Kuryševová Naděžda Gennadjevna
Učitel chemie nejvyšší kategorie, SŠ №36, Vladimír

V mimoškolních aktivitách hlavně procvičovaných úkoly části C.

K tomu nabízíme výběr úloh z možností otevřených CIM minulých let .

Dovednosti si můžete procvičit plněním dílčích úkolů S v libovolném pořadí. Držíme se však následujícího pořadí: nejdříve vyřešíme problémy C5 a provádět řetězy C3.(Podobné úkoly plnili žáci 10. ročníku.) Upevňují se tak, systematizují a zdokonalují znalosti a dovednosti žáků z organické chemie.

Po prostudování tématu "řešení" přejít k řešení problémů C4. Téma "Redoxní reakce"seznamujeme žáky s metodou iontově-elektronové rovnováhy (metoda poloviční reakce), a následně procvičujeme schopnost psát redoxní reakce úloh C1 a C2.

Nabízíme konkrétní příklady na realizaci jednotlivých úkolů dílu S.

Úkoly části C1 prověřují schopnost psát rovnice pro redoxní reakce. Potíž spočívá ve skutečnosti, že některá činidla nebo reakční produkty jsou vynechány. Studenti, logicky uvažující, je musí určit. Nabízíme dvě možnosti plnění takových úkolů: první je logické uvažování a hledání chybějících látek; druhý - zápis rovnice metodou iontové elektronové rovnováhy (metoda poloviční reakce - viz příloha č. 3), a poté sestavení tradiční elektronické váhy, protože to se požaduje od zkoušejícího. V různých případech studenti sami určují, kterou metodu je lepší použít. Pro obě možnosti je prostě potřeba mít dobré znalosti základních oxidačních a redukčních činidel a také jejich produktů. K tomu nabízíme studentům stůl "Oxidační a redukční činidla", představování s ní (Příloha č. 3).

Navrhujeme dokončit úkol pomocí první metody.

Cvičení. Pomocí metody elektronové rovnováhy napište rovnici reakceP + HNO 3 → NE 2 + … Určete oxidační činidlo a redukční činidlo.

Kyselina dusičná je silné oxidační činidlo, proto je jednoduchá látka fosfor redukčním činidlem. Zapišme si elektronický zůstatek:

HNO 3 (N +5) - oxidační činidlo, P - redukční činidlo.

Cvičení. Pomocí metody elektronové rovnováhy napište rovnici reakceK 2 Cr 2 Ó 7 + … + H 2 TAK 4 → já 2 + Cr 2 ( TAK 4 ) 3 + … + H 2 Ó . Určete oxidační činidlo a redukční činidlo.

K 2 Cr 2 O 7 je oxidační činidlo, protože chrom je v nejvyšším oxidačním stupni +6, H 2 SO 4 je médium, proto je vynecháno redukční činidlo. Je logické předpokládat, že se jedná o iont I - .Zapišme si elektronický zůstatek:

K 2 Cr 2 O 7 (Cr +6) - oxidační činidlo, KI (I -1) - redukční činidlo.

Nejtěžší úkoly C2. Jsou zaměřeny na testování asimilace znalostí o chemických vlastnostech anorganických látek, vztahu látek různých tříd, o podmínkách nevratného průběhu výměnných a redoxních reakcí a dostupnosti dovedností při sestavování reakčních rovnic. Plnění tohoto úkolu zahrnuje analýzu vlastností anorganických látek různých tříd, stanovení genetického vztahu mezi danými látkami a využití schopnosti sestavit rovnice chemických reakcí v souladu s Bertholletovým pravidlem a redoxní reakce.

1. pečlivě analyzovat data v úkolu látky;
2. pomocí diagramu genetického vztahu mezi třídami látek zhodnotit jejich vzájemné interakce (najít acidobazické interakce, výměnu, kov s kyselinou (nebo zásadou), kov s nekovem atd.);
3. určit stupeň oxidace prvků v látkách, zhodnotit, která látka může být pouze oxidačním činidlem, pouze redukčním činidlem a některá - jak oxidačním činidlem, tak redukčním činidlem. Dále vytvořte redoxní reakce.

