобразующие кислотные оксиды азота».
9-32-1-2-1
3. Физические свойства:
1) NO газ, тяжелее воздуха, Mr(NO)=30
2) NO2 бурый, ядовитый газ.
4. Классификационная характеристика HNO3:
1) по водороду – одноосновная
2) по кислороду – кислородсодержащая
3) по растворимости – растворимая
4) по степени диссоциации – сильная
5. Химические свойства HNO3 как электролита конкретизируйте уравнениями реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах:
1) с основными оксидами
9-32-1-5-1
2) с гидроксидами металлов
9-32-1-5-2
3) с солями с образованием ↑ или ↓
9-32-1-5-3-00
6. Окислительные свойства HNO3: взаимодействует с металлами, стоящими до и после Н2 в ряду напряжений металлов, образуя соль, воду и какой-либо продукт восстановления N+5.
Рассмотрите ОВР, схемы которых:
9-32-1-6
Часть II
1. Запишите уравнения реакций получения азотной кислоты электродуговым способом:
9-32-2-1-1
Почему этот способ так называется?
Потому что реакция идёт только при температуре электрической дуги.
2. Запишите первое уранение реакции получения азотной кислоты аммиачным способом:
9-32-2-2
Чем этот способ отличается от электродугового?
Идёт при низкой температуре, в присутствии катализатора.
3. Допишите уравнения реакций. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
9-32-2-3-00
4. Почему концентрированную азотную кислоту перевозят в стальных и алюминиевых цистернах?
Т.к. она при обычных условиях не взаимодействует с алюминием и железом (сталь содержит железо).
5. Заполните схему «Применение азотной кислоты»
9-32-2-5
6. Придумайте и решите задачу на нахождение объёма оксида азота (II), полученного путём взаимодействия разбавленной азотной кислоты с известной массой меди, содержащей долю примесей в виде оксида меди (II).
Найти объём NO, который получили из меди и разбавленной HNO3, если медь содержит 10% примесей CuO, a m(Cu прим)=128 г.
9-32-2-6
7. Напишите синквейн об азотной кислоте.
1. Азотная кислота
2. Сильная и разъедающая
3. Разъедает кожу
4. Основа удобрений
5. Соли азотной кислоты
Тема 33. Соли азотной кислоты.
Часть I
1. Предложите общую формулу для солей азотной кислоты, обозначив катион металла через Mn+:
9-33-1-1
2. Селитры – это нитраты калия, натрия и аммония.
3. Физические свойства нитратов: кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде.
4. Заполните таблицу «Применение нитратов».
9-33-1-4
5. Общее химическое свойство нитратов: разлагаются при нагревании (конкретизируйте уравнениями соответствующих реакций, рассмотрите с позиций окисления-восстановления):
9-33-1-5
Часть II
1. Допишите уравнение реакции (а). Расставьте коэффициенты методом электронного баланса.
9-33-2-1
2. Закончите уравнения реакций термического разложения нитратов:
9-33-2-2
3. Запишите уравнения реакций для переходов:
9-33-2-3
4. Рассчитайте массу ляписа, содержащего 20% примесей, если при его разложении на свету было получено 162 мг серебра.
9-33-2-4
5. Какой объём (н.у.) займёт кислород, полученный при разложении 303 г нитрата калия?
9-33-2-5
6. Напишите в особой тетради миниатюру «Художественный образ одного из соединений азота».
Тема 34. Фосфор.
Часть I
1. Строение атома
9-34-1-1
2.
9-34-1-2
3. Химические свойства.
Допишите уравнения реакций, рассмотрите их с позиций окисления-восстановления.
1) Окислительные свойства по отношению к металлам: образуются бинарные соединения – фосфиды.
9-34-1-3-1-1
2) Восстановительные свойства по отношению к кислороду, более электроотрицательным НМ и сильным окислителям:
9-34-1-3-2-0
4. Фосфор в природе.
