Basische Oxide entsprechen Basen.

Zum Beispiel , Calciumoxid CaO entspricht Calciumhydroxid Ca(OH)2, Cadmiumoxid CdO entspricht Cadmiumhydroxid Cd(OH)2.

Chemische Eigenschaften basischer Oxide

Einteilung der Stützpunkte in Gruppen nach verschiedene Zeichen dargestellt in Tabelle 11.

Tabelle 11
Klassifizierung von Basen

Alle Basen, mit Ausnahme einer Lösung von Ammoniak in Wasser, sind feste Substanzen unterschiedlicher Farbe. Zum Beispiel Calciumhydroxid Ca(OH) 2 Weiß, Kupfer(II)-hydroxid Cu(OH) 2 blaue Farbe, Nickel(II)-hydroxid Ni(OH) 2 ist grün, Eisen(III)-hydroxid Fe(OH) 3 ist rotbraun usw.

Eine wässrige Lösung von Ammoniak NH 3 H 2 O enthält im Gegensatz zu anderen Basen keine Metallkationen, sondern ein komplexes einfach geladenes Ammoniumkation NH - 4 und existiert nur in Lösung (Sie kennen diese Lösung als Ammoniak). Es zerfällt leicht in Ammoniak und Wasser:

Doch so unterschiedlich die Basen auch sind, sie bestehen alle aus Metallionen und Hydroxogruppen, deren Anzahl der Oxidationsstufe des Metalls entspricht.

Alle Basen und vor allem Alkalien (starke Elektrolyte) bilden bei der Dissoziation Hydroxidionen OH-, die eine Reihe allgemeiner Eigenschaften bestimmen: Seifenigkeit bei Berührung, Farbänderung von Indikatoren (Lackmus, Methylorange und Phenolphthalein), Wechselwirkung mit anderen Substanzen .

Typische Basenreaktionen

Die erste Reaktion (allgemein) wurde in § 38 berücksichtigt.

Laborversuch Nr. 23
Wechselwirkung von Laugen mit Säuren

Schreiben Sie zwei molekulare Reaktionsgleichungen auf, deren Kern durch die folgende Ionengleichung ausgedrückt wird:

H + + OH - = H 2 O.

Führen Sie die Reaktionen durch, für die Sie Gleichungen erstellt haben. Denken Sie daran, welche Substanzen (außer Säure und Alkali) benötigt werden, um diese chemischen Reaktionen zu beobachten.

Die zweite Reaktion findet zwischen Alkalien und Nichtmetalloxiden statt, die beispielsweise Säuren entsprechen.

Konform

usw.

Bei der Wechselwirkung von Oxiden mit Basen entstehen Salze der entsprechenden Säuren und Wasser:

Reis. 141.
Wechselwirkung von Alkali mit Nichtmetalloxid

Laborversuch Nr. 24
Wechselwirkung von Alkalien mit Nichtmetalloxiden

Wiederholen Sie das zuvor durchgeführte Experiment. Gießen Sie 2-3 ml einer klaren Kalkwasserlösung in ein Reagenzglas.

Legen Sie einen Saftstrohhalm hinein, der als Gasauslassrohr dient. Leiten Sie ausgeatmete Luft vorsichtig durch die Lösung. Was beobachten Sie?

Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen für die Reaktion auf.

Reis. 142.
Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen:
a - mit Sedimentbildung; b - mit Gasbildung

Die dritte Reaktion ist eine typische Ionenaustauschreaktion und findet nur statt, wenn dabei ein Niederschlag oder ein Gas freigesetzt wird, zum Beispiel:

Laborversuch Nr. 25
Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen

Gießen Sie in drei Reagenzgläser paarweise 1-2 ml Lösungen von Substanzen: 1. Reagenzglas - Natriumhydroxid und Ammoniumchlorid; 2. Reagenzglas - Kaliumhydroxid und Eisen(III)sulfat; 3. Reagenzglas – Natriumhydroxid und Bariumchlorid.

Erhitzen Sie den Inhalt des 1. Reagenzglases und identifizieren Sie eines der Reaktionsprodukte anhand des Geruchs.

Formulieren Sie eine Schlussfolgerung über die Möglichkeit der Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen.

Unlösliche Basen zerfallen beim Erhitzen in Metalloxid und Wasser, was für Alkalien nicht typisch ist, zum Beispiel:

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O.

Laborversuch Nr. 26
Herstellung und Eigenschaften unlöslicher Basen

Gießen Sie 1 ml Kupfer(II)sulfat- oder -chloridlösung in zwei Reagenzgläser. Geben Sie in jedes Reagenzglas 3-4 Tropfen Natriumhydroxidlösung. Beschreiben Sie das gebildete Kupfer(II)-hydroxid.

Notiz. Belassen Sie die Reagenzgläser mit dem entstandenen Kupfer(II)-hydroxid für die nächsten Experimente.

Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen für die Reaktion auf. Geben Sie die Art der Reaktion anhand der „Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte“ an.

Geben Sie 1-2 ml Salzsäure in eines der Reagenzgläser mit Kupfer(II)-hydroxid, das Sie im vorherigen Experiment erhalten haben. Was beobachten Sie?

Geben Sie mit einer Pipette 1-2 Tropfen der resultierenden Lösung auf eine Glas- oder Porzellanplatte und verdampfen Sie sie vorsichtig mit einer Tiegelzange. Untersuchen Sie die Kristalle, die sich bilden. Beachten Sie ihre Farbe.

Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen für die Reaktion auf. Geben Sie die Art der Reaktion basierend auf „Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsmaterialien und Reaktionsprodukte“, „Beteiligung eines Katalysators“ und „Reversibilität einer chemischen Reaktion“ an.

Erhitzen Sie eines der Reagenzgläser mit Kupferhydroxid, das Sie zuvor erhalten oder vom Lehrer erhalten haben (Abb. 143). Was beobachten Sie?