Cvičení. Podávají se vodné roztoky: chlorid železitý (III), jodid sodný, dichroman sodný, kyselina sírová a hydroxid česný. Uveďte rovnice pro čtyři možné reakce mezi těmito látkami.

Mezi navrhovanými látkami Existují kyseliny a zásady. Zapíšeme první reakční rovnici: 2 CsOH + H2S04 \u003d Cs2S04 + 2H20.

Najdeme proces výměny, který probíhá se srážením nerozpustné báze. FeCl3 + 3CsOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3CsCl.

Téma "chrom" studují se reakce přeměny dichromanů na chromany v alkalickém prostředí Na 2 Cr 2 O 7 + 2CsOH = Na 2 CrO 4 + Cs 2 CrO 4 + H 2 O.

Pojďme analyzovat možnost redoxního procesu. FeCl 3 vykazuje oxidační vlastnosti, protože. železo v nejvyšším oxidačním stupni +3, NaI - redukční činidlo díky jódu v nejnižším oxidačním stupni -1.

Využití metodiky pro zápis redoxních reakcí, uvažované při plnění úkolů části C1, píšeme:

2FeCl3 + 2NaI \u003d 2NaCl + 2FeCl2 + I2

V roce 2012 byla navržena nová podoba úlohy C2 - ve formě textu popisujícího sled experimentálních akcí, které je třeba převést do reakčních rovnic.
Obtížnost takového úkolu spočívá ve skutečnosti, že školáci mají velmi špatnou představu o experimentální, nepapírové chemii, ne vždy rozumí použitým termínům a probíhajícím procesům. Zkusme na to přijít.
Pojmy, které se chemikovi zdají zcela jasné, jsou velmi často žadateli nepochopeny, nikoli tak, jak se očekávalo. Slovník uvádí příklady nedorozumění.

Slovník nejasných termínů.

1. Závěs- je to jen určitá část látky o určité hmotnosti (byla zváženana váze). Nemá to nic společného s baldachýnem nad verandou.
2. Zapálit- zahřejte látku na vysokou teplotu a zahřívejte až do konce chemických reakcí. To není „míchání draslíku“ nebo „propichování hřebíkem“.
3. "Vyhodit do povětří směs plynů" - to znamená, že látky reagovaly výbuchem. Obvykle se k tomu používá elektrická jiskra. Baňka nebo nádoba současněneexplodovat!
4. Filtr- oddělit sraženinu od roztoku.
5. Filtr- roztok se nechá projít filtrem, aby se oddělila sraženina.
6. Filtrovat- je to filtrovanéřešení.
7. Rozpouštění látky je přechod látky v roztok. Může k němu dojít bez chemických reakcí (například když se chlorid sodný NaCl rozpustí ve vodě, získá se roztok chloridu sodného NaCl, a nikoli zásada a kyselina odděleně), nebo v procesu rozpouštění látka reaguje s vodou a tvoří roztok jiné látky (při rozpuštění oxidu barnatého vznikne roztok hydroxidu barnatého). Látky mohou být rozpuštěny nejen ve vodě, ale také v kyselinách, zásadách atd.
8. Vypařování- jedná se o odstranění vody a těkavých látek z roztoku bez rozkladu pevných látek obsažených v roztoku.
9. Vypařování- jde jednoduše o snížení hmotnosti vody v roztoku varem.
10. fúze- jedná se o společné zahřátí dvou nebo více pevných látek na teplotu, kdy se začnou tavit a interagovat. S říční plavbou to nemá nic společného.
11. Sediment a zbytky. Tyto pojmy jsou často zaměňovány. I když jde o zcela odlišné pojmy."Reakce pokračuje s uvolňováním sraženiny" - to znamená, že jedna z látek získaných při reakci je mírně rozpustná. Takové látky padají na dno reakční nádoby (zkumavky nebo baňky)."Zbytek"je látka, kterávlevo, odjet, nebyl zcela vyčerpán nebo nereagoval vůbec. Pokud byla například směs několika kovů ošetřena kyselinou a jeden z kovů nereagoval, lze to nazvatzbytek.
12. NasycenýRoztok je roztok, ve kterém je při dané teplotě koncentrace látky nejvyšší možná a již se nerozpouští.
    nenasycenéroztokem je roztok, ve kterém není koncentrace látky maximální možná, v takovém roztoku lze dodatečně rozpustit ještě nějaké množství této látky až do nasycení.
    Zředěný a "velmi" zředěný řešení - jedná se o velmi podmíněné pojmy, spíše kvalitativní než kvantitativní. Předpokládá se, že koncentrace látky je nízká.
    Termín se také používá pro kyseliny a zásady."koncentrovaný" řešení. To je také podmíněné. Například koncentrovaná kyselina chlorovodíková má koncentraci pouze asi 40 %. A koncentrovaná kyselina sírová je bezvodá, 100% kyselina.

