grandov.ru страница 1
скачать файл
ХИМИЯ
Основное внимание на олимпиаде по химии будет обращено на понимание сути явлений, умение пользоваться периодической системой элементов и связывать химические свойства элементов и их соединений с положением в периодической таблице. Необходимо знать современную номенклатуру, принципы классификации неорганических и органических соединений, основные понятия и законы химии, свойства элементов и их соединений, уметь производить расчеты, связанные с использованием массовых долей и молярной концентрации, а также расчеты по уравнениям химических реакций и формулам химических соединений.

Работа выполняется письменно. Все необходимые вспомогательные материалы: периодическая система элементов, таблица растворимости соединений, таблица стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов), таблица электроотрицательностей – будут предоставлены. Черновик экзаменационной работы при проверке не рассматривается!

Олимпиадные билеты состоят из двух частей: основной (задания 1-4) и дополнительной (задания 5-6). Структура всех билетов одинакова.

Основная часть билета состоит из следующих заданий:

1. Теоретический вопрос по неорганической химии или химическим свойствам элемента или группы элементов и цепочка превращений по свойствам элементов и классов неорганических соединений.

2. Теоретический вопрос по органической химии или свойствам основных классов органических соединений и цепочка превращений по свойствам органических соединений.

3. Составить уравнения четырех химических реакций (окислительно-восстановительной, двух реакций обмена и реакции гидролиза).

4. Решить задачу с использованием основных законов общей химии.

Дополнительная часть билета включает только практические задания: решить задачу повышенной сложности (задание 5) и составить уравнение окислительно-восстановительной реакции (задание 6).


Методические указания
При ответе на вопрос по общим положениям неорганической или органической химии необходимо иллюстрировать его примерами химических реакций, формулами основных законов химии, примерами изомерии, номенклатуры, химических свойств и т.п.

При ответе на вопрос о свойствах элементов рекомендуется придерживаться следующей схемы:

• положение элемента в таблице Д.И.Менделеева;

• строение его электронной оболочки и возможные степени окисления;

• природные соединения;

• способы получения (промышленные и лабораторные);

• физические свойства;

• химические свойства (реакции с кислородом, с водородом, с другими простыми веществами; отношение к воде, кислотам, щелочам; наиболее важные химические соединения данного элемента).

При ответе на вопрос о свойствах классов неорганических соединений рекомендуется придерживаться следующей схемы:

• общая формула;

• номенклатура;

• физические свойства;

• химические свойства (реакции с металлами/неметаллами, простыми веществами, растворимость в воде, кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, отличительные особенности);

• способы получения.

При ответе на вопрос о свойствах органических соединений рекомендуется придерживаться следующей схемы:

• строение молекулы (тип гибридизации, общая формула, строение функциональной группы);

• изомерия и номенклатура;

• физические свойства;

• химические свойства;

• получение;

• применение.

Составляя цепочку химических превращений по свойствам элементов и классов неорганических соединений необходимо соответствующие реакции уравнять, записать в молекулярной и ионной формах; окислительно-восстановительные процессы необходимо уравнять используя метод баланса электронов или метод полуреакций.

В цепочке по свойствам органических соединений следует уравнять реакции, а также показать условия проведения процессов (температура, катализатор и т.д.).

Пример 1. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие химические превращения:

Fe  FeCl2  FeCl3  Fe(OH)3 Fe2(SO4)3



Решение.

1. ;



2. ;



3. 



.

4. ;



.

Пример 2. Составить уравнения по следующей схеме: этан  этилен  хлорэтан  бутан  бутадиен-1,3

Решение. 1. .

2. .

3. .

4. .

Ответ на третий вопрос рассмотрим на примерах. Уравнивание окислительно-восстановительных реакций следует выполнять методом баланса электронов (пример 3) или методом полуреакций (пример 4).

Пример 3. Уравнять реакцию FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Решение. Степени окисления изменяются у железа Fe+2 и хрома Cr+6. Составим уравнение баланса электронов, причем расчет будем вести на два атома хрома (по числу атомов в молекуле K2Cr2O7):

Расставим полученные коэффициенты в левой и правой частях исходного уравнения. Недостаток сульфат-ионов слева компенсируем 7 моль серной кислоты. В последнюю очередь уравняем реакцию по водороду (7Н2О). Проверку проведем по числу атомов кислорода (по 59 атомов слева и справа).

