Характеристики химических элементов.
№ |
Вопрос |
Ответ |
|
Охарактеризуй водород.
Схема характеристики:
|
Водород
Горение: 2Н2 + О2 = 2Н2О (экзотермическая, возможно со взрывом) Восстановление металлов из оксидов: CuO + H2 = Cu + H2O. Образование галогеноводородов: Н2 + Cl2 = 2НСl. Образование аммиака: ЗН2 + N2 = 2NН3 Образование сероводорода: Н2 + S = H2S Образование метана: 2Н2 + С = СН4 Образование гидридов металлов: Н2 + 2Li = 2LiH. Гидрирование алкенов и алкинов: С2Н4 + Н2 = С2Н6. С2Н2 + 2Н2 = С2Н6.
Применение: Для производства аммиака, спиртов, синтетического бензина. Для синтеза HCl. В сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем. В атомной энергетике (дейтерий и тритий). Восстановление металлов из оксидов. |
|
Охарактеризуй группу элементов: литий, натрий, калий.
|
Литий, натрий, калий.
1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Степень окисления +1 (NaCl, KCl, Li2O) 6. Активные металлы. Можно разрезать ножом. На воздухе быстро окисляются.В свободном состоянии в природе не встречаются. Как и все металлы, имеют атомарное строение. Входят в состав солей (NaCl, КNO3), гидридов (LiH), оксидов (Li2O), пероксидов (Na2O2). Природные минералы с щелочными элементами: NaCl - поваренная соль (каменная соль), галит, NaNO3 - чилийская селитра, Na2CO3 - кальцинированная сода, NaHCO3 - питьевая сода. 7. Получение: электролиз расплавов солей: 2NaCl=2Na+Cl2 8. Химические свойства (на примере натрия, калий и литий реагируют так же). С
водой: 2Na+2H2O=2NaOH+H2 С кислородом: 2Na+O2=Na2O2(пероксид) С галогенами: 2Na+Cl2=2NaCl С серой: 2Li+S=Li2S (сульфид) С азотом: 6Li+N2=2Li3N ( нитрид) С водородом: 2Na+H2=2NaH (гидрид) Качественные реакции:окрашивание пламени ионами: Li+ - тёмно-красное, Na+ - желтое, K+ - фиолетовое
|
|
Охарактеризуй кальций.
|
Кальций 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Степень окисления +2 (CaO, Ca(OH)2) 6. В свободном виде в природе не встречается. В чистом виде имеет атомарное строение. Важнейшие природные вещества, содержащие кальций: CaCO3 - мел, мрамор, известняк, CaSO4·2H2O - гипс, CaF2 -флюорит. 7. Получение: электролиз расплава соли: CaCl2=Ca+Cl2 8. Химические свойства: С кислородом: 2Сa+O2=2CaO С галогенами: Ca+Cl2=CaCl2 С серой: Ca+S=CaS (сульфид) С азотом: 3Ca+N2=Ca3N2 ( нитрид) С водородом: Ca+H2=CaH2 (гидрид) С водой: Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2 Соли кальция влияют на жёсткость воды. Окраска пламени - тёмно-оранжевая.
|
|
Охарактеризуй магний.
|
Магний 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Степень окисления +2 (MgO, Mg(OH)2) 6. В свободном виде в природе не встречается. В чистом виде имеет атомарное строение. Важнейшие природные вещества, содержащие магний: MgCO3 - магнезит, MgCO3·CaCO3 - доломит, MgCl2·6H2O - бишофит. 7. Получение: электролиз расплава соли: MgCl2=Mg+Cl2 8. Химические свойства: С кислородом: 2Mg+O2=2MgO С галогенами: Mg+Cl2=MgCl2 С серой: Mg+S=MgS (сульфид) С азотом: 3Mg+N2=Mg3N2 ( нитрид) С водородом: Mg+H2=MgH2 (гидрид) С водой: Mg+2H2O=MgO2+H2 Соли магния влияют на жёсткость воды.
|
|
Охарактеризуй алюминий.
|
Алюминий 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Степень окисления +3 (Al2O3, Al(OH)3) 6. В свободном виде в природе не встречается. В чистом виде имеет атомарное строение. Важнейшие природные вещества, содержащие алюминий: Al2O3 (в составе глин), бокситы - Al2O3· nH2O. 7. Получение: электролиз Al2O3 8. Химические свойства: С кислородом: 4Al+3O2=2Al2O3 С галогенами: 2Al+3Cl2=2AlCl3 С серой: 2Al+3S=Al2S3 (сульфид алюминия) С углеродом: 4Al+3C=Al4C3 (карбид алюминия) Алюминотермия (восстановление металлов из оксидов): 8Al+3Fe3O4=4Al2O3+9Fe С водой (при удалении оксидной плёнки): 2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2 С щёлочью: 2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2 С кислотами: 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2 Алюминий - амфотерный элемент. При взимодействии с основаниями его оксид и гидроксид проявляют кислотные свойства: Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4], Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]. Получение оксида алюминия: 2Al(OH)3=Al2O3+3H2O
|
|
Охарактеризуй углерод.