Pro řešení takových problémů je nutné jasně znát vlastnosti většiny kovů, nekovů a jejich sloučenin: oxidů, hydroxidů, solí. Je třeba zopakovat vlastnosti kyseliny dusičné a sírové, manganistanu a dichromanu draselného, ​​redoxní vlastnosti různých sloučenin, elektrolýzu roztoků a tavenin různých látek, rozkladné reakce sloučenin různých tříd, amfoteritu, hydrolýzu solí a dalších sloučenin, vzájemná hydrolýza dvou solí.
Kromě toho je nutné mít představu o barvě a stavu agregace většiny studovaných látek - kovů, nekovů, oxidů, solí.
Proto tento typ úloh rozebíráme na samém konci studia obecné a anorganické chemie. Podívejme se na některé příklady takových úkolů.

Příklad 1:Na reakční produkt lithia s dusíkem se působí vodou. Výsledný plyn byl veden přes roztok kyseliny sírové, dokud neustaly chemické reakce. Na výsledný roztok se působí chloridem barnatým. Roztok byl zfiltrován a filtrát byl smíchán s roztokem dusitanu sodného a zahříván.

Řešení:

1. Lithium reaguje s dusíkem při pokojové teplotě za vzniku pevného nitridu lithia:
   6Li + N2 = 2Li3N
2. Když nitridy reagují s vodou, tvoří se amoniak:
   Li3N + 3H20 \u003d 3LiOH + NH3
3. Amoniak reaguje s kyselinami za vzniku intermediárních a kyselých solí. Slova v textu „dokud se chemické reakce nezastaví“ znamenají, že se vytvoří průměrná sůl, protože původně výsledná kyselá sůl bude poté interagovat s amoniakem a v důsledku toho bude v roztoku síran amonný:
   2NH 3 + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4
4. Výměnná reakce mezi síranem amonným a chloridem barnatým probíhá za vzniku sraženiny síranu barnatého:
   (NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 + 2NH 4 Cl
5. Po odstranění sraženiny obsahuje filtrát chlorid amonný, jehož interakce s roztokem dusitanu sodného uvolňuje dusík a tato reakce probíhá již při 85 stupních:

Příklad 2:Závěshliník se rozpustil ve zředěné kyselině dusičné a uvolnila se plynná jednoduchá látka. K výslednému roztoku byl přidáván uhličitan sodný, dokud zcela neustal vývoj plynu. vypadlasraženina byla odfiltrována a kalcinovaný filtrát odpařil, výsledná pevná látkazbytek byl srostlý s chloridem amonným. Uvolněný plyn byl smíchán s amoniakem a výsledná směs byla zahřívána.