1) в свободном виде – нет
2) основная часть минералов (фосфоритов и апатитов) и костей позвоночных животных (формула и название соли)
9-34-1-4-2-0
5. Получение (рассмотрите с позиций окисления-восстановления):
9-34-1-5
Часть II
1. Заполните схему «Применение фосфора».
9-34-2-1
2. Составьте уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы.
9-34-2-2
3. Запишите уравнения реакций для переходов:
9-34-2-3-1-1-0
4. Установите соответствие между степенью окисления фосфора и формулами его соединений.
9-34-2-4
5. Сделайте сообщение об истории фосфора. Составьте план сообщения или запишите тезисы в отдельной тетради.
История фосфора
Фосфор открыт гамбургским алхимиком Х. Брандом в 1669 году. Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество.
Бранд проводил опыты с человеческой мочой, так как полагал, что она может содержать золото. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времен античности.
Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — И. Кункелем.
Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», опубликованной в 1693 году.
Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.
То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.
6. Напишите синквейн по теме «Фосфор».
1. Фосфор
2. Белый и красный
3. Неметалл, взаимодействует с металлами
4. Производство H3PO4
5. Фосфорные удобрения.
Тема 35. Соединения фосфора.
Часть I
1. Оксид фосфора (V) – P2O5.
Физические свойства – белый гигроскопичный порошок.
Получение (рассмотрите с позиций окисления-восстановления):
9-35-1-1-1
Химические свойства типичных кислотных оксидов (напишите уравнения):
9-35-1-1-2
2. Фосфорная кислота – Н3РО4
1) Классификационная характеристика:
а) по водороду – трёхосновная
б) по кислороду – кислородсодержащая
в) по растворимости – растворимая
г) по степени диссоциации – слабая,
поэтому в ионных уравнениях с участием Н3РО4 её записывают в молекулярном виде.
2) Физические свойства: твёрдое, прозрачное, кристаллическое вещество, хорошо растворяется.
3) Химические свойства (напишите уравнения в молекулярной и ионной формах):
9-35-1-2-3-1
4) Получение (уравнение реакции):
9-35-1-2-3-4
3. Соли фосфорной кислоты.
Как трёхосновная, H3PO4 диссоциирует ступенчато в три стадии, поэтому образует три ряда солей.
9-35-1-3-0
Часть II
1. Верны ли следующие суждения для ряда кислот H3PO4, HPO3, H4P2O7?
А. Ряду кислот соответствует один и тот же кислотный оксид.
Б. Ряду кислот соответствуют оксид фосфора (V) и оксид фосфора (III).
Ответ. 2) верно только А
2. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения по схеме:
9-35-2-2-0
3. Предложите ход анализа и уравнения соответствующих реакций для распознавания растворов хлорида, иодида и фосфата натрия.
9-35-2-3-0
4. При производстве фосфорных удобрений используется фосфатный метод получения фосфорной кислоты (закончите уравнение реакции):
9-35-2-4-0
Эта кислота содержит примесь (запишите формулу соединения) CaSO4,
потому что сульфат кальция не растворяется в H3PO4.
5. Предложите классификацию фосфорных удобрений, используя приложение к учебнику или дополнительную информацию, в том числе из Интернета. Дайте краткую характеристику каждой группы удобрений, заполнив таблицу «Классификация фосфорных удобрений».
9-35-2-5-0
6. В 320 мл воды растворили оксид фосфора (V), полученный в результате сжигания 155 г фосфора, содержащего 25% оксида фосфора (V) в виде примесей. Найдите массовую долю фосфорной кислоты в полученном растворе.
9-35-2-6-0
Тема 36. Углерод.
Часть I
1. Строение атома.
9-36-1-1-0
2.
9-36-1-2-0
3.
9-36-1-3-0
Адсорбция – это способность поглощать газы и растворённые вещества
Активированный уголь (карболен) – это способный поглощать газы, «активный» уголь, обработанный горячим водяным паром.
4. Химические свойства.
Составьте уравнения реакций и рассмотрите их с позиций окисления-восстановления.