|
Углерод 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Степень окисления +4 (CO2), +2 (CO), -4 (CH4). 6. В природе: аллотропные соединения углерода:
алмаз:
sp3-гибридизация, тетраэдрические графит: sp2-гибридизация, слоистая структура, большое расстояние и непрочные связи между слоями, поэтому мягкий карбин: sp-гибридизация, линейный полимер, твердое вещество. Много углерода содержится в виде оксидов (CO2 и СО) Углерод в составе всех органических веществ, в том числе угля, нефти и природного газа. Образует углеродные цепочки, являясь основой белков, жиров, и углеводов. С металлами образует карбиды: Al4C3, CaC2 Входит в состав угольной кислоты (H2CO3) и её солей - карбонатов (CaCO3). 7. Получение: крекинг метана: CH4=C+2H2 или нагреванием древесины или угля без доступа воздуха. 8. Химические свойства: как восстановитель: При избытке кислорода: C+O2=CO2 При недостатке кислорода: С+H2O=CO+H2 Восстановление металлов из оксидов: CuO+C=Cu+CO как окислитель: Ca+2C=CaC2 карбид кальция 2H2+C=CH4
|
|
Охарактеризуй кремний.
|
Кремний 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Степень окисления +4 (SiO2), +2 (SiO), -4 (SiH4). 6. В природе в основном в виде оксида SiO2, входит в состав кремниевой кислоты Н2SiO3 и её солей, силикатов. 7. Получение: SiO2+C=Si+2CO 8. Химические свойства восстановитель 1.Si+2F2=SiF4 2.Si+O2=SiO2 3.Si+Cl2=SiCl4 окислитель 2Ca+Si=Ca2Si (силицид кальция) Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ +2NaCl
|
|
Охарактеризуй азот.
|
Азот 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: +1 (N2O), +2 (NO), +3 (N2O3), +4 (NO2), +5 (N2O5), -3 (NH3). 6. При н.у. - газ, состоящий из двухатомных, очень устойчивых молекул с тройной связью: N2. Не имеет цвета и запаха. В природе: составляет основную массу воздуха (75% по массе), входит в состав нитратов (NH4NO3, Ba(NO3)2, KNO3,), которые называют селитрами, входит в состав белков. Из живых существ только некоторые бактерии могут связывать свободный азот (азотфиксирующие бактерии). Азот образует азотистую (HNO3) и азотную (HNO2) кислоты. 7. Азот получают в основном из сжиженного воздуха. Можно получить азот при разложении нитрита аммония: NH4NO2=N2+2H2O. 8. Химические свойства: N2+O2=NO2 NO2+O3=N2O5+O2 N2O5+H2O=2HNO3 N2O5+2NaOH=2NaNO3+H2O N2+3H2=2NH3
|
|
Охарактеризуй фосфор.
|
Фосфор 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: +5(P2O5), +3(P2O3), -3(Mg3P2). 6. Аллотропные соединения фосфора: белый (лиминесцентный), красный, чёрный фосфор. В природе находится в виде оксидов и фосфатов (солей фосфорной кислоты). 7. Получают из фосфата кальция. 8. Химические свойства: 4P+5O2=2P2O5 2P+3Mg=Mg3P2 (фосфид магния) P2O5+3H2O=2H3PO4
|
|
Охарактеризуй кислород.
|
Кислород 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: -2(во всех оксидах: CaO), +2(OF2), -1(в перекисях: H2O2). 6. Две аллотропные формы: молекулярный двухатомный кислород O2 и трёхатомный кислород, озон, O3. Один из самых распространённых элементов на Земле. В свободном виде - в атмосфере и растворён в воде. В земной коре в виде оксидов (MgO), солей кислородосодержащих кислот (Na2CO3), оснований (Ca(OH)2). 7. Получают кислород: из воздуха, разложением перманганата калия: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 разложением пероксида водорода: 2Н2О2 = 2Н2О + О2 и электролизом воды. 8. Химические свойства: 1.Взаимодействие с металлами: 2Cu + O2 = 2CuO 2.Горение неметаллов: S+O2 = SO2 3.Горение сложных веществ: 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 Является необходимым для жизни элементом. свободный кислород воздуха образуется при фотосинтезе. Гетеротрофные организмы с помощью кислорода разлагают органические вещества с получением энергии: C6H12O6+O2=CO2+H2O+Q
|
|
Охарактеризуй серу.