Řešení:

1. Hliník se oxiduje kyselinou dusičnou za vzniku dusičnanu hlinitého. Ale produkt redukce dusíku může být různý v závislosti na koncentraci kyseliny. Ale musíme si uvědomit, že když kyselina dusičná interaguje s kovyneuvolňuje se žádný vodík ! Proto může být jednoduchou látkou pouze dusík:
   10Al + 36HNO 3 \u003d 10Al (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

   Al 0 − 3e = Al 3+	|	10
   2N +5 + 10e = N20		3

2. Pokud se do roztoku dusičnanu hlinitého přidá uhličitan sodný, dochází k procesu vzájemné hydrolýzy (uhličitan hlinitý ve vodném roztoku neexistuje, proto kationt hliníku a uhličitanový aniont interagují s vodou). Vytvoří se sraženina hydroxidu hlinitého a uvolní se oxid uhličitý:
   2Al(NO 3 ) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaNO 3
3. Sraženina je hydroxid hlinitý, při zahřívání se rozkládá na oxid a vodu:
4. Dusičnan sodný zůstal v roztoku. Při fúzi s amonnými solemi dochází k redoxní reakci a uvolňuje se oxid dusnatý (I) (stejný proces nastává při kalcinaci dusičnanu amonného):
   NaN03 + NH4Cl \u003d N20 + 2H20 + NaCl
5. Oxid dusnatý (I) - je aktivní oxidační činidlo, reaguje s redukčními činidly za vzniku dusíku:
   3N20 + 2NH3 \u003d 4N2 + 3H20

Příklad 3:Oxid hlinitý byl roztaven s uhličitanem sodným, výsledná pevná látka byla rozpuštěna ve vodě. Oxid siřičitý procházel výsledným roztokem až do úplného zastavení interakce. Vytvořená sraženina byla odfiltrována a k přefiltrovanému roztoku byla přidána bromová voda. Výsledný roztok byl neutralizován hydroxidem sodným.

Řešení:

1. Oxid hlinitý je amfoterní oxid; při tavení s alkáliemi nebo uhličitany alkalických kovů tvoří hlinitany:
   Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 \u003d 2NaAlO 2 + CO 2
2. Hlinitan sodný, když se rozpustí ve vodě, tvoří hydroxokomplex:
   NaAl02 + 2H20 \u003d Na
3. Roztoky hydroxokomplexů reagují s kyselinami a oxidy kyselin v roztoku za vzniku solí. Avšak siřičitan hlinitý ve vodném roztoku neexistuje, takže se bude vysrážet hydroxid hlinitý. Vezměte prosím na vědomí, že reakcí vznikne kyselá sůl - hydrosiřičitan draselný:
   Na + S02 \u003d NaHS03 + Al (OH) 3
4. Hydrosulfit draselný je redukční činidlo a je oxidován bromovou vodou na hydrosulfát:
   NaHS03 + Br2 + H20 = NaHS04 + 2HBr
5. Výsledný roztok obsahuje hydrogensíran draselný a kyselinu bromovodíkovou. Při přidávání alkálie je nutné vzít v úvahu interakci obou látek s ní:
   

   NaHS04 + NaOH = Na2S04 + H20
   HBr + NaOH = NaBr + H20

Příklad 4:Na sulfid zinečnatý se působí roztokem kyseliny chlorovodíkové, výsledný plyn se vede přes přebytek roztoku hydroxidu sodného a poté se přidá roztok chloridu železitého. Získaná sraženina byla kalcinována. Výsledný plyn byl smíchán s kyslíkem a veden přes katalyzátor.

Řešení:

1. Sirník zinečnatý reaguje s kyselinou chlorovodíkovou a uvolňuje se plyn - sirovodík:
   ZnS + HCl \u003d ZnCl2 + H2S
2. Sirovodík - ve vodném roztoku reaguje s alkáliemi, tvoří kyselé a střední soli. Protože se úkol týká přebytku hydroxidu sodného, ​​vytvoří se průměrná sůl - sulfid sodný:
   H2S + NaOH \u003d Na2S + H20
3. Sulfid sodný reaguje s chloridem železnatým, vytvoří se sraženina sulfidu železnatého:
   Na2S + FeCl2 \u003d FeS + NaCl
4. Pražení je interakce pevných látek s kyslíkem při vysoké teplotě. Při pražení sulfidů se uvolňuje oxid siřičitý a vzniká oxid železitý (III):
   FeS + O2 \u003d Fe203 + SO2
5. Oxid siřičitý reaguje s kyslíkem v přítomnosti katalyzátoru za vzniku oxidu siřičitého:
   SO 2 + O 2 \u003d SO 3

Příklad 5:Oxid křemičitý byl kalcinován velkým přebytkem hořčíku. Výsledná směs látek byla ošetřena vodou. Zároveň se uvolnil plyn, který byl spálen v kyslíku. Pevný produkt spalování byl rozpuštěn v koncentrovaném roztoku hydroxidu česného. K výslednému roztoku byla přidána kyselina chlorovodíková.