Окончательно:

6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.



Пример 4. Уравнять реакцию NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = = NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Решение. Окислителем является Mn+7, входящий в состав иона , который в кислой среде восстанавливается до Mn2+. Восстановитель, азот (+3), входящий в состав , окисляется до N+5 и переходит в форму нитрат-иона (). Приведем число электронов к наименьшему общему кратному, в данном случае к 10. Для уравнивания числа атомов кислорода добавим молекулы воды и ионы Н+ (в кислой среде) или ОН (в щелочной среде). Уравнения полуреакций домножим на соответствующие коэффициенты, в данном слечае на 2 и 5, и суммируем:

Сократим одинаковые члены в левой и правой частях:



.

Составим молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

5NaNO2 + 2KМnО4 + 3Н2SO4 = 5NaNO3 + 2МnSO4 + 3Н2О + K24.

Уравнения реакций обмена и гидролиза необходимо представить в молекулярной и ионной формах. При составлении ионного уравнения следует помнить, что слабые электролиты (пример 5) и осадки (пример 6) на ионные составляющие разделять нельзя. Гидролиз – это химическая реакция соли с водой. Гидролизуется остаток слабой кислоты (пример 7) или слабого основания (пример 8). В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени, т.е. при составлении ионного уравнения гидролиза следует использовать только одну молекулу воды.



Пример 5. Записать уравнение реакции NH4OH + H2SO4 = … в сокращенной ионной форме.

Решение. Закончим и уравняем реакцию:

2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O.

Составим полное ионное уравнение, учитывая, что гидроксид аммония и вода относятся к слабым электролитам:

Сократив одинаковые компоненты по обе стороны уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:





Пример 6. Записать уравнение реакции BaCl2 + 2AgNO3 = … в сокращенной ионной форме.

Решение. Закончим и уравняем реакцию:

BaCl2 + 2AgNO3 = Ba(NO3)2 + 2AgCl↓.

Составим полное ионное уравнение для этой реакции, учитывая, что хлорид серебра относится к малорастворимым соединениям (осадок):

.

Сократив одинаковые компоненты по обе стороны уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:



.

Пример 7. Составить молекулярное уравнение гидролиза для реакции Na2CO3 + H2O =…

Решение. В данном случае соль образована сильным основанием NaOH и слабой угольной кислотой H2CO3:

Na2CO3.


Запишем уравнение диссоциации



.

С водой взаимодействует остаток слабой кислоты, т.е. карбонат-ион, по реакции



.

В результате гидролиза образуются гидроксид-ионы, следовательно, среда в растворе Na2CO3 будет щелочной.

Распределяя катионы натрия по образующимся в ходе гидролиза анионам, получим молекулярное уравнение гидролиза

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH.



Пример 8. Составить молекулярное уравнение гидролиза для реакции FeSO4 + H2O = …

Решение. В данном случае соль образована слабым основанием Fe(OH)2 и сильной кислотой H2SO4:

FeSO4.






Запишем уравнение диссоциации соли:



.

С водой реагирует остаток слабого основания – катион Fe2+:



.

В ходе гидролиза образуются ионы H+, следовательно, среда в растворе FeSO4 будет кислой.

Составим молекулярное уравнение гидролиза, распределяя анионы по образующимся в результате реакции гидролиза катионам с учетом, что молекула в целом электронейтральна, и уравняем его как обычную реакцию обмена:

2FeSO4 + 2H2O = (FeOH)2SO4 + H2SO4.

Типовые задачи четвертого вопроса рассмотрены в примерах 9-14.

Пример 9. К раствору, содержащему 0,2 моль хлорного железа (FeCl3), прибавили 0,24 моль гидроксида натрия. Какая масса гидроксида железа (III) при этом получилась?

Решение. Из уравнения реакции FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + + 3NaCl следует, что 1 моль FeCl3 взаимодействует с 3 моль NaOH, следовательно, для реакции с 0,2 моль хлорного железа требуется 0,23 = 0,6 моль гидроксида натрия.

По условию задачи, количество вещества NaOH составляет 0,24 моль, т.е. он в недостатке. Дальнейший расчет ведем по гидроксиду натрия.

