пособие репетитор по химии 11 й класс второй год обучения

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10/2007

ЗАНЯТИЕ 19
10-й класс (первый год обучения)

Общая характеристика металлов.
Электрохимический ряд напряжений металлов

1. Деление химических элементов на металлы и неметаллы.

2. Особенности строения атомов металлов.

3. Общие физические свойства металлов.

4. Общие химические свойства металлов.

5. Электрохимический ряд напряжений металлов.

6. Общие методы получения металлов.

Все химические элементы и образуемые ими простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы. К металлам относятся все s-элементы (кроме водорода и гелия), d-элементы и
f-элементы. Среди p-элементов есть как металлы, так и неметаллы, число элементов-металлов увеличивается с увеличением номера периода. Деление элементов на металлы и неметаллы объясняется различием в строении их атомов.

Атомы большинства металлов на внешнем электронном уровне имеют от 1 до 3 электронов. Исключения составляют атомы германия, олова, свинца (4е), сурьмы и висмута (5е), полония (6е).

Атомы металлов имеют меньший заряд ядра и больший радиус по сравнению с атомами неметаллов данного периода. Таким образом, атомы металлов легко отдают валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Простые вещества-металлы при обычных условиях являются твердыми кристаллическими веществами (кроме ртути). Кристаллическая решетка металлов образуется за счет металлической связи.

Самые мягкие металлы – калий и натрий, самый твердый – хром. Для всех металлов характерны металлический блеск и непрозрачность, тепло- и электропроводность, пластичность, упругость и прочность; они способны изменять свою форму, не разрушаясь.

Температуры плавления и плотности металлов изменяются в широких пределах. Самый легкоплавкий металл – ртуть, самый тугоплавкий – вольфрам; самый легкий металл – литий, самый тяжелый – осмий.

По способности к намагничиванию все металлы можно разделить на три группы. Ферромагнитные металлы способны намагничиваться даже под действием слабых магнитных полей (железо, кобальт, никель). Парамагнитные металлы проявляют слабую способность к намагничиванию (алюминий, хром, титан). Диамагнитные металлы не притягиваются к магниту, даже слегка отталкиваются от него (олово, медь, висмут).

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

Все металлы характеризуются небольшой величиной энергии ионизации (энергии, необходимой для отрыва электрона от атома и превращения его в катион). Атомы металлов легко отдают валентные электроны, но не могут их присоединять. Поэтому в реакциях металлы являются только восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов неодинакова: в периодах слева направо она уменьшается, а в главных подгруппах сверху вниз – увеличивается. Восстановительная активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах различных веществ, характеризуется положением металла в электрохимическом ряду напряжений (ряд стандартных электродных потенциалов).

Уравнения реакций металлов

Э л е к т р о х и м и ч е с к и й р я д н а п р я ж е н и й м е т а л л о в

(ряд стандартных электродных потенциалов)

При погружении металлической пластины (электрода) в раствор соли данного металла может происходить один из двух процессов:

1. Если металл является активным восстановителем (т.е. легко теряет электроны), то под действием диполей воды некоторая часть атомов металла оставляет свои электроны на электроде и переходит в раствор в виде катионов:

В результате этого процесса окисления металлическая пластина заряжается отрицательно. Катионы металла притягиваются к ней, и поэтому прилегающий к пластине слой раствора заряжается положительно. Таким образом, на границе металл–раствор возникает двойной электрический слой (ДЭС) (рис. 1).

Рис. 1.
Образование двойного электрического слоя
на границе металл–раствор соли M_mA_n
в результате перехода ионов металла в раствор

2. Если сам металл является слабым восстановителем, то его ионы, содержащиеся в растворе соли, являются сильными окислителями. Некоторая часть этих ионов подходит к поверхности металлической пластины и восстанавливается за счет имеющихся в ней свободных электронов:

В результате осаждения катионов пластина металла заряжается положительно и притягивает к себе отрицательно заряженные анионы соли, находящиеся в растворе. Прилегающий к пластине слой раствора заряжается отрицательно, и в этом случае также возникает ДЭС (рис. 2).