Řešení:

1. Při redukci oxidu křemičitého hořčíkem vzniká křemík, který reaguje s přebytkem hořčíku. To produkuje magnesium silicid:
   

   Si02 + Mg \u003d MgO + Si
   Si + Mg = Mg2Si

   Při velkém přebytku hořčíku lze zapsat celkovou reakční rovnici:
   Si02 + Mg \u003d MgO + Mg2Si
2. Když se výsledná směs rozpustí ve vodě, rozpustí se silicid hořečnatý, vytvoří se hydroxid hořečnatý a silan (oxid hořečnatý reaguje s vodou pouze při vaření):
   Mg 2 Si + H 2 O \u003d Mg (OH) 2 + SiH 4
3. Silan hoří za vzniku oxidu křemičitého:
   SiH4 + O2 \u003d Si02 + H20
4. Oxid křemičitý je kyselý oxid, reaguje s alkáliemi a tvoří silikáty:
   Si02 + CsOH \u003d Cs2Si03 + H20
5. Při působení kyselin silnějších než kyselina křemičitá na roztoky silikátů se uvolňuje ve formě sraženiny:
   Cs 2 SiO 3 + HCl \u003d CsCl + H 2 SiO 3

Úkoly pro samostatnou práci.

1. Dusičnan měďnatý byl kalcinován, výsledná pevná sraženina byla rozpuštěna v kyselině sírové. Roztokem se nechá projít sirovodík, vzniklá černá sraženina se kalcinuje a pevný zbytek se rozpustí zahřátím v koncentrované kyselině dusičné.
2. Fosforečnan vápenatý se roztavil s uhlím a pískem, následně se vzniklá jednoduchá látka spálila v přebytku kyslíku, zplodiny hoření se rozpustily v přebytku hydroxidu sodného. K výslednému roztoku byl přidán roztok chloridu barnatého. Výsledná sraženina se zpracuje s přebytkem kyseliny fosforečné.
3. Měď byla rozpuštěna v koncentrované kyselině dusičné, vzniklý plyn byl smíchán s kyslíkem a rozpuštěn ve vodě. Oxid zinečnatý byl rozpuštěn ve výsledném roztoku, poté byl k roztoku přidán velký přebytek roztoku hydroxidu sodného.
4. Na suchý chlorid sodný se působí koncentrovanou kyselinou sírovou při nízkém zahřívání a výsledný plyn se vede do roztoku hydroxidu barnatého. K výslednému roztoku byl přidán roztok síranu draselného. Výsledná sraženina byla roztavena s uhlím. Na výslednou látku se působí kyselinou chlorovodíkovou.
5. Odvážená část sulfidu hlinitého byla zpracována kyselinou chlorovodíkovou. V tomto případě se uvolnil plyn a vytvořil se bezbarvý roztok. K výslednému roztoku byl přidán roztok amoniaku a plyn byl veden přes roztok dusičnanu olovnatého. Na takto získanou sraženinu se působí roztokem peroxidu vodíku.
6. Hliníkový prášek byl smíchán s práškovou sírou, směs byla zahřívána, výsledná látka byla zpracována vodou, uvolnil se plyn a vytvořila se sraženina, ke které byl přidáván přebytek roztoku hydroxidu draselného až do úplného rozpuštění. Tento roztok byl odpařen a kalcinován. K výsledné pevné látce byl přidán přebytek roztoku kyseliny chlorovodíkové.
7. Na roztok jodidu draselného se působí roztokem chloru. Výsledná sraženina byla zpracována roztokem siřičitanu sodného. K výslednému roztoku byl nejprve přidán roztok chloridu barnatého a po oddělení sraženiny roztok dusičnanu stříbrného.
8. Šedozelený prášek oxidu chromitého byl roztaven s přebytkem alkálie, výsledná látka byla rozpuštěna ve vodě a byl získán tmavě zelený roztok. K výslednému alkalickému roztoku byl přidán peroxid vodíku. Získá se žlutý roztok, který se po přidání kyseliny sírové změní na oranžovou. Když sirovodík prochází výsledným okyseleným oranžovým roztokem, zakalí se a znovu zezelená.
9. (MIOO 2011, školicí práce) Hliník byl rozpuštěn v koncentrovaném roztoku hydroxidu draselného. Oxid uhličitý se nechá procházet výsledným roztokem, dokud neustane srážení. Sraženina byla odfiltrována a kalcinována. Výsledný pevný zbytek byl roztaven s uhličitanem sodným.
10. (MIOO 2011, školicí práce) Křemík byl rozpuštěn v koncentrovaném roztoku hydroxidu draselného. K výslednému roztoku byl přidán přebytek kyseliny chlorovodíkové. Zakalený roztok byl zahříván. Oddělená sraženina byla odfiltrována a kalcinována uhličitanem vápenatým. Napište rovnice popsaných reakcí.