Reis. 143.
Zersetzung von Kupfer(II)-hydroxid beim Erhitzen

Erstellen Sie eine Gleichung für die durchgeführte Reaktion, geben Sie die Bedingungen für ihr Auftreten und die Art der Reaktion anhand der Merkmale „Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte“, „Wärmeabgabe oder -aufnahme“ und „Reversibilität einer Chemikalie“ an Reaktion".

Schlüsselwörter und Phrasen

1. Klassifizierung von Basen.
2. Typische Eigenschaften von Basen: ihre Wechselwirkung mit Säuren, Nichtmetalloxiden, Salzen.
3. Eine typische Eigenschaft unlöslicher Basen ist die Zersetzung beim Erhitzen.
4. Bedingungen für typische Basenreaktionen.

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Fragen und Aufgaben

EINIGE REFERENZEN ZUR CHEMIE

Hauptmerkmale Elementarteilchen

Die maximale (größte) Anzahl der Elektronen auf einem Energieniveau kann durch die Formel bestimmt werden: 2n 2 , wobei n die Levelnummer ist.

Einfache Substanzen

Je nach Umgebung ändert sich die Farbe des Indikators

Beim Auflösen Schwefelsäure müssen Gießen Sie es in einem dünnen Strahl ins Wasser und mischen.

Nomenklatur der Salze

Calciumcarbonat CaCO3 ist ein wasserunlösliches Salz, aus dem Meerestiere (Weichtiere, Krebse, Protozoen) die Hüllen ihres Körpers – Panzer – aufbauen; Calciumphosphat Ca3(PO4)2 ist ein wasserunlösliches Salz, die Basis der Mineralien Phosphorite und Apatite.

Stoffe mit Atomkristallgitter: Kristalldieb, Silizium und Germanium sowie komplexe Stoffe, zum Beispiel solche, die Siliziumoxid (IV) enthalten – SiO2: Kieselsäure, Quarz, Sand, Bergkristall.

Molekulares Kristallgitter: HCl, H2O – polare Bindungen; N2, O3 – unpolare Bindungen; festes Wassereis, festes Kohlenmonoxid (IV) - „Trockeneis“, fester Chlorwasserstoff und Schwefelwasserstoff, feste einfache Substanzen, die aus ein- (Edelgasen), zwei- (H2, O2, Cl2, I2), drei- bestehen (O3), vier- (P4), achtatomige (S8) Moleküle.

Chemische Analyse – Bestimmung der Zusammensetzung von Gemischen.

Besonders reine Substanzen- Stoffe, deren Gehalt an Verunreinigungen, die ihre spezifischen Eigenschaften beeinflussen, ein Hunderttausendstel oder sogar ein Millionstel Prozent nicht überschreitet.

Die Beziehung zwischen einigen physikalischen und chemischen Größen und ihren Einheiten

Klassifizierung von Säuren

Typische Säurereaktionen

1. Säure + Base = Salz + Wasser (Austauschreaktion)

2. Säure + Metalloxid = Salz + Wasser (Austauschreaktion)

3. Säure + Metall = Salz + Wasserstoff (Substitutionsreaktion)

4. Säure + Salz = neue Säure + neues Salz (Austauschreaktion)

Klassifizierung von Basen

Typische Basenreaktionen

1. Base + Säure = Salz + Wasser (Austauschreaktion)

2. Base + Nichtmetalloxid = Salz + Wasser (Austauschreaktion)

3. Alkali + Salz = neue Base + neues Salz (Austauschreaktion)

Unlösliche Basen zerfallen beim Erhitzen in Metalloxid und Wasser, was für Alkalien nicht typisch ist, zum Beispiel: Fe(OH)2 = FeO + Wasser

Typische Reaktionen basischer Oxide

1. Basisches Oxid + Säure = Salz + Wasser (Austauschreaktion)

2. Basisches Oxid + saures Oxid = Salz (Verbindungsreaktion)

3. Basisches Oxid + Wasser = Alkali (Verbindungsreaktion). Diese Reaktion findet statt, wenn eine lösliche Base, ein Alkali, gebildet wird. Zum Beispiel CuO + Wasser – die Reaktion findet nicht statt, weil Kupfer(II)-hydroxid ist eine unlösliche Base.

Typische Säureoxidreaktionen

1. Säureoxid + Base = Salz + Wasser (Austauschreaktion)

2. Saures Oxid + basisches Oxid = Salz (Verbindungsreaktion)

3. Saures Oxid + Wasser = Säure (Verbindungsreaktion). Diese Reaktion ist möglich, wenn das Säureoxid in Wasser löslich ist. Zum Beispiel: Silizium(IV)-oxid interagiert praktisch nicht mit Wasser.

Typische Salzreaktionen

1. Salz + Säure = ein anderes Salz + eine andere Säure (Austauschreaktion)

2. Salz + Alkali = ein anderes Salz + eine andere Base (Austauschreaktion)

3. Salz1 + Salz2 = Salz3 + Salz 4 (Austauschreaktion: zwei Salze reagieren, es entstehen zwei weitere Salze)

4. Salz + Metall = ein anderes Salz + ein anderes Metall (Substitutionsreaktion), Sie müssen die Position des Metalls in der elektrochemischen Spannungsreihe der Metalle sehen.

Regeln für eine Reihe von Metallspannungen

1. Metalle, die sich links von Wasserstoff befinden, interagieren mit sauren Lösungen. Dies erstreckt sich auf die Fähigkeit von Metallen, andere Metalle aus Salzlösungen zu verdrängen. Beispielsweise kann Kupfer aus Lösungen seiner Salze durch Metalle wie Magnesium, Aluminium, Zink und andere Metalle ersetzt werden. Aber Kupfer wird nicht durch Quecksilber, Silber und Gold ersetzt, weil... Diese Metalle liegen in der Spannungsreihe rechts von Kupfer. Aber Kupfer verdrängt sie aus Salzlösungen.