1) Окислительные свойства по отношению к Н2 и М.
9-36-1-4-1-1
2) Восстановительные свойства по отношению к кислороду, другим, более электроотрицательным НМ и сложным веществом.
9-36-1-4-2-0
Часть II
1. Заполните схему «Применение углерода».
9-36-2-1-0
2. Заполните схему «Углерод в природе».
9-36-2-2-0
3. Запишите уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы:
9-36-2-3-0
4. Запишите уравнения реакций для переходов:
9-36-2-4-0
5. Составьте презентацию с помощью дополнительных источников информации (в том числе Интернета) об использовании алмазов в ювелирном деле или о семи исторических комнатах Алмазного фонда. Запишите план презентации в особой тетради.
6. Напишите синквейн на тему «Углерод».
1. Углерод
2. Алмаз, графит
3. Активированный уголь
4. Фильтр в противогазах
5. Металлургия
7. Придумайте и решите задачу на нахождение объёма углекислого газа (н.у.), полученного в результате сжигания определённой массы углерода, содержащего известную долю примесей.
Найти объём углекислого газа (н.у.), который выделился при сжигании 24 г угля, содержащего 5% примесей.
9-36-2-7-0
Тема 37. Оксиды углерода.
Часть I
1. Оксид углерода (II) – СО.
Синоним – угарный газ.
1) Физические свойства и физиологическое воздействие:
газ без цвета и запаха, ядовит, связывает необратимо гемоглобин.
2) Химические свойства, в первую очередь восстановительные. Определите продукты реакций и расставьте коэффициенты в уравнениях методом электронного баланса:
9-37-1-1-2-0
3) Получение 2С + О2→2СО
2. Оксид углерода (IV) – CO2.
Синоним – углекислый газ.
1) Кристаллический оксид углерода (IV) имеет название сухой лёд, потому что похож на снег,
применяется для хранения пищи.
2) Физические свойства: газ без цвета и запаха.
3) Химические свойства типичного кислотного оксида:
9-37-1-2-3-0
Также проявляет только окислительные свойства (рассмотрите с позиций окисления-восстановления):
9-37-1-2-3-1
4) Получение (приведите уравнения реакций):
а) в лаборатории: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
б) в промышленности: из воздуха
9-37-1-2-4-1
Укажите верный способ собирания углекислого газа -1,
ответ поясните:т.к. СО2 тяжелее воздуха, он будет собираться на дне пробирки.
Какими двумя способами можно распознать
1) лучинка гаснет, не поддерживает горение
2) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
пузырьки СО2 появляются на CaCO3.
Часть II
1. При взаимодействии с гемоглобином крови СО образует карбоксигемоглобин, человек теряет сознание и может умереть.
Симптомы и первая помощь: бледность, обморок, сильная головная боль – вынос на свежий воздух.
2. Составьте уравнения реакций согласно схеме:
9-37-2-2-0
3. Заполните схему «Применение СО2».
9-37-2-3-0
4. Установите соответствие между газом и способом его собирания.
9-37-2-4-1
5. Напишите синквейн об одном из оксидов углерода.
1. Угарный газ
2. Бесцветный, без запаха
3. Ядовитый, несолеобразующий
4. Проявляет окислительно-восстановительные свойства
5. Летальный исход
6. Какой объём углекислого газа (н.у.) образуется при взаимодействии 250 г известняка, содержащего 20% примесей, с соляной кислотой?
9-36-2-6-0
7. Определите массу 20%-ой соляной кислоты, необходимую для взаимодействия с 250 г известняка, содержащего 20% примесей.
9-37-2-7-0
Тема 38. Угольная кислота и её соли.
Часть I
1. Угольная кислота – H2CO3.
Классификационная характеристика:
а) по кислороду – кислородсодержащая
б) по водороду – двухосновная
в) по степени диссоциации – слабая
г) по стабильности – нестабильная
2. Диссоциирует в две ступени и поэтому образует два ряда солей:
9-38-1-2-0
3. Переход карбоната в гидрокарбонат и обратно можно выразить схемой:
9-38-1-3-0
4. Жёсткость воды и способы её устранения.