Составим пропорцию:

3 моль NaOH  1 моль Fe(OH)3

0,24 моль NaOH  х моль Fe(OH)3,

и вычислим количество вещества гидроксида железа (III) и его массу. Соответственно







Пример 10. Определить массовую долю алюминия в его оксиде и вычислить, сколько алюминия теоретически можно выделить из боксита массой 15 т с содержанием Al2O3 87 %.

Решение. Найдем молярную массу Al2O3:

.

Вычислим массовую долю алюминия в его оксиде:



.

Соответственно масса чистого Al2O3 в боксите



.

Масса алюминия, которую можно получить из боксита,



.

Пример 11. При прокаливании 10 г некоторого вещества было получено 6,436 г CuO и 2 л CO2, измеренного при температуре 27 С и давлении 1 атм. Вывести формулу соединения.

Решение. Найдем количество вещества оксида меди (II):

В 1 моль CuO содержится по 1 моль Cu и О, следовательно n(Cun(O, CuO) = 0,081 моль.

Найдем количество вещества оксида углерода (IV) по уравнению Менделеева – Клапейрона:

В 1 моль CO2 содержится 1 моль C и 2 моль О, следовательно n(C) = 0,081 моль, = 20,081 = 0,162 моль.

Общее количество вещества кислорода n(O) = 0,081 + 0,162 = = 0,243 моль.

Сопоставим отношения количеств веществ элементов между собой:



n(Cu) : n(C) : n(O) = 0,081 : 0,081 : 0,243 = 1 : 1 : (0,243/0,081) = 1 : 1 : 3.

Полученные целые числа представляют собой стехиометрические индексы формулы вещества, химическая формула которого CuCO3.



Пример 12. Найти молярную концентрацию раствора карбоната натрия, полученную при смешивании 600 мл раствора 1 концентрацией 2,15 % (плотность d = 1,02 г/см3) и 200 мл раствора 2 концентрацией 8,82 % (d = 1,09 г/см3).

Решение. Найдем количество вещества карбоната натрия в каждом из смешиваемых растворов:



Вычислим молярную концентрацию полученного раствора:



 моль/л.

Пример 13. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 10 % (d = 1,066 г/см3) требуется для приготовления 200 мл раствора концентрацией 0,5 моль/л?

Решение. Количество вещества серной кислоты в растворе концентрацией 0,5 моль/л

моль,

ее масса


г.

Объем 10-процентного раствора





Пример 14. Сколько миллилитров раствора, содержащего 8 % NaOH (плотность 1,09 г/см3) требуется для нейтрализации 75 мл серной кислоты, если известно, что из 10 мл этой кислоты можно получить 0,2334 г BaSO4?

Решение. Определим массу Н2SO4, содержащуюся в 10 мл раствора. Так как из 1 моль Н2SO4 получается 1 моль BaSO4, то

г,

т.е. в 10 мл раствора содержится 0,098 г Н2SO4.

Следовательно, можно определить, сколько граммов Н2SO4 содержится в 75 мл раствора:

г.

Реакция нейтрализации записывается в виде

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O,

т.е. 2 моль щелочи взаимодействуют с 1 моль кислоты. Для нейтрализации 0,735 г кислоты потребуется 0,735·2·40/98 = 0,6 г чистой щелочи.

В 100 г раствора щелочи содержится 8 г NaOH. Найдем массу раствора для нейтрализации:

г.

Следовательно, для нейтрализации кислоты требуется 7,5/1,9 = = 6,88 мл NaOH.

Представление о заданиях дополнительной части билета дают примеры 15 и 16.

Пример 15. К 200 г соляной кислоты концентрацией 14,6 % добавили 15,8 г неорганического вещества, в результате чего выделилось 3,69 л углекислого газа. Установить состав раствора в массовых долях. Известно, что сухой остаток, полученный при выпаривании данного раствора, полностью улетучивается при прокаливании. Если данный сухой остаток обработать раствором щелочи, то образуется газ с резким запахом.

Решение. Установим природу добавленного неорганического вещества. Выделение СО2 указывает на присутствие в веществе кислотного остатка угольной кислоты. Схематично можно записать:

АСО3+HCl = ACl+CO2↑+H2O.