Die erste Regel der Spannungsreihe von Metallen über die Wechselwirkung von Metallen mit Säurelösungen gilt nicht für konzentrierte Schwefelsäure und Salpetersäure jeglicher Konzentration: Diese Säuren interagieren mit Metallen in der Spannungsreihe sowohl vor als auch nach Wasserstoff reduziert zu Schwefeloxid (IV), NO usw. Wenn beispielsweise verdünnte Salpetersäure mit Kupfer reagiert, entstehen Kupfer(II)-nitrat, Stickoxid (II) und Wasser.

2. Jedes Metall verdrängt andere in der Spannungsreihe rechts davon liegende Metalle aus Salzlösungen. Diese Regel wird eingehalten, wenn folgende Bedingungen erfüllt sind:

Beide Salze (vor und nach der Reaktion – reagierend und gebildet) müssen löslich sein;

Metalle sollten nicht mit Wasser interagieren, daher verdrängen die Metalle der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II (für letztere beginnend mit Calcium) andere Metalle nicht aus Salzlösungen.

Redoxreaktionen

Reduktionsmittel – Atome, Ionen, Moleküle, geben Elektronen.

Die wichtigsten Reduktionsmittel: Metalle; Wasserstoff; Kohle; Kohlenmonoxid (II) CO; Schwefelwasserstoff; Ammoniak; Salzsäure usw.

Der Prozess der Elektronenabgabe durch Atome, Ionen und Moleküle ist Oxidation.

Oxidationsmittel – Atome, Ionen, Moleküle, Gastgeber Elektronen.

Die wichtigsten Oxidationsmittel: Halogene; Salpeter- und Schwefelsäure; Kaliumpermanganat usw.

Der Prozess des Hinzufügens von Elektronen durch Atome, Ionen und Moleküle ist Reduktion.

Ticket 1.

1. Grundlegende chemische Konzepte (am Beispiel einer beliebigen chemischen Formel).

1. Komplexer Stoff – besteht aus verschiedenen chemischen Elementen.

2. 5 (Koeffizienten-)Moleküle einer komplexen Substanz.

3. Qualitative Zusammensetzung einer komplexen Substanz – besteht aus Wasserstoff und Sauerstoff.

4. Quantitative Zusammensetzung eines Moleküls: 2 H-Atome und ein O-Atom; 5 Moleküle: 10 H-Atome und 5 O-Atome.

5. Molmasse M (H 2 O) = 1 * 2 + 16 = 18 g/mol

6. Masse von 5 Molekülen m (H 2 O) = 5 * 18 = 90 g

7. Massenanteil von Wasserstoff im Molekül: w = = = 0,3333 (33,33 %)

2.

Elemente der Sauerstoffuntergruppe - Sauerstoff O, Schwefel S, Selen Se, Tellur Te, Polonium Ro- haben einen gebräuchlichen Namen „Chalkogene“, was „Erze hervorbringen“ bedeutet.

Struktur und Eigenschaften von Atomen.

Schwefelatome enthalten wie Sauerstoffatome und alle anderen Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI des Periodensystems von D.I. Mendelejew 6 Elektronen im äußeren Energieniveau, davon 2 ungepaarte Elektronen.

Bei der Allotropie von Sauerstoff handelt es sich um die einfachen Stoffe Sauerstoff O 2 und Ozon O 3.

Schwefel zeichnet sich wie Sauerstoff durch Allotropie aus. Dabei handelt es sich um rhombischen und plastischen Schwefel.

Chemische Eigenschaften: Schwefel kann sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein.

1. In Bezug auf Reduktionsmittel – Wasserstoff, Metalle – weist Schwefel oxidierende Eigenschaften auf und nimmt eine Oxidationsstufe von -2 an. Unter normalen Bedingungen reagiert Schwefel mit allen Alkali- und Erdalkalimetallen, Kupfer, Quecksilber, Silber, zum Beispiel:

H 2 + S = H 2 S.

2. Im Vergleich zu Sauerstoff und Fluor ist Schwefel jedoch ein Reduktionsmittel und bildet Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von +4, +6.

Schwefel verbrennt mit bläulicher Flamme und bildet Schwefeloxid (IV):

S + O 2 = SO 2.

Diese Verbindung ist allgemein bekannt als Schwefeldioxid

3.

Ca + N 2 ®Ca 3 N 2

Cu + H 2 SO 4 (konz.) ® CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

Ticket 2.

1. Entdeckung durch D.I. Mendelejews Periodengesetz. Periodensystem der chemischen Elemente.

D. I. Mendeleev ordnete alle zum Zeitpunkt der Entdeckung des Periodengesetzes bekannten chemischen Elemente in einer Reihe nach zunehmenden Atommassen an und markierte darin Segmente – Perioden , in dem sich die Eigenschaften der Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe auf ähnliche Weise veränderten, nämlich (in modernen Begriffen):

1) metallische Eigenschaften geschwächt;

2) nichtmetallische Eigenschaften wurden verbessert;

3) der Oxidationszustand des Elements in höheren Oxiden stieg von +1 auf +7;

4) Oxide von basisch bis amphoter wurden durch saure ersetzt;

5) Hydroxide von Alkalien bis hin zu amphoteren Hydroxiden wurden durch immer stärkere Säuren ersetzt.

Basierend auf diesen Beobachtungen kam D.I. Mendeleev 1869 zu einer Schlussfolgerung – er formulierte das Periodengesetz:

Eigenschaften chemischer Elemente und der von ihnen gebildeten Elemente Stoffe sind periodisch abhängig von ihrem Atomgewicht. In moderner Formulierung Atommassen von Elementen ersetzt durch Atomladung.

2. Kohlenstoff-Untergruppe: Struktur und Eigenschaften von Kohlenstoffatomen, einfache aus Kohlenstoff gebildete Stoffe, Chemische Eigenschaften Kohlenstoff.

Kohlenstoffuntergruppe (Gruppe 4 A) – Kohlenstoff, Silizium, Germanium, Zinn, Blei.