Вода называется жёсткой, если в ней содержатся катионы Са2+ и Mg2+ в большом количестве.
9-38-1-4-0
5. Заполните таблицу «Применение солей угольной кислоты».
9-38-1-5-0
Часть II
1. Образец природной воды характеризуется постоянной жёсткостью. Запишите формулы и названия соединений, которые обусловливают постоянную жёсткость.
1) CaSO4 сульфат кальция
2) MgSO4 сульфат магния
3) CaCl2 хлорид кальция
4) MgCl2 хлорид магния
2. Способы устранения постоянной жёсткости воды можно условно назвать карбонатным и фосфатным. Запишите уравнения реакций для каждого способа в молекулярной и ионной формах.
9-38-2-2-0
3. Запишите уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы:
9-38-2-3-000
4. Запишите уравнения реакций переходов:
9-38-2-4-1
5. Подготовьте презентацию на тему «Карбонат кальция в живой и неживой природе». Запишите план презентации в особой тетради.
Тема 39. Кремний.
Часть I
1. Строение атома.
9-39-1-1-0
2. Кристаллическое строение и физические свойства:
атомная кристаллическая решётка, твёрдое вещество (аморфный и крист. Si).
3. Химические свойства.
Запишите уравнения реакций и рассмотрите с позиций окисления-восстановления.
1) Восстановительные свойства по отношению к кислороду и другим, более электроотрицательным НМ, а также концентрированным щелочам.
9-39-1-3-1
2) Окислительные свойства по отношению к металлам.
9-39-1-3-2
3) Получение из диоксида восстановлением магнием и углеродом.
9-39-1-3-3
4. Кремний в природе.
В свободном виде
Образует два типа природных соединений.
Заполните таблицу «Природные соединения кремния».
9-39-1-4-0
5. Силикаты – это соли кремниевой кислоты
9-39-1-5-0
Часть II
1. Заполните схему «Применение солнечных батарей».
9-39-2-1-0
2. Запишите уравнения реакций переходов, расшифровав неизвестные формулы:
9-39-2-2-0
3. Заполните таблицу «Сравнение свойств оксидов углерода и кремния (IV)».
9-39-2-3-0
4. Дайте классификационную характеристику кремниевой кислоты H2SiO3:
а) по водороду – двухосновная
б) по кислороду – кислородсодержащая
в) по растворимости – нерастворимая
г) по степени диссоциации – слабая
5. Запишите уравнения реакций переходов:
9-39-2-5-0
6. Какой объём водорода (н.у.) образуется при растворении в гидроксиде натрия 12,8 г кремния, содержащего 25% диоксида кремния?
9-39-2-6-0
7. С помощью одного реактива определите растворы трёх солей натрия: хлорида, карбоната, силиката. Запишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
9-39-2-7
8. Найдите массу силиката натрия, образовавшегося в результате реакции по условиям задачи 6.
9-39-2-8
Тема 40. Силикатная промышленность.
Часть I
1. Силикатная промышленность – это производство различных строительных материалов, стекла и керамики из природных силикатов.
2. Заполните схему «Отрасли силикатной промышленности».
9-40-1-2
3. Заполните таблицу «Сырьё для силикатной промышленности».
9-40-1-3
4. Заполните таблицу «Стекольное производство и его продукция».
9-40-1-4
5. Дополните логическую схему:
бетон + железный каркас = железобетон
Часть II
1. Заполните таблицу «Окраска стекла».
9-40-2-1
2. Хрустальное стекло имеет состав (w,%): PbO – 27,0; Na2O – 6,0; K2O – 10,0; CaO – 1; Al2O3 – 0,5; SiO2 – 56,5. Найдите массу каждого оксида в хрустальной вазе массой 2,4 кг.
9-40-2-2
3. Заполните таблицу «Роль стекла в искусстве».