Сухой остаток – это вещество ACl. Из описания поведения данного вещества при прокаливании и при реакции со щелочью можно предположить, что это вещество – хлорид аммония:

NH4Cl + NaOH → NH4OH(резкий запах) + NaCl.

Тогда вещество АСО3 – это карбонат аммония (NH4)2CO3.

Найдем количество вещества соляной кислоты и карбоната аммония.





Уравнение реакции имеет вид (NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + + CO2↑ + H2O. Составим баланс количества вещества:




Вещество

(NH4)2CO3

HCl

NH4Cl

CO2

H2O

m, моль:
















до реакции

0,16

0,8

0

0

0

реакция

− 0,16

−0,16·2 = −0,32

+0,16·2 = +0,32

+0,16

+0,16

после реакции

0

0,8 − 0,32 = 0,48

0,32

0,16

0,16

Расчеты показывают, что после реакции в растворе будет содержаться NH4Cl, избыток соляной кислоты и образуется некоторое количество воды.

Определим массу воды, содержащуюся в конечном растворе:

Масса раствора после реакции



Массовая доля хлорида аммония





Пример 16. Закончить и уравнять реакцию

KMnO4 + SnSO4 + H2SO4  Sn(SO4)2 +…



Решение. Закончим реакцию. Мn+7 в кислой среде восстанавливается до Мn2+, образуется МnSО4; К+ образует сульфат калия и Н+ – воду. Тогда

КМnО4 + SnSО4 + Н24  Sn(SО4)2 + МnSО4 + К24 + Н2О.

Составим полуреакции:

.

Уравняем реакцию:

2КМnО4 + 5SnSО4 + 8Н24  5Sn(SО4)2 + 2МnSО4 + К24+ 8Н2О.

Образец олимпиадного билета
Основное задание
1. Щелочно-земельные металлы, их характеристика на основе положения в периодической системе и строения атома. Основные химические свойства.

Написать уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие химические превращения: Fe  FeCl2  FeCl3  Fe(OH)3  Fe2(SO4)3.

2. Алкены: тип гибридизации, - и -связи, номенклатура. Этилен, его свойства и получение.

Составить уравнения реакций по следующей схеме: этан  этилен  хлорэтан  бутан  бутадиен-1,3.

3. Составить уравнения химических реакций (реакции обмена и гидролиза закончить, уравнять и представить в молекулярной и ионной формах; окислительно-восстановительную реакцию уравнять методом баланса электронов):

1) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.;

2) NH4OH + H2SO4 =…;

3) BaCl2 + AgNO3 =…;

4) Na2CO3 + H2O =…

4. Сколько миллилитров раствора, содержащего 8 % NaOH (плотность 1,09 г/см3) требуется для нейтрализации 75 мл серной кислоты, если известно, что из 10 мл этой кислоты можно получить 0,2334 г BaSO4?



Дополнительное задание
1. К 200 г соляной кислоты концентрацией 14,6 % добавили 15,8 г неорганического вещества, в результате чего выделилось 3,69 л углекислого газа. Установить состав раствора в массовых долях. Известно, что сухой остаток, полученный при выпаривании данного раствора, полностью улетучивается при прокаливании. Если данный сухой остаток обработать раствором щелочи, то образуется газ с резким запахом.

2. Закончить и уравнять реакцию KMnO4 + SnSO4 + H2SO4 = = Sn(SO4)2 +…



ПЕРЕЧЕНЬ ОСНОВНЫХ ВОПРОСОВ
1. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Моль – единица количества вещества.

2. Современное представление о строении атома. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов I, II и III периодов периодической системы. Изотопы.

3. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Их значение для развития химии, физики и технологии.

4. Валентность элементов. Объяснение валентности с точки зрения учения о строении атома. Понятие о степени окисления.

5. Ковалентная связь. Типы ковалентной связи, примеры.

6. Химические формулы, их графическое изображение.

7. Классификация химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена.

8. Тепловой эффект химических реакций. Эндо- и экзотермические превращения. Примеры.

9. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель. Уравнивание окислительно-восстановительных реакций.

10. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения.

11. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ, концентрация, температура. Катализ и катализаторы.

12. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро (число Авогадро, относительная плотность газов, молярный объем).

13. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости веществ от их природы, температуры и давления. Насыщенные и ненасыщенные растворы. Численное выражение концентрации растворов.

14. Классификация оксидов. Основные способы получения и химические свойства оксидов.

15. Основания. Их типы. Основные химические свойства и получение. Особенности щелочей. Неорганические и органические основания, их строение и свойства.

16. Свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

17. Кислоты. Их общие свойства и способы получения. Реакция нейтрализации.

18. Соли, их классификация. Основные химические свойства и способы получения.

19. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода.

20. Классификация неорганических соединений.

21. Металлы, их положение в периодической системе, физические и химические свойства. Основные способы получения металлов. Коррозия металлов и борьба с ней.

22. Щелочные металлы, их характеристика на основе положения в периодической системе и строения атома. Основные химические свойства. Соединения натрия и калия в природе.

23. Общая характеристика элементов II группы главной подгруппы периодической системы. Кальций, его соединения в природе.

24. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе положения в периодической системе и строения атома. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. Способы получения металлического алюминия.

25. Железо. Его оксиды и гидроксиды, зависимость их свойств от степени окисления железа. Химические реакции, лежащие в основе получения чугуна и стали.

26. Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы периодической системы. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода.

27. Оксиды углерода (II) и (IV), их химические свойства. Угольная кислота, ее химические свойства. Свойства солей угольной кислоты.

28. Кремний. Его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота.

29. Общая характеристика элементов V группы главной подгруппы периодической системы. Азот. Его основные физические и химические свойства и важнейшие соединения.

30. Оксиды азота и азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты.

31. Аммиак, реакции, лежащие в основе его промышленного синтеза, физические и химические свойства. Соли аммония. Качественная реакция на ион аммония.

32. Фосфор. Его аллотропные формы, физические и химические свойства. Оксид фосфора (V), фосфорная кислота и ее соли.

33. Общая характеристика элементов VI группы главной подгруппы периодической системы.

34. Кислород, его физические и химические свойства, аллотропия. Способы получения.

35. Сера, ее физические и химические свойства. Основные физические и химические свойства сероводорода и оксидов серы.

36. Серная кислота, ее свойства. Химические основы получения серной кислоты контактным способом. Качественная реакция на сульфат – ион.

37. Общая характеристика элементов VII группы главной подгруппы периодической системы. Сравнение их химических свойств. Соединения галогенов в природе.

38. Галогеноводороды. Их свойства и получение.

39. Вода, ее физические и химические свойства (взаимодействие с оксидами, металлами, солями). Гидролиз солей.

40. Жесткость воды. Способы ее устранения.

41. Теория строения органических веществ А.М.Бутлерова. Зависимость свойств органических веществ от их строения. Изомерия.

42. Теория химического строения органических соединений А.М.Бутлерова. Электронная природа химических связей в молекулах органических соединений, способы разрыва связей. Понятие о свободных радикалах.

43. Именные реакции в органической химии и их значение. Реакции А.М.Бутлерова, Н.Н.Зинина, Н.Д.Зелинского, М.Г.Кучерова, Ш.А.Вюрца.

44. Природные источники углеводородов. Нефть, способы ее переработки (перегонка, крекинг нефтепродуктов).

45. Основные классы органических соединений.

46. Генетическая связь между классами органических соединений.

47. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, тип гибридизации. Номенклатура алканов, их физические и химические свойства.

48. Карбиды металлов. Их получение и использование в органическом синтезе.

49. Алкены: тип гибридизации, - и -связи, номенклатура. Этилен, его свойства и получение.

50. Алкадиены. Особенности их строения. Номенклатура. Получение, основные химические свойства и применение на примере дивинила.

51. Ацетилен. Особенности его строения (тип гибридизации, тройная связь). Номенклатура алкинов. Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Основные химические свойства.

52. Реакции полимеризации и поликонденсации. Их практическое использование.

53. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений: мономер, полимер, элементарное звено, степень полимеризации. Полиэтилен. Природный и синтетический каучук.

54. Спирты, их строение, химические свойства, получение и применение. Водородная связь и ее влияние на физические свойства спиртов.