Kohlenstoff C ist das erste Element der Hauptuntergruppe der Gruppe IV des Periodensystems von D. I. Mendeleev. Seine Atome enthalten 4 Elektronen im äußeren Energieniveau, sodass sie vier Elektronen aufnehmen können und dabei eine Oxidationsstufe von -4 annehmen, d Oxidationsstufe ist +4.

Kohlenstoff ist eine einfache Substanz. Kohlenstoff bildet allotrope Modifikationen - Diamant Und Graphit. Sie haben eine graphitähnliche Struktur Ruß Und Holzkohle. Kohle hat aufgrund ihrer porösen Oberfläche die Fähigkeit, Gase und gelöste Stoffe aufzunehmen. Diese Eigenschaft einiger Stoffe nennt man Adsorption.

Chemische Eigenschaften von Kohlenstoff.

Diamant und Graphit verbinden sich bei sehr hohen Temperaturen mit Sauerstoff. Ruß und Kohle interagieren viel leichter mit Sauerstoff und verbrennen darin. Aber in jedem Fall ist das Ergebnis einer solchen Interaktion dasselbe – die Bildung Kohlendioxid:

C + O 2 = CO 2

Beim Erhitzen bildet Kohlenstoff mit Metallen Karbide, zum Beispiel:

4Al + 3C = Al 4 C 3

3. Beweisen Sie mit charakteristische Reaktion Vorhandensein von Carbonationen in Natriumcarbonat.

CO 3 2- + H + (beliebige Säure) ® CO 2 +H 2 O

Es entsteht ein schweres, farbloses Gas, das das brennende Streichholz erlischt.

Ticket 3.

1. Theorie des Atomaufbaus: Planetenmodell des Atomaufbaus, Verteilung der Elektronen über Energieniveaus am Beispiel eines Elements der Haupt- und Nebennebengruppe.

Planetenmodell des Atoms (Rutherford-Modell)

Kern: Protonen (p +) und Neutronen (n ​​0).

Das Konzept der Elektronenhülle eines Atoms (elektronische Schichten, Energieniveaus)

In der Elektronenhülle gibt es Schichten, auf denen sich Elektronen mit unterschiedlicher Energiemenge befinden, weshalb sie auch als „Elektronenhülle“ bezeichnet werden Energieniveaus.

Die Anzahl dieser Ebenen in einem Atom eines chemischen Elements = die entsprechende Periodenzahl in D.I. Mendelejews Tabelle:

Das Al-Atom, ein Element der Periode 3, hat drei Ebenen. Jede Ebene kann eine bestimmte maximale Anzahl an Elektronen aufnehmen: 1. - 2e - , 2. - 8e - , und obwohl die maximale Anzahl von Elektronen, die auf die 3. Ebene passen, 18 beträgt, können Atome von Elementen dieser Periode darauf wie Atome von Elementen der Periode 2 nur 8e - .

Man nennt Energieniveaus, die die maximale Anzahl an Elektronen enthalten vollendet. Wenn sie enthalten kleinere Zahl Elektronen, dann sind diese Ebenen unvollständig.

Elemente von Seitenuntergruppen haben immer 2 Elektronen auf der äußeren Ebene (mit Ausnahme von Cr und Cu haben sie 1 Elektron). Abschließend wird die vorexterne Ebene gefüllt:

2. Untergruppe der Halogene: Struktur und Eigenschaften von Atomen.

Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VII des Periodensystems von D. I. Mendeleev, vereint unter dem gemeinsamen Namen Halogene, Fluor F, Chlor Cl, Brom Br, Jod I, Astat At (selten in der Natur vorkommend) sind typische Nichtmetalle. Das ist verständlich, denn ihre Atome enthalten sieben Elektronen auf der äußeren Energieebene und sie benötigen nur ein Elektron, um diese zu vervollständigen. Halogenatome nehmen bei der Wechselwirkung mit Metallen ein Elektron von den Metallatomen auf. Dabei entstehen Salze. Daher kommt der allgemeine Name der Untergruppe „Halogene“, also „Salze hervorbringend“.

Halogene sind sehr starke Oxidationsmittel. Fluor weist in chemischen Reaktionen ausschließlich oxidierende Eigenschaften auf und ist in Verbindungen nur durch die Oxidationsstufe -1 gekennzeichnet. Die übrigen Halogene können auch reduzierende Eigenschaften zeigen, wenn sie mit elektronegativeren Elementen – Fluor, Sauerstoff, Stickstoff – interagieren. In diesem Fall können ihre Oxidationsstufen die Werte +1, +3, +5,

7. Die reduzierenden Eigenschaften von Halogenen nehmen von Chlor zu Jod zu, was mit einer Vergrößerung der Radien ihrer Atome einhergeht: Chloratome sind etwa eineinhalb Mal kleiner als die von Jod.

Halogene sind einfache Stoffe. Alle Halogene liegen in freiem Zustand in Form der zweiatomigen Moleküle F 2, Cl 2, Br 2, I 2 vor. Fluor und Chlor sind Gase, Brom ist eine Flüssigkeit, Jod ist ein Feststoff. Von F 2 bis I 2 nimmt die Farbintensität der Halogene zu. Jodkristalle haben einen metallischen Glanz.

3. Beweisen Sie das Vorhandensein von Sulfationen in Natriumsulfat mithilfe einer charakteristischen Reaktion.

SO 4 2- + Ba 2+ (lösliches Bariumsalz) ® BaSO 4 ¯

Weißer feinkristalliner Niederschlag

Ticket 4.

1. Regeln zur Bestimmung von Oxidationsstufen.

Elemente mit konstanter Oxidationsstufe:

1. Gruppe I A: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+.

2. II Gruppe A: Be +2, Mg +2, Ca +2, Zn +2, Sr +2, Cd +2, Ba +2.

3. III Gruppe A: Al +3

6. H +1 (MeH -1)

7. In einfachen Stoffen, s.o. = 0.

Für die restlichen Elemente, s.o. halten

H 2 +1 S X O 4 - 2 : also hat Schwefel kein konstantes s.o., also nehmen wir es als X.