9-40-2-3
4. Специальное стекло для защиты от радиации имеет состав (w,%): PbO – 86,0; K2O – 2,0; SiO2 – 12,0. Сколько килограммов специального стекла и сколько килограммов хрустального стекла можно изготовить на основе 892 кг оксида свинца (II)?
9-40-2-4
5. Напишите синквейн на тему «Стекло».
1. Стекло
2. Прозрачное, хрупкое
3. Состоит из трёх оксидов
4. Получают из оксида кремния
5. Тепло.
6. Напишите сообщение в особой тетради на тему «Возникновение и развитие производства стекла».
Итоговая контрольная работа.
Часть I
К каждому из заданий 1 —15 даётся четыре варианта ответа, из которых только один правильный. Внимательно прочитайте каждое задание и проанализируйте все варианты ответов. Номер верного ответа обведите кружком.
1. Заряд ядра атома кальция равен
3) +2
2. Наибольший радиус атома имеет
1) литий
3. Химическая связь в молекуле фтороводорода
1) ковалентная полярная
4. Степень окисления железа в соединениях, формулы которых Fe203 и Fe(OH)2, соответственно равна
1) +3 и +3
5. К оксидам относится каждое из двух веществ, формулы которых
2) S03 и Аl203
6. К реакциям соединения относят реакцию, схема которой
4) Li20 + Н20 —> LiOH
7. В растворе полностью распадается на ионы
4) NaOH
Часть II
При выполнении заданий 16,17 выберите правильные ответы и обведите их номера. Запишите выбранные цифры в порядке возрастания.
16. В ряду элементов кремний —> алюминий —> магний
1) увеличивается число электронных слоёв в атоме
2) уменьшается число электронов во внешнем слое атома
3) уменьшается степень окисления в высших оксидах
4) ослабевают металлические свойства
5) уменьшается радиус атома
Ответ. 2, 3
17. Крахмал:
1) является полимером
2) относится к углеводородам
3) растворяется в воде
4) даёт характерное синее окрашивание с иодом
5) составная часть оболочек растительных клеток
Ответ. 1, 4
В заданиях 18, 19 установите соответствие и запишите в таблицу цифры выбранных вами ответов. Цифры в ответе могут повторяться.
18. Установите соответствие между схемой превращения и изменением степени окисления восстановителя в ней.
9-41-18
19. Установите соответствие между веществом и реагентами, с которыми оно может вступать в реакцию.
9-41-19
Ч а с т ь III
В заданиях 20—22 запишите сначала номер задания а затем решение и ответ к нему.
20. Дана схема превращений:
9-41-20
21. Вычислите массу осадка, образующегося при сливании 200 г 20% -го раствора гидроксида натрия с раствором, содержащим избыток сульфата меди (II).
9-41-21
22. На занятиях химического кружка учащиеся исследовали бесцветный прозрачный раствор. Раствор разделили на две порции. К первой порции исследуемого раствора добавили раствор карбоната натрия, при этом выделился газ без цвета и запаха, в котором горящая лучинка гаснет. При добавлении нитрата бария ко второй порции исследуемого раствора образовался осадок белого цвета, нерастворимый в кислотах.
Определите состав вещества, образующего исследуемый раствор, и запишите его название. Составьте два уравнения реакций, которые были проведены учащимися в процессе его распознавания.
9-41-22
Готовимся к ГИА.
Часть А
К каждому из заданий А1—А15 даны четыре варианта от вета, из которых только один правильный. Номер правильного ответа обведите кружком.