Рис. 2.
Образование двойного электрического слоя
на границе металл–раствор соли M_mA_n
в результате перехода ионов металла из раствора

Разность потенциалов, возникающая в двойном электрическом слое на границе металл–раствор, называется электродным потенциалом.

Непосредственно измерить потенциал отдельного металла невозможно, поэтому электродные потенциалы измеряют относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого принимают равным нулю. Потенциал каждого электрода (металла) зависит от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Разность потенциалов между металлом, погруженным в раствор своей соли с концентрацией ионов металла 1 моль/л, и стандартным водородным электродом при стандартных условиях называется стандартным электродным потенциалом металла (Е°).

Металлы, расположенные в порядке возрастания значения их стандартного электродного потенциала, составляют электрохимический ряд напряжений.

Необходимо отметить, что положение металлов в электрохимическом ряду напряжений не вполне соответствует их положению в периодической системе. Это объясняется тем, что при измерении электродных потенциалов учитывается не только энергия ионизации, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки, а также энергия, выделяющаяся при гидратации ионов. Так, натрий является более активным металлом, чем литий, но в водных растворах литий проявляет большую восстановительную активность.

Электродные потенциалы щелочных и щелочно-земельных металлов рассчитываются теоретически, т.к. в водных растворах эти металлы взаимодействуют с водой. Значение электродного потенциала количественно характеризует восстановительные свойства металла, т.е. его химическую активность. Слева направо в ряду напряжений восстановительная активность металлов в водных растворах уменьшается, а окислительная способность катионов увеличивается. На основании ряда напряжений можно сделать выводы о химической активности металлов.

• Каждый металл вытесняет из солей другие металлы, имеющие большие значения Е°, т.е. являющиеся менее сильными восстановителями.

• Металлы, имеющие отрицательные значения Е°, способны вытеснять водород из кислот.

• Металлы, имеющие очень низкие значения Е°, т.е. являющиеся сильными восстановителями (с лития по натрий), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Эти правила имеют ряд исключений.

• Алюминий и магний часто не могут вытеснять менее активные металлы из-за наличия на их поверхности защитной пленки оксида. Если же эту пленку разрушить, то металлы начинают реагировать с водой.

• Для вытеснения металлов не используют молекулярный водород (водородный электрод работает только в присутствии платины).

• Свинец не вытесняет водород из растворов соляной и серной кислот, т.к. на поверхности металла образуется пленка малорастворимых хлорида и сульфата, пассивирующих дальнейшую реакцию.

Большинство металлов встречается в природе в виде различных соединений, только наименее активные металлы встречаются в природе в самородном, свободном состоянии. Получить металлы из соединений можно, применяя различные металлургические процессы, причем любой из них сводится к восстановлению ионов металла с помощью восстановителей. В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.

Пирометаллургия – это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей (C, CO, H₂, Al, Mg и др.). Частным случаем пирометаллургии является алюмотермия. Например:

Гидрометаллургия – это получение металлов, которое состоит из двух процессов: сначала природное соединение металла (оксид) растворяют в кислоте, в результате чего получают соль металла. Затем из полученного раствора необходимый металл вытесняют более активным металлом. Например:

Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя при этом играет электрический ток. Например:

Тест по теме «Общая характеристика металлов.
Электрохимический ряд напряжений»

1. Какая из следующих групп химических элементов содержит только металлы?

а) Cs, Be, B; б) K, Ca, Sr;

в) H, Li, Na; г) Bi, W, Po.

2. Какое физическое свойство не является общим для всех металлов?

в) твердое агрегатное состояние при стандартных условиях;

г) металлический блеск.

3. Натрий и калий можно хранить под слоем керосина, а литий – только под слоем вазелинового масла, т.к.:

а) литий реагирует с керосином;

б) в ряду напряжений литий находится левее натрия и калия;

в) литий более активен, чем калий и натрий;

г) плотность лития меньше плотности керосина.

4. При электролизе водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется:

в) водород; г) кислород.

5. Наибольшее значение энергии ионизации имеет атом элемента:

а) Ca; б) Mg; в) Si; г) O.

6. Масса карбида кальция, в которой содержится 5,418•10 24 атомов всех образующих это соединение элементов, составляет (в г):

а) 19,2; б) 192; в) 57,6; г) 576.