+1 *2 + X + (-2 ) * 4 = 0

Höher so. = Gruppennummer (außer O, F)

Niedrigstes s.o. = Gruppennr. – 8 (Ich habe keine niedrigere So.)

2. Chemische Eigenschaften von Halogenen – einfache Stoffe.

Die chemische Aktivität von Halogenen schwächt sich wie bei Nichtmetallen von Fluor zu Jod ab.

Jedes Halogen ist das stärkste Oxidationsmittel seiner Zeit. Die oxidierenden Eigenschaften von Halogenen sind deutlich ausgeprägt, wenn sie mit Metallen interagieren. Dabei entstehen Salze. So reagiert Fluor bereits unter normalen Bedingungen mit den meisten Metallen und beim Erhitzen auch mit Gold, Silber und Platin, die für ihre chemische Passivität bekannt sind. Aluminium und Zink entzünden sich in einer Fluoratmosphäre:

0 0 +2 -1
Zn + F 2 = ZnF 2.

Die restlichen Halogene reagieren mit Metallen hauptsächlich beim Erhitzen.

Die Abnahme der oxidativen Eigenschaften und die Zunahme der reduzierenden Eigenschaften von Halogenen von Fluor bis Jod lässt sich auch an ihrer Fähigkeit beurteilen, sich gegenseitig aus Salzlösungen zu verdrängen.

So verdrängt Chlor Brom und Jod aus Lösungen ihrer Salze, zum Beispiel:

Cl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2.

3. Stellen Sie molekulare und ionische Gleichungen für Reaktionen zwischen Substanzen auf: Blei(II)-nitrat und Kaliumsulfat, Eisen(III)-chlorid und Silbernitrat.

Ticket 5.

1. Einstufung chemische Reaktionen durch die Anzahl der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte.

2. Halogenwasserstoffe und Halogenwasserstoffsäuren und ihre Salze.

N 2 + G 2 = 2NG

(G ist die herkömmliche chemische Bezeichnung für Halogene).

Alle Halogenwasserstoffe (ihre allgemeine Formel kann als NG geschrieben werden) sind farblose Gase mit stechendem Geruch und giftig. Sie lösen sich sehr gut in Wasser und rauchen in feuchter Luft, da sie Wasserdampf in der Luft anziehen und so eine Nebelwolke bilden.

Lösungen von Halogenwasserstoffen in Wasser sind Säuren, dies sind HF – Flusssäure oder Flusssäure, HC1 – Salzsäure oder Salzsäure, HBr – Bromwasserstoffsäure, HI – Jodwasserstoffsäure. Die stärkste der Halogenwasserstoffsäuren ist die Jodwasserstoffsäure und die schwächste die Flusssäure.

Salze von Halogenwasserstoffsäuren bilden Salze: Fluoride, Chloride, Bromide und Jodide. Chloride, Bromide und Jodide vieler Metalle sind in Wasser gut löslich.

Um Chlorid-, Bromid- und Iodidionen in Lösung zu bestimmen und zu unterscheiden, wird eine Reaktion mit Silbernitrat verwendet.

3. Berechnen Sie den Massenanteil von Sauerstoff in Natriumsulfat.

Gegeben: Na 2 SO 4	Lösung: W O = = = WO = 0,451 =45,1 %
W O - ? %

Antwort: Massenanteil von Sauerstoff 45,1 %.

Ticket 6.

1. Elektrolyte und Nichtelektrolyte.

Entsprechend der Leitfähigkeit des elektrischen Stroms werden alle Stoffe in Elektrolyte und Nichtelektrolyte unterteilt.

Elektrolyte sind Stoffe, deren Lösungen elektrischen Strom leiten. Dazu gehören Säuren, Basen und Salze. Diese Stoffe leiten Strom, weil kann in ein Kation und Anion dissoziieren:

Säuren: HAnH + + An -

Basen: MON M + + OH -

Salze: МAn→ М + + An -

Der Index nach einem einfachen Ion oder einer Klammer wird zu einem Koeffizienten

Ca 3 (PO 4) 2 → 3Ca 2+ + 2 (PO 4) 3-

Zu den Nichtelektrolyten zählen alle anderen – einfache Stoffe, Oxide, fast alle organischen Stoffe.

2.

Die physikalischen Eigenschaften von Metallen werden durch ihre Struktur bestimmt: das Vorhandensein freier Elektronen im Kristallgitter. Dank freier Elektronen verfügen alle Metalle über elektrische Leitfähigkeit, Wärmeleitfähigkeit und einen metallischen Glanz.

Elektro- Und Wärmeleitfähigkeit. Elektronen bewegen sich zufällig in einem Metall unter dem Einfluss einer angelegten Strahlung elektrische Spannung nehmen eine gerichtete Bewegung an, was zur Erzeugung von elektrischem Strom führt. Silber, Kupfer sowie Gold, Aluminium und Eisen haben die höchste elektrische Leitfähigkeit; die kleinsten sind Mangan, Blei, Quecksilber.

Meistens ändert sich auch die Wärmeleitfähigkeit von Metallen in der gleichen Reihenfolge wie die elektrische Leitfähigkeit. Dies liegt an der hohen Beweglichkeit freier Elektronen, die bei der Kollision mit schwingenden Ionen und Atomen Energie mit diesen austauschen. Daher gleicht sich die Temperatur im gesamten Metallstück schnell an.

Metallischer Glanz. Die Elektronen, die den interatomaren Raum füllen, reflektieren Lichtstrahlen, anstatt sie wie Glas durchzulassen, weshalb alle Metalle im kristallinen Zustand einen metallischen Glanz haben.

Die übrigen Eigenschaften – Härte, Dichte, Schmelzbarkeit, Plastizität – sind unterschiedlich.