Odpovědi na úkoly pro samostatné řešení:

1. Cu(NO 3) 2 → CuO → CuSO 4 → CuS → СuO → Cu(NO 3) 2

   2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
   CuO + H2SO4 \u003d CuS04 + H20
   CuS04 + H2S \u003d CuS + H2S04
   2CuS + 302 = 2CuO + 2SO2
   CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2. Ca 3 (PO 4 ) 2 → P → P 2 O 5 → Na 3 PO 4 → Ba 3 (PO 4 ) 2 → BaHPO 4 nebo Ba(H 2 PO 4) 2

   Ca 3 (PO 4 ) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO
   4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
   P2O5 + 6NaOH \u003d 2Na3P04 + 3H20
   2Na 3 PO 4 + 3BaCl 2 \u003d Ba 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
   Ba 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ba (H 2 PO 4) 2

3. Cu → NO 2 → HNO 3 → Zn(NO 3) 2 → Na 2

   Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
   4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3
   ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O
   Zn(NO 3) 2 + 4NaOH \u003d Na 2 + 2NaNO 3

4. NaCl → HCl →BaCl2 → BaSO4 → BaS → H2S

   2NaCl + H2SO4 \u003d 2HCl + Na2S04
   2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H20
   BaCl2 + K2S04 \u003d BaS04 + 2 KCl
   BaS04 + 4C = BaS + 4CO
   BaS + 2HCl = BaCl2 + H2S

5. Al2S3	→ H2S → PbS → PbSO 4
   ↓
   AlCl3	→Al(OH)3

   Al2S3 + 6HCl \u003d 3H2S + 2AlCl3
   AlCl3 + 3NH3 + 3H20 \u003d Al (OH)3 + 3NH4Cl
   H2S + Pb (NO 3) 2 \u003d PbS + 2HNO 3
   PbS + 4H2O 2 = PbSO 4 + 4H 2 Ó

6. Al → Al 2 S 3 →Al(OH) 3 →K → KAlO 2 →AlCl 3

Podmínkou úlohy C2 ke zkoušce z chemie je text popisující sled experimentálních akcí. Tento text je potřeba převést na reakční rovnice.

Obtížnost takového úkolu spočívá v tom, že školáci mají malou představu o experimentální, nikoli „papírové“ chemii. Ne každý rozumí používaným termínům a probíhajícím procesům. Zkusme na to přijít.

Pojmy, které se chemikovi zdají zcela jasné, jsou velmi často žadateli nepochopeny. Zde je krátký slovníček takových pojmů.

Slovník nejasných termínů.