7. Какие из перечисленных веществ реагируют с водой с образованием раствора сильного электролита, в котором лакмус приобретает синюю окраску?

а) Na; б) SO₃; в) KH; г) Mg.

8. Какое из соединений кальция входит в состав земной коры?

а) Оксид; б) нитрид; в) карбид; г) карбонат.

9. Какой объем (л) газа (н.у.) выделится при взаимодействии 6,48 г серебра с избытком разбавленной азотной кислоты?

а) 4,032; б)1,344; в) 0,448; г) 22,4.

10. Какой металл нельзя получить электролизом водного раствора его соли?

Источник

Пособие-репетитор по химии

Продолжение. Cм. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10, 11, 16, 21/2009;
1/2010

10-й класс (первый год обучения)

В этом номере заканчивается публикация курса “Пособие-репетитор по химии” первого года обучения (10-й класс). Публикация курса для второго года обучения (11-й класс) будет продолжена в нашей газете в 2010 г.

Кремний и его соединения

1.Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства, аллотропные модификации кремния.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения кремния (кремнезем, кремниевая кислота и ее соли, силан).

Русское название этого элемента образовано от слова “кремень” – твердый камень для высекания огня; латинское название – silicium – происходит от слова “silex” – кремень.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Наиболее распространены две аллотропные модификации кремния – аморфный и кристаллический. Аморфный кремний – бурый тугоплавкий порошок, часто имеет желто-коричневый оттенок из-за присутствующих примесей. На воздухе покрыт прочной оксидной пленкой, устойчив, не реагирует с водой. Химически более активен, чем кристаллический кремний.

Кристаллический кремний – твердое вещество темно-серого цвета со слабым металлическим блеском, обладает тепло- и электропроводностью. Кристаллический кремний очень хрупкий, непрозрачный, тугоплавкий, типичный полупроводник. Проводимость кремния возрастает при освещении и нагревании. Структура кристаллического кремния аналогична структуре алмаза, но ковалентные связи в кристалле кремния значительно слабее, чем в алмазе; это обусловливает наличие свободных электронов, обеспечивающих небольшую электропроводность. При освещении, нагревании или при наличии некоторых примесей увеличивается число разрушенных связей, соответственно увеличивается число свободных электронов и возрастают проводниковые свойства.

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

По химическим свойствам кремний является аналогом углерода. В реакциях может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. При обычных условиях довольно инертен, при комнатной температуре взаимодействует только со фтором. При нагревании химическая активность возрастает.

Si + O₂ SiO₂.

c Zn, Al, Sn, Pb образует сплавы.

Si + 2Cl₂ SiCl₄,

Si + 2S SiS₂,

Si + C SiC,

Si + P нет реакции.

Si + 2H₂O (пар) SiO₂ + 2H₂.

2MgO + 3Si Mg₂Si + 2SiO,

CuO + Si нет реакции.

Si + 2NaOH + Н₂О = Na₂SiO₃ + 2H₂,

Si + Cu(OH)₂ нет реакции.

Si + HCl нет реакции,

Si + 6HF (конц.) = Н₂[SiF₆] + 2H₂,

Si + 4HF (г.) = SiF₄ + 2H₂.

В отличие от углерода, кремний очень тяжело реагирует с концентрированной серной и азотной кислотами из-за образующейся на поверхности кремния пленки оксида. Поэтому на практике обычно применяют смесь концентрированной азотной и плавиковой кислот:

3Si + 4HNO₃ + 12HF = 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O.

Н а х о ж д е н и е в п р и р о д е

Кремний – один из самых распространенных элементов в земной коре (содержание – более 25 % по массе). Если углерод является основным элементом живой природы, то кремний играет такую же роль в неживой природе. В свободном виде не встречается. Среди соединений кремния распространены алюмосиликаты (соединения, содержащие оксид алюминия). Среди алюмосиликатов наибольшее распространение имеют белая глина (Al₂O₃•2SiO₂•2H₂O), полевой шпат (K₂O•Al₂O₃•6SiO₂), слюда (K₂O•Al₂O₃•6SiO₂•H₂O). Многие природные силикаты в чистом виде являются драгоценными камнями (аквамарин, изумруд, топаз и др.).