3. Beschreiben Sie eines der Elemente – Metalle (Natrium, Kalzium, Aluminium oder Eisen) (alle optional).

EIGENSCHAFTEN EINES METALLELEMENTS AM BEISPIEL VON ALUMINIUMOXID

1. Position im Periodensystem.Aluminium(Seriennummer 13 ) ist ein Element 3 Zeitraum, hauptsächlich Untergruppen 3

2. Anzahl der Protonen in einem Atom Aluminium gleicht 13 , Anzahl der Elektronen - 13 , Anzahl der Neutronen im Isotop 27 13 Al - 27-13 =14, Atomladung +13 , Elektronenniveauverteilung 2, 8, 3 .

3. Einfache Substanz.Aluminium- Das amphoteres Metall. Atome Aluminium zeigen erholsam Eigenschaften.

4. Höheres Oxid, sein Charakter. Aluminium bildet ein höheres Oxid, dessen Formel lautet Al2O3. Entsprechend seinen Eigenschaften ist es amphoteres Oxid.

4. Höheres Hydroxid, sein Charakter. Aluminium bildet ein höheres Hydroxid, dessen Formel lautet Al(OH)3. Nach Eigenschaften amphotere Basis.

Ticket 7.

1. Das Konzept der starken und schwachen Elektrolyte.

Zu den Elektrolyten gehören Salze, Säuren und Basen.

Salze sind alle starke Elektrolyte, d.h. Strom gut leiten. Daher setzen sie in die Dissoziationsgleichung nur einen Pfeil in Richtung des Zerfalls in Ionen

МAn→ М + + An -

Starke Basen sind Alkalien, also wasserlösliche Basen.

Ca(OH) 2 → Ca 2+ +2(OH) -

Unlöslich und schwerlöslich sind schwach, daher setzen sie beim Schreiben der Dissoziationsgleichung ein Reversibilitätszeichen (zusätzlich zu Ionen gibt es Moleküle).

MO M + + OH -

Zu den starken Säuren gehören HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3.

2. Legierungen.

Hierbei handelt es sich um Werkstoffe mit charakteristischen Eigenschaften, die aus zwei oder mehr Bestandteilen bestehen, von denen mindestens einer metallisch ist.

In der Metallurgie werden Eisen und alle seine Legierungen in eine Gruppe namens „Eisen“ eingeteilt schwarze Metalle; Andere Metalle und ihre Legierungen haben einen technischen Namen Nichteisenmetalle.

Die überwiegende Mehrheit der Eisenlegierungen (oder Eisenlegierungen) enthält Kohlenstoff. Sie werden in Gusseisen und Stahl unterteilt.

Gusseisen- eine Legierung auf Eisenbasis mit mehr als 2 % Kohlenstoff sowie Mangan, Silizium, Phosphor und Schwefel. Gusseisen ist viel härter als Eisen, es ist meist sehr spröde, lässt sich nicht schmieden und bricht bei Schlägen. Diese Legierung wird zur Herstellung verschiedener massiver Teile durch Gießen verwendet, den sogenannten Gusseisen, und zur Verarbeitung zu Stahl - Roheisen.

Je nach Kohlenstoffzustand der Legierung wird zwischen grauem und weißem Gusseisen unterschieden.

Stahl ist eine Legierung auf Eisenbasis mit weniger als 2 % Kohlenstoff. Von chemische Zusammensetzung Stähle werden in zwei Haupttypen unterteilt: Kohlenstoff Und legiert.

Beispiele für Nichteisenlegierungen können sein: Nichrom, Tertiärlot, Pobedit, Duraluminium.

Duraluminium- eine Legierung aus Aluminium (95 %), Magnesium, Kupfer und Mangan. Sehr leichte und langlebige Legierung. Es hat die gleiche Festigkeit wie Stahl, ist aber dreimal leichter. Wird im Flugzeugbau verwendet.

3. Beschreiben Sie eines der Elemente – Nichtmetalle (Chlor, Schwefel, Phosphor, Stickstoff, Kohlenstoff, Silizium) (alle optional).

EIGENSCHAFTEN EINES NICHTMETALLISCHEN ELEMENTS AM BEISPIEL SCHWEFEL

1. Position im PeriodensystemSchwefel(Seriennummer 16 ) ist ein Element 3 Zeitraum, hauptsächlich Untergruppen 6 Gruppen des Periodensystems.

2.Die Struktur des Atoms, seine Eigenschaften. Die Anzahl der Protonen in einem Schwefelatom beträgt 16 , Anzahl der Elektronen - 16 , Anzahl der Neutronen im Isotop 32 16 S - 32-16 =16, Atomladung +16 , Verteilung der Elektronen auf den Ebenen 2, 8, 6.

3. Einfache Substanz. Schwefel ist Nichtmetall. Schwefelatome zeigen oxidativ Eigenschaften.

3.Höheres Oxid, sein Charakter. Schwefel bildet ein höheres Oxid, dessen Formel lautet SO 3. Entsprechend seinen Eigenschaften ist es Säure Oxid.

4.Höheres Hydroxid, sein Charakter. Schwefel bildet ein höheres Hydroxid, dessen Formel lautet H2SO4. Nach Eigenschaften Säure.

Ticket 8.

1. Oxide: ihre Zusammensetzung, Klassifizierung und Namen.

Oxide- das sind binäre Verbindungen, an zweiter Stelle steht Sauerstoff mit der Oxidationsstufe -2.

Abhängig davon, welches Element zuerst kommt, werden Oxide in drei Gruppen eingeteilt:

1) Grundlegend. Dies sind Oxide, bei denen das Metall an erster Stelle steht: CaO, Na 2 O.

2) Sauer. Das sind Oxide, bei denen ein Nichtmetall an erster Stelle steht: P 2 O 5.

3) Amphoter. Dabei handelt es sich um Oxide, bei denen das erste Element ein amphoteres Element (Übergangsmetall) ist: Al 2 O 3, Fe 2 O 3

Basische Oxide entsprechen Basen. Zum Beispiel Na 2 O – NaOH. Säureoxide entsprechen Säuren: P 2 O 5 - H 3 PO 4.