55. Альдегиды, их строение и основные химические свойства. Получение и применение муравьиного и уксусного альдегидов.

56. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Их получение и химические свойства на примере муравьиной и уксусной кислот.

57. Бензол, его электронное строение. Получение бензола. Его основные химические свойства.

58. Фенол, его строение. Взаимное влияние атомов в молекуле фенола. Химические свойства в сопоставлении со свойствами алифатических спиртов.

59. Нитросоединения. Их свойства и применение на примере нитробензола, тринитротолуола и др.

60. Жиры. Как представители сложных эфиров. Их строение, получение по реакции этерификации. Химические свойства.

61. Глюкоза, ее строение, химические свойства. Сахароза, ее гидролиз.

62. Амины – органические основания, их реакции с водой и кислотами. Анилин, его получение из нитробензола.



Примеры практических вопросов
1. Как очистить железный гвоздь от ржавчины – гидроксида железа (III) – химическим путем?

2. Раствор серной кислоты разделили на три равные части. Одну часть нейтрализовали раствором гидроксида натрия, вторую и третью смешали и прилили такое же количество NaOH, как и в первом случае. Какие соли образовались?

3. Какие реакции позволяют различить хлорид, карбонат и сульфид натрия.

4. Как при помощи химических реакций отличить друг от друга оксиды меди, алюминия, кальция?

5. Имеется в наличии соляная кислота и гидроксид натрия. Как при помощи этих реактивов различить борную кислоту и нитрат алюминия?

6. Что произойдет при одновременном попадании в воду избытка оксида калия и небольшого количества оксида цинка?

7. Докажите, имея воду, сульфат меди и нитрат алюминия, что неизвестное белое вещество представляет собой гидроксид калия.

8. Как очистить раствор сульфата железа (II) от примесей сульфата меди?

9. Как различить при помощи химических реакций сульфид, хлорид, сульфит и сульфат натрия?

10. Как получить сульфат меди из чистой меди (использовать концентрированную серную кислоту нельзя)?

11. В какой последовательности будут выделяться металлы при электролизе раствора, содержащего хлориды калия, алюминия, железа, никеля, меди, серебра?

12. Смесь поваренной соли и серной кислоты нагрели, а выделившийся газ удалось собрать в колбу с водой. Написать уравнение реакции и привести примеры химических реакций, доказывающих состав выделившегося газа.

13. Как при помощи химических реакций отличить этиловый спирт, уксусную кислоту и толуол?

14. Как изменится скорость реакции NH3 + HCl = NH4Cl при увеличении концентрации аммиака в 2 раза?

15. Как при помощи химических реакций различить этиловый спирт, фенол и глицерин?

16. Какая среда образуется в растворе фосфата натрия?

17. Как из метана получить фенолят натрия?

18. Доказать на примере химических реакций разницу в строении этилового спирта и уксусного альдегида.

19. Определить объем газа (в литрах при нормальных условиях), отвечающий выделению 20 кДж теплоты для реакции 2KclO3 = 2KCl + 3O2 + 76 кДж.

20. Как при помощи химических реакций отличить гидроксид аммония от анилина?

21. Как получить бензол из метана?

22. Поверхность стекла можно обезжирить раствором гидроксида натрия. Написать уравнение такой реакции.

23. Как можно подавить гидролиз хлорида железа?

24. Как при помощи химических реакций отличить уксусную кислоту от фенола?



Примеры реакций обмена
1. AgNO3 + K2Cr2O7 =…

2. AlBr3 + AgNO3 = …

3. Ba(NO3)2 + Cr2(SO4)3 = …

4. Ca(NO3)2 + Na3PO4 = …

5. CaCO3 + CH3COOH = …

6. CH3COOK + H2SO4 = …

7. Fe2(SO4)3 + NaOH = …..

8. FeOHCl2 + HCl = …

9. Hg(NO3)2 + H2S = …

10. KOH + HCN = …

11. MgCO3 + HCl = …

12. Na2S + NiSO4 = …

13. NaHCO3 + NaOH = …

14. NaOH + H2SO3 = …

15. NH4Cl + NaOH = …

16. NiSO4 + (NH4)2S = …

17. Pb(NO3)2 + KI = …

18. Zn(OH)2 + H2SO4 = …

19. Zn(OH)2 + NaOH = …

Примеры реакций гидролиза
1. Al(NO3)3 + H2O =…

2. Cr2(SO4)3 + H2O =…

3. CuSO4 + H2O =…

4. Fe2(SO4)3 + H2O =…

5. K2SO3 + H2O =…

6. Na2S + H2O =…

7. Na3PO4 + H2O =…

8. NH4NO2 + H2O =…

9. SnSO4 + H2O =…

10. Na2CO3 + H2O = …



Примеры окислительно-восстановительных реакций
Br2 + KCrO4 + KOH = KBr + K2CrO4 + H2O.