Также кремний встречается в природе в виде своего диоксида SiO₂. В общей сложности более 50 % земной коры состоит из этого соединения. Очень чистый кристаллический оксид кремния – это горный хрусталь и кварц. Диоксид кремния, окрашенный различными примесями, образует драгоценные и полудрагоценные камни (агат, аметист, яшма и др.).

М е т о д ы п о л у ч е н и я

Кремний – основной материал для электроники и солнечной энергетики.

И в промышленности, и в лаборатории кремний получают реакциями восстановления. В промышленности кремний восстанавливают из песка с помощью кокса:

SiO₂ + 2C 2CO + Si.

В лаборатории в качестве восстановителя используют магний или алюминий:

3SiO₂ + 4Al 2Al₂O₃ + 3Si,

SiO₂ + 2Mg 2MgO + Si.

Наиболее чистый кремний можно получить, восстанавливая тетрахлорид кремния цинком или водородом:

SiCl₄ + 2Zn Si + 2ZnCl₂,

SiCl₄ + 2H₂ Si + 4HCl.

В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я к р е м н и я

Диоксид кремния SiO₂ (кремнезем). Твердое тугоплавкое вещество белого цвета. Кислотный оксид, ангидрид кремниевой кислоты. Не реагирует с водой:

SiO₂ + H₂O нет реакции.

В остальном проявляет все свойства, характерные для кислотных оксидов, например:

SiO₂ + CaO CaSiO₃,

SiO₂ + Na₂CO₃ Na₂SiO₃ + CO₂.

Характерна реакция взаимодействия диоксида кремния с плавиковой кислотой, которая используется при “травлении” стекла:

При нагревании диоксид кремния энергично взаимодействует с сильными восстановителями, например:

SiO₂ + 2C Si + 2CO,

3SiO₂ + 4Al 3Si + 2Al₂O₃.

Кремниевая кислота H₂SiO₃. Очень слабая кислота (слабее угольной), в воде практически не растворима, но легко образует коллоидные растворы. При легком нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид кремния и воду, но в обратном направлении реакция не идет:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂.

Кремниевую кислоту можно получить, действуя на растворимые силикаты более сильными кислотами, эта же реакция является качественной на ион :

Na₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃.

Из солей кремниевой кислоты растворимыми являются только силикаты натрия и калия, называемые “жидким стеклом”. Водные растворы этих солей имеют сильнощелочную реакцию среды вследствие гидролиза:

Na₂SiO₃ + 2HOH 2NaOH + H₂SiO₃.

На воздухе растворы силикатов постепенно мутнеют, т.к. находящийся в воздухе углекислый газ вытесняет кремниевую кислоту:

Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O = Na₂CO₃ + H₂SiO₃.

Силан (моносилан) SiH₄. Ядовитый газ с неприятным запахом плесени, легко самовоспламеняется на воздухе.

SiН₄ + 2О₂ SiO₂ + 2H₂O.

Получают силан гидролизом силицидов металлов, например:

Ca₂Si + 4H₂О = 2Ca(OH)₂ + SiH₄.

Гидролиз усиливается в присутствии кислот.

В отличие от метана, силан взаимодействует с растворами щелочей, например:

SiH₄ + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 4H₂.

При температуре выше 400 °С силан распадается на кремний и водород, но эта реакция не является обратимой:

SiH₄ Si + 2H₂.

Как и углеводороды, силаны образуют гомологический ряд: моносилан SiH₄, дисилан Si₂H₆, трисилан Si₃H₈, тетрасилан Si₄H₁₀ и т.д. Полисиланы имеют общую формулу Si_nH_2n+2. В свободном виде выделены силаны до Si₆H₁₄ включительно.

Тесты по материалу общей и неорганической химии

В каждом задании выберите только один правильный ответ.

1. Массовая доля азота наибольшая в нитриде:

в) бериллия; г) магния.

2. Смесь, в отличие от чистых веществ, – это:

а) едкий натр; б) питьевая сода;

в) бромная вода; г) гашеная известь.

3. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации сульфата хрома(III) равна:

4. Число атомов хлора в 63,4 г хлорида хрома(III) равно:

5. Общее число всех элементов, атомы которых образуют гидросульфат натрия, равно:

6. Электронная конфигурация

соответствует атому элемента:

а) молибден; б) ниобий;

в) ванадий; г) стронций.

7. В какую сторону сместится равновесие системы при синтезе аммиака из водорода и азота при повышении давления?

8. Какой элемент окисляется при термическом разложении пищевой соды?

а) Натрий; б) водород;

в) углерод; г) никакой.

9. Кислую среду имеет раствор:

а) ацетата натрия; б) хлорида цинка;

в) карбоната натрия; г) фосфата натрия.

10. Наибольшее число молекул содержится при н.у. в 1 л:

а) сероводорода; б) хлороводорода;

В каждом задании выберите один или несколько правильных ответов.

1. Углекислый газ выделяется в ходе реакции:

а) нагревания карбоната калия;

б) взаимодействия карбоната калия и серной кислоты в водном растворе;

в) сплавления карбоната калия с речным песком;

г) взаимодействия карбоната калия с хлоридом бария в водном растворе.

2. На катоде выделяется только водород при электролизе водного раствора:

а) хлорида калия; б) сульфата меди(II);

в) нитрата натрия; г) фторида серебра.

3. Из приведенных ниже формул выберите формулы кислотных оксидов.

4. Оксид фосфора(V) реагирует с:

а) хлоридом кальция; б) диоксидом кремния;

в) оксидом кальция; г) гидроксидом кальция.

5. Только окислительные свойства в реакциях с другими веществами проявляют:

а) перманганат калия; б) дихромат натрия;

в) йодоводород; г) азотная кислота.

6. Металлический кальций можно получить:

а) восстановлением оксида кальция водородом;

б) электролизом расплава хлорида кальция;

в) электролизом раствора хлорида кальция;

г) электролизом расплава гидроксида кальция.

7. Относительная плотность газообразного азота по воздуху составляет:

а) 0,48; б) 0,97; в) 1,04; г) 28.

8. Какая соль полностью гидролизуется в водном растворе?

а) Сульфат меди(II); б) сульфид алюминия;

в) сульфат алюминия; г) карбонат алюминия.

9. Какое твердое вещество состоит из двухатомных молекул?

а) Йод; б) хлорид калия;

10. При восстановлении перманганата калия в щелочной среде образуется:

а) диоксид марганца; б) манганат калия;

в) хлорид калия; г) соль марганца(II).

Выполните задания и решите предложенные задачи.

1. К водному раствору, содержащему 42,6 г нитрата алюминия, прилили раствор, содержащий 37,2 г карбоната натрия. Осадок прокалили. Определите массу (в г) остатка после прокаливания.

2. Какую массу 5%-го раствора щелочи необходимо добавить к 200 г 40%-го раствора, чтобы получить 25%-й раствор щелочи?

3. При сжигании в токе хлора смеси цинковых и кадмиевых опилок массой 11 г образовалось 20,3 г смеси хлоридов металлов. Определите массу цинка в исходной смеси.

4. Определите сумму всех коэффициентов в молекулярном уравнении реакции:

5. При сгорании антрацита массой 30 г получено 53,2 л (н.у.) углекислого газа. Определите массовую долю (в %) углерода в антраците.

6. Известны тепловые эффекты следующих процессов:

Какую массу воды (в г), находящейся при температуре кипения, можно испарить за счет теплоты, полученной при полном сгорании 89,6 л (н.у.) ацетилена?

7. Простое газообразное вещество А желто-зеленого цвета с резким запахом реагирует с серебристо-белым металлом В, плотность которого меньше плотности воды. В результате реакции образуется вещество С, окрашивающее пламя горелки в фиолетовый цвет. При действии на твердое вещество С концентрированным раствором серной кислоты выделяется бесцветный газ D, хорошо растворимый в воде. Идентифицируйте вещества А, В, С, D.

8. Сульфид железа(II) обработали азотной кислотой, а затем – водным раствором карбоната калия. Напишите формулу вещества, которое в результате этих процессов выпадет в осадок.

* Знак +/– означает, что данная реакция протекает не со всеми реагентами или в специфических условиях.

Источник