Die Namen bestehen aus dem Namen von Sauerstoff (in lateinischer Sprache) – Oxid, und dem Namen des ersten Elements, das den Oxidationszustand angibt (falls variabel).

P 2 +5 O 5 Phosphor(V)-oxid, Fe 2 +3 O 3 Eisen(III)-oxid

2. Sauerstoff-Untergruppe: Struktur und Eigenschaften von Atomen, einfache Stoffe, chemische Eigenschaften von Schwefel.

Die Antwort finden Sie in Ticket 1, Frage 2.

3. Beweisen Sie das Vorhandensein von Chloridionen in Kaliumchlorid mithilfe einer charakteristischen Reaktion.

Cl - + Ag + (lösliches Silbersalz) ® Ag Cl ¯

Weißer, geronnener Bodensatz

Ticket 9.

1. Säuren. Namen und Formeln von Säuren.

Säuren sind komplexe anorganische Substanzen, bestehend aus Wasserstoffkation und ein Säurerestanion.

HCl – Salzsäure

HNO 3 – Stickstoff

H 2 SO 4 – schwefelhaltig

H 2 CO 3 – Kohle

H 3 PO 4 – Phosphorsäure

2. Legierungen.

Die Antwort finden Sie in Ticket 7, Frage 2.

3. Beschreiben Sie eines der Elemente – Metalle (Lithium, Magnesium, Kalium oder Aluminium) (alle optional).

Eine Beispielantwort finden Sie in Ticket 6, Frage 3.

Ticket 10.

1. Die Stellung der Metalle im Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendeleev, die Struktur ihrer Atome und Kristalle.

Me sind einfache Substanzen, die leicht Elektronen abgeben. Für die Hauptuntergruppen:

Me umfasst alle Elemente sekundärer Untergruppen. Diese Position von Me im Periodensystem hängt mit ihrer Struktur zusammen: eine kleine Anzahl von Elektronen auf der äußeren Ebene (1-3), die für die Hauptuntergruppen durch die Gruppennummer bestimmt wird, und für die Nebenuntergruppen - immer 2 Elektronen . Das zweite Merkmal für mich ist ein großer Radius (zunehmend in der Tabelle von oben nach unten).

Im Kristallgitter verfügt Me über freie Elektronen, die für den Hauptteil verantwortlich sind physikalische Eigenschaften Mich:

2. Grundlagen im Lichte von TED; ihre Klassifizierung und Chemie. Eigenschaften.

Basen sind Elektrolyte, die bei der Dissoziation ein Metallkation und ein saures Anion bilden.

Einstufung:

1. Wasserunlösliche Basen.

2. Alkalien – wasserlöslich.

Typische Basenreaktionen

1 . Basis + Säure® Salz + Wasser.

(Austauschreaktion)

Hl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH - = H 2 O (Neutralisationsreaktion).

2. Base + Säureoxid®Salz + Wasser.

(Austauschreaktion)

2NaOH + N2O5 = 2NaNO3 + H2O
2OH - + N 2 O 5 = 2NO 3 - + H 2 O;

3 . Lauge + Salz ® neue Basis + neues Salz.

(Austauschreaktion)

2KOH + CuSO 4 = = Cu(OH) 2 ¯+ K 2 SO 4

Cu 2+ + 2OH - = = Cu(OH) 2 ¯

4. In Wasser unlösliche Basen zerfallen beim Erhitzen in Metalloxid und Wasser, was für Alkalien nicht typisch ist, zum Beispiel:

Cu(OH) 2 ¯ = CuO + H 2 O

3. Ordnen Sie die Koeffizienten in Reaktionsschemata mithilfe der Methode der elektronischen Waage an. Geben Sie das Oxidationsmittel und Reduktionsmittel sowie Oxidations- und Reduktionsprozesse an.

Al + O 2 ® Al 2 O 3

HNO 3 + P® H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O

Sehen Sie sich bei der Prüfungsvorbereitung die Lösung im Laborjournal an - praktische Arbeit № 2.

Ticket 11.

1. Elektronische Waage-Methode.

Al 0+ O2 0 ® Al 2 +3 O 3 -2

Wir schreiben die Elemente auf, die das S.O. verändert haben.

Al 0 – 3e - → Al +3 4 Al 0 – Reduktionsmittel, Oxidationsprozess

O 2 0 +2*2e - →2O -2 3 O 2 0 – Oxidationsmittel, Reduktionsprozess

Notiz. Wenn ein einfacher Stoff einen Index (2) hat, wird er in die elektronische Waage übertragen.

Wir gleichen die Reaktion mit den Koeffizienten aus der elektronischen Waage (4, 3) aus:

4Al +3O 2 ® 2 Al 2 O 3

2. Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen. Elektrochemische Spannungsreihe von Metallen und die Wechselwirkung von Metallen mit Lösungen von Säuren und Salzen.

Metalle sind Reduktionsmittel. Reduktive Eigenschaften zeigen sich bei Reaktionen mit einfachen und komplexen Stoffen.

I. Mit einfachen – Nichtmetallen

2Na + S = Na 2 S Natriumsulfid

II. Mit Komplex: Wasser, Säuren, Salzlösungen (Substitutionsreaktionen). Beim Schreiben all dieser Reaktionen ist es notwendig, die Aktivitätsreihe (elektrochemische Reihe) von Metallen zu berücksichtigen.

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au.

1. In der Spannungsreihe links von Wasserstoff stehende Metalle verdrängen diesen aus sauren Lösungen, rechts stehende Metalle verdrängen Wasserstoff aus sauren Lösungen in der Regel nicht:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2.

2. Jedes Metall verdrängt aus Salzlösungen andere Metalle, die sich in der Spannungsreihe rechts davon befinden, und kann selbst durch Metalle verdrängt werden, die sich links davon befinden, zum Beispiel:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

Сu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2.

3. Bestimmen Sie die Masse von Kohlenmonoxid (IV) anhand der Stoffmenge 2 mmol.

Antwort: 88 mg Kohlenmonoxid (IV).

Ticket 12.