FeCl3 + Cl2 + NaOH = Na2FeO4 + NaCl + H2O.

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

K2CrO4 + KI + KOH = I2 + KCrO2 + H2O.

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

KMnO4 + MnSO4 + H2O = MnO2 + K2SO4 + H2SO4.

C + K2Cr2O7 + H2SO4 = CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

K2S + NaClO + H2SO4 = S + NaCl + K2SO4 + H2O.

HI + K2Cr2O7 + H2SO4 = I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

KMnO4 + NaNO2 + KOH = K2MnO4 + NaNO3 + H2O.



Примеры задач
1. При обжиге пирита выделяется газ, содержащий 40 % серы и 60 % кислорода и имеющий плотность по воздуху при нормальных условиях 2,76. Вывести формулу газа.

2. Для получения оксида магния из металлического магния потребовалось 5 л воздуха, измеренных при температуре 27 С и давлении 1,3 атм. В воздухе содержится 21 % кислорода. Сколько оксида магния можно при этом получить?

3. Для определения состава газа колбу, емкостью 232 мл заполнили этим газом при температуре 17 С и давлении 752 мм рт. ст. Масса колбы увеличилась на 0,27 г. Вычислить молярную массу газа.

4. Какой объем воздуха в нормальных условиях потребуется для обжига пирита по реакции 4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8 SO2, чтобы получить 1000 м3 оксида серы (IV)? Объемное содержание кислорода в воздухе 21 %.

5. Вещество состоит из серы и углерода. Для определения его количественного состава взято 0,3045 г этого вещества. Вся сера, содержавшаяся во взятой пробе, переведена в сульфат бария, масса которого 1,867 г. Найти количественный состав вещества и вывести его формулу.

6. Какая масса раствора серной кислоты концентрацией 70 % потребуется для получения ортофосфорной кислоты по реакции Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  2H3PO4 + 3CaSO4 из 200 кг фосфорита, содержащего 70 % Ca3(PO4)2?

7. Для производства серной кислоты взяли 224 л сернистого газа, измеренного при температуре 37 С и давлении 1,8 атм. Сколько серной кислоты при этом получится, если выход готового продукта составляет 80 % от теоретического?

8. Какой процентной концентрации получится соляная кислота, если к 100 мл ее раствора концентрацией 36 % (плотность 1,179 г/см3) прибавить 200 мл воды?

9. Какую массу раствора сульфида натрия концентрацией 5 % можно приготовить из 1 т технического продукта, содержащего 30 % примесей?
Составители: доценты Т.Е.Литвинова, О.В.Черемисина, О.Л.Лобачева

Научный редактор проф. Д.Э.Чиркст






скачать файл



Смотрите также:
Работа выполняется письменно
212.34kb.
Проектная работа 9 кл
48.42kb.
Методические указания включают программу курса «Организация, нормирование и оплата труда на предприятии»
314.53kb.
Требования к текстовым учебным документам
386.74kb.
Задания для контрольных работ по дисциплине «Зоология» для студентов заочного отделения биотехнологического факультета
116.07kb.
Определить виды рифмовки во фрагментах стихотворений И. Ф. Крюкова. Дополнительно ответить письменно на вопросы
25.64kb.
Анализ неструктурированной информации (анализ текстов). Практикум
62.65kb.
-
520.28kb.
Екатерина Плетнева, выпускница мглу
80.41kb.
Статья выполняется в рамках гранта ргнф 12-14-16004 а
187.89kb.
Прочтите текст со словарем и выполните письменно адаптированный перевод
18.23kb.
Темы рефератов к зачету по дисциплине «Планирование карьеры и личностного роста»
38.38kb.