|
Сера 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: -2(H2S), +4(SO2), +6(SO3). 6. Две аллотропные формы: кристаллическая и пластическая. Некоторое количество серы находится в земной коре в чистом виде, так называемая самородная сера. остальная сера: в виде оксидов, сульфидов, сульфатов и сульфитов. 7. Получение: выплавляют из породы или получают неполным окислением сероводорода: 2H2S + O2=2H2O + 2S. 8. Химические свойства: Горение серы : S+O2 = SO2 Взаимодействие с неметаллами:H2 + S = H2S Окисление серной кислотой: S + 2H2SO4 = 2H2O + 3SO2
|
|
Охарактеризуй фтор.
|
Фтор 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: -1(HF, OF2) 6. Принадлежит к группе галогенов. Ярко выраженный неметалл. Сильный окислитель (окисляет даже кислород). В свободном состоянии при н.у. - газ, состоящий из двухатомных молекул. Входит в состав фтороводородной кислоты и её солей - фторидов. 7. Получение: электролиз фторидов: 2KF=2K+ F2 8. Химические свойства: Mg + F2=MgF2 H2 + F2=2HF 2KBr + F2=2KF + Br2 2F2 + 2H2O = 4HF + O2
|
|
Охарактеризуй хлор.
|
Хлор 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: -1(HСl), +1 (NaClO), +5 (NaClO3), +7 (Cl2O7). 6. Принадлежит к группе галогенов. Ярко выраженный неметалл. Сильный окислитель. В свободном состоянии при н.у. - газ, состоящий из двухатомных молекул. Входит в состав хлороводородной кислоты и её солей - хлоридов. 7. Получение: электролиз хлоридов: 2KCl=2K+ Cl2 8. Химические свойства: Mg + Cl2=MgCl2 H2 + Cl2=2HCl 2KBr + Cl2=2KCl + Br2 2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2
|
|
Охарактеризуй медь.
|
Медь 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: +1(Cu2O), +2(CuO). 6. Металл. Встречается в самородном виде и в соединениях. Наиболее известные минералы - медный колчедан и малахит. Сплав меди с оловом - бронза, сплав меди с цинком - латунь. 7. Получение: CuO + C=Cu + CO CuO + CO =Cu + CO2 8. Химические свойства: Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях: 3Cu + 8HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O Cu + 4HNO3(конц.)=Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + 2H2SO4(конц.)= CuSO4 + SO2+2H2O С кислородом: 2Cu + O2 ---> 2CuO С галогенами: Cu + Cl2 ---> CuCl2 Основный характер оксида меди: CuO + H2SO4 ---> CuSO4 + H2O; CuO + 2HNO3 ---> Cu(NO3)2 + H2O Термическое разложение гидроксида меди: Cu(OH)2 --->CuO + H2O Гидроксид меди и кислоты: Cu(OH)2 + 2HCl ---> CuCl2 + 2H2O
|
|
Охарактеризуй цинк.
|
Цинк 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: +2 (ZnO). 6. Амфотерный элемент, металл. В природе встречается в виде сульфида цинка ZnS (цинковая обманка). 7. Получение: восстановление цинка из оксида углеродом: ZnO + С = Zn + CO 8 Химические свойства: Zn + 2НCl --->ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4(разб) --->ZnSO4 + H2 Zn + CuSO4 --->ZnSO4 + Cu Амфотерный характер оксида цинка: ZnO + H2SO4 --->ZnSO4 + H2O ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О, Амфотерный характер гидроксида цинка: Zn(OH)2 + 2HCl ---> ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH ---> Na2[Zn(OH)4]
|
|
Охарактеризуй железо.
|
Железо 1-4. Первые четыре пункта - взять из таблицы Менделеева. 5. Характерные степени окисления: +2 (FeO) и +3 (Fe2O3) 6. Металл. В природе существует как в самородном виде, так и в соединениях: гематит Fe2O3 (красный железняк), магнетит Fe3O4, пирит FeS2 (железный колчедан). 7. Получение: восстановление из оксидов: FeO + C ---> Fe + CO Fe2O3 + 3CO ---> 2Fe + 3CO2 8. Ржавление: 4Fe + 3O2 + 6H2O ---> 4Fe(OH)3 Окисление: 3Fe + 2O2 ---> Fe3O4 (совокупность двух оксидов: FeO и Fe2O3) С галогенами: 2Fe + 3Br2 ---> 2FeBr3 С серой: Fe + S ---> FeS С разбавленными кислотами: Fe + 2HCl ---> FeCl2 + H2 Fe + H2SO4(разб.)---> FeSO4 + H2 С концентрированными кислотами: 2Fe + 6H2SO4(конц.) ---> Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Fe + 6HNO3(конц.) ---> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O На холоде концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют железо (образуют плёнку, препятствующую реакции, в связи с чем эти кислоты можно перевозить в стальных цистернах). Термическое разложение гидроксида железа: Fe(OH)2 ---> FeO + H2O
|