А1. Ряд чисел: 2, 8, 7— соответствует строению электронной оболочки атома
1) хлора
А2. Ряд химических элементов, в котором ослабевают металлические свойства соответствующих им простых веществ
3) натрий —> магний -> алюминий
A3. Молекула озона образована за счёт связи
3) ковалентной неполярной
А4. Степень окисления азота равна + 5 в соединении с формулой
3) Al(N03)3
А5. Вещества, формулы которых Аl(ОН)3 и НСlO, являются соответственно
2) амфотерным гидроксидом и кислотой
А6. Признаком протекания химической реакции и условием её протекания между оксидом меди и раствором серной кислоты являются соответственно
2) изменение цвета и нагревание
А7. Ионы образуются при диссоциации вещества
4) сульфата натрия
А8. До конца протекает реакция между растворами
1) сульфатом меди (II) и нитратом бария
А9. Не реагируют друг с другом
1) хлор и кислород
А10. Оксид углерода (II) реагирует с каждым веществом пары
3) кислородом и оксидом меди (II)
А11. В реакцию с гидроксидом натрия не вступает
2) хлорид калия
А12. Среди веществ: CuCl2, CuS04, Cu(N03)2— в реакцию с раствором ВаСl2 вступает(ют)
1) только CuS04
A13. Верны ли суждения о профилактике отравления угарным газом?
А. Вынести пострадавшего на свежий воздух и вызвать врача.
Б. Обеспечить пострадавшему покой, напоить его молоком и вызвать врача.
1) верно только А
А14. В приборе, изображённом на рисунке, получают
1) углекислый газ
9-42-14
А15. Массовая доля фосфора в фосфате кальция равна
2) 20,0%
Часть В
При выполнении заданий В1—В2 из предложенного перечня ответов выберите два правильных и обведите их номера. Цифры выбранных ответов запишите в указанном месте без дополнительных символов.
В1. В каких рядах химические элементы расположены в порядке уменьшения прочности молекул их водородных соединений и усиления кислотных свойств?
1) B → C → N
2) P → Si → Al
3) S → Se → Te
4) Cl → Br → I
5) I → Br → Cl
Ответ. 3 4
В2. Для оксида азота (IV) верны следующие утверждения:
1) ему соответствует азотсодержащая кислота с азотом в с. о. +4
2) ему соответствуют азотная и азотистая кислоты
3) образуется в результате реакции синтеза азота и водорода
4) может быть получен в результате некаталитического окисления аммиака
5) относится к солеобразующим оксидам
Ответ. 2 5
При выполнении заданий ВЗ—В4 к каждому элементу первого столбца подберите соответствующий элемент из второго столбца. Выбранные цифры запишите под соответствующими буквами таблицы. Цифры в ответе могут повторяться.
ВЗ. Установите соответствие между схемой реакции и изменением с. о. восстановителя.
9-42-b3
В4. Установите соответствие между названием оксида и формулами веществ, с которыми он может взаимодействовать.
9-42-b4
Часть С
Запишите сначала номер задания (С1,С2 или СЗ), а затем развёрнутый ответ к нему.
С1. Дана схема превращений:
9-42-c1
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для всех превращений, кроме первого и последнего, составьте сокращённые ионные уравнения реакций.
9-42-c1-2
С2. Для определения качественного состава неизвестной соли учащимся выдали белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде, известное как «пекарский порошок». Часть выданной соли смешали с твёрдой щёлочью и смесь нагрели. При этом выделился газ с резким запахом. Другую часть соли растворили в воде и к полученному раствору прилили прозрачный раствор кислоты. Смесь «вскипела», так как в результате реакции выделился газ. Запишите химическую формулу и название выданной соли. Составьте два уравнения реакций, которые были проведены в процессе её распознавания, в молекулярной и ионной формах.
9-42-c2
СЗ. 640 г раствора сульфата меди (II) смешали с избытком раствора гидроксида натрия. Выпал осадок массой 14,7 г. Вычислите массовую долю соли в исходном растворе.
9-42-c3
Решебник гдз по Химии Профильный уровень для 10 класса Габриелян Маскаев Пономарев Теренин 2009. Ответы на упражнения и задания на сайте ТопГДЗ из Химии Профильный уровень 10 класса 2009 Габриелян О.С., Маскаев Ф.Н., Пономарев С.Ю., Теренин В.И. позволят вам проверить правильность выполнения домашнего и школьного задания онлайн.