1. Hydrolyse von Salzen durch Kationen.

МAn + HOH = MOH + HАn

Salzbasissäure

Ein Salz wird hydrolysiert, wenn es aus mindestens einem schwachen Ion gebildet wird. Wenn das Kation schwach ist (von einer schwachen Base), wird die Hydrolyse entsprechend dem Kation bezeichnet.

Schwache Basen sind in Wasser unlöslich.

Beispielsweise ist FeCl 3 ein Salz, das aus einer starken Säure (HCl) und einer schwachen Base (Fe(OH) 3) besteht.

FeCl3Û Fe 3+ +3Cl -

schwaches Kation

Fe 3+ + H + OH - Û Fe OH 2+ + H+

4. Bestimmen Sie, ob die Lösung sauer ist

Das ist der Fall Hydrolyse durch Kation.

2. Allgemeine physikalische Eigenschaften von Metallen.

Die Antwort finden Sie im Ticket. 6 , Frage 2.

3. Führen Sie Reaktionen durch, um zu bestätigen, dass Schwefelsäure Wasserstoffkationen und Sulfatanionen enthält.

H 2 SO 4 Û 2H + + SO 4 2-

H+ – Methylorange (wird rot) oder Lackmus (wird rot)

SO 4 2- + Ba 2+ ® Ba SO 4 ¯ (weißer feinkristalliner Niederschlag)

Ticket 13.

1. Hydrolyse von Salzen durch Anionen.

Salzhydrolyse ist die Wechselwirkung eines löslichen Salzes mit Wasser.

МAn + HOH = MOH + HАn

Salzbasissäure

Ein Salz wird hydrolysiert, wenn es aus mindestens einem schwachen Ion gebildet wird. Wenn das Anion schwach ist (von einer schwachen Säure), spricht man von Hydrolyse entsprechend dem Anion.

Starke Säuren: H 2 SO 4, HNO 3, HClO 3, HClO 4, HCl, HBr, HI

Der Rest ist schwach.

Zum Beispiel, Na 2 CO 3 - Ein Salz entsteht aus einer schwachen Säure und einer starken Base

1. Schreiben Sie die Salzdissoziationsgleichung auf. Na 2 CO 3Û 2Na + + CO 3 2-

schwaches Anion

2. Wählen Sie ein schwaches Ion: Kation oder Anion.

3. Zeichnen Sie die Wechselwirkung mit Wasser auf. CO 3 2- + H + OH - Û HCO 3 - + ER -

4. Bestimmen Sie die Lösungsumgebung: ER -- alkalisches Milieu, H+ - saures Milieu, Abwesenheit von H+ und OH - neutral.

Das ist der Fall Hydrolyse durch Anion.

2. Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen.

Die Antwort finden Sie in Ticket 11, Frage 2.

3. Wie viel Gramm Jod und Alkohol müssen Sie einnehmen, um 30 g einer 5 %igen Jodtinktur herzustellen?

Schauen Sie sich bei der Prüfungsvorbereitung die Lösung im Laborjournal an – Praktische Arbeit Nr. 1.

Ticket 14.

1 . Formeln erstellen Chemikalien je nach Oxidationsgrad.

1. Geben Sie die Oxidationsstufen ein:

Für das erste Element ist die Konstante die höchste (nach Gruppennummer) oder Variable (angegeben im Namen der Substanz).

Für die zweite - die niedrigste (-(8-Nr. gr.)) oder gemäß der Löslichkeitstabelle (für eine Gruppe von Elementen);

2. Kreuzen Sie die Oxidationsstufen, um die Indizes zu erhalten (ggf. reduzieren).

Zum Beispiel.

1) Aluminiumoxid herstellen: Al 2 +3 O 3 -2

2) Blei(IV)-sulfid zusammensetzen: Pb 2 +4 S 4 -2 → PbS 2

3) Calciumsulfat herstellen: Ca +2 SO 4 -2

2. Untergruppe der Halogene.

Wenn Sie sich auf die Prüfung vorbereiten, sehen Sie sich die Antwort in Ticket 3, Frage 2 an.

3. Führen Sie Reaktionen durch, um die qualitative Zusammensetzung von Bariumchlorid zu bestätigen.

BaCl 2 Û Ba 2+ + 2Cl -

Ba 2+ + SO 4 2- ® Ba SO 4 ¯ (weißer feinkristalliner Niederschlag)

Сl - + Ag + ® Ag Сl ¯ (weißer käsiger Bodensatz)

Ticket 15.

1. Ionenaustauschreaktionen.

Um eine Ionenaustauschreaktion aufzuzeichnen, müssen Sie den folgenden Algorithmus einhalten.

1. Schreiben Sie eine Molekülgleichung für die Reaktion

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaNO 3

2. Prüfen Sie, ob die Reaktion stattfinden kann (Reaktionsprodukte: Sediment, Gas oder Wasser).

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3↓ + 3NaNO 3

3. Schreiben Sie die Ionengleichung der Reaktion auf und vergessen Sie nicht:

· Wir hinterlassen es in Form eines Moleküls – eines schwachen Elektrolyten (H 2 O) und eines Nichtelektrolyten, Sediments oder Gases;

· Der Koeffizient vor der Formel eines Stoffes bezieht sich auf beide Ionen!!!

· Die Formeln mehratomiger (komplexer) Ionen brechen nicht: OH -, CO3 2-, PO4 3- usw.

· Der Index nach einem einfachen Ion oder einer Klammer geht in den Koeffizienten davor in der Ionengleichung ein

Fe 3+ + 3(NO 3) - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3↓ + 3Na + + NO 3 -

4. Ähnliche „reduzieren“.

Fe 3+ + 3NEIN 3 - + 3Na++ 3OH - = Fe(OH) 3↓ + 3Na+ + NR. 3 -

5. Schreiben Sie die abgekürzte Ionengleichung neu

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3↓

2. Allgemeine Eigenschaften von Alkalimetallen: Atomstruktur und physikalische Eigenschaften einfacher Stoffe.

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