1. Závěs- je to jen určitá část látky o určité hmotnosti (byla zvážena na váze). S baldachýnem nad verandou to nemá nic společného :-)
2. Zapálit- zahřejte látku na vysokou teplotu a zahřívejte až do konce chemických reakcí. To není „míchání draslíku“ nebo „propichování hřebíkem“.
3. "Vyhodit do povětří směs plynů"- to znamená, že látky reagovaly výbuchem. Obvykle se k tomu používá elektrická jiskra. Baňka nebo nádoba současně neexplodovat!
4. Filtr- oddělit sraženinu od roztoku.
5. Filtr- roztok se nechá projít filtrem, aby se oddělila sraženina.
6. Filtrovat- je to filtrované řešení.
7. Rozpouštění látky je přechod látky v roztok. Může k němu dojít bez chemických reakcí (například když se chlorid sodný NaCl rozpustí ve vodě, získá se roztok chloridu sodného NaCl, a nikoli zásada a kyselina odděleně), nebo v procesu rozpouštění látka reaguje s vodou a tvoří roztok jiné látky (při rozpuštění oxidu barnatého vznikne roztok hydroxidu barnatého). Látky mohou být rozpuštěny nejen ve vodě, ale také v kyselinách, zásadách atd.
8. Vypařování- jedná se o odstranění vody a těkavých látek z roztoku bez rozkladu pevných látek obsažených v roztoku.
9. Vypařování- jde jednoduše o snížení hmotnosti vody v roztoku varem.
10. fúze- jedná se o společné zahřátí dvou nebo více pevných látek na teplotu, kdy se začnou tavit a interagovat. S koupáním na řece to nemá nic společného :-)
11. Sediment a zbytky.
    Tyto pojmy jsou často zaměňovány. I když jde o zcela odlišné pojmy.
    "Reakce pokračuje s uvolňováním sraženiny"- to znamená, že jedna z látek získaných při reakci je mírně rozpustná. Takové látky padají na dno reakční nádoby (zkumavky nebo baňky).
    "Zbytek" je látka, která vlevo, odjet, nebyl zcela vyčerpán nebo nereagoval vůbec. Pokud byla například směs několika kovů ošetřena kyselinou a jeden z kovů nereagoval, lze to nazvat zbytek.
12. Nasycený Roztok je roztok, ve kterém je při dané teplotě koncentrace látky nejvyšší možná a již se nerozpouští.

    nenasycené roztokem je roztok, ve kterém není koncentrace látky maximální možná, v takovém roztoku lze dodatečně rozpustit ještě nějaké množství této látky až do nasycení.

    Zředěný a "velmi" zředěnýřešení - jedná se o velmi podmíněné pojmy, spíše kvalitativní než kvantitativní. Předpokládá se, že koncentrace látky je nízká.

    Termín se také používá pro kyseliny a zásady. "koncentrovaný"řešení. To je také podmíněné. Například koncentrovaná kyselina chlorovodíková má koncentraci pouze asi 40 %. A koncentrovaná kyselina sírová je bezvodá, 100% kyselina.

Pro řešení takových problémů je nutné jasně znát vlastnosti většiny kovů, nekovů a jejich sloučenin: oxidů, hydroxidů, solí. Je třeba zopakovat vlastnosti kyseliny dusičné a sírové, manganistanu a dichromanu draselného, ​​redoxní vlastnosti různých sloučenin, elektrolýzu roztoků a tavenin různých látek, rozkladné reakce sloučenin různých tříd, amfoteritu, hydrolýzu solí a dalších sloučenin, vzájemná hydrolýza dvou solí.

Kromě toho je nutné mít představu o barvě a stavu agregace většiny studovaných látek - kovů, nekovů, oxidů, solí.

Proto tento typ úloh rozebíráme na samém konci studia obecné a anorganické chemie.
Podívejme se na některé příklady takových úkolů.

Příklad 1: Na reakční produkt lithia s dusíkem se působí vodou. Výsledný plyn byl veden přes roztok kyseliny sírové, dokud neustaly chemické reakce. Na výsledný roztok se působí chloridem barnatým. Roztok byl zfiltrován a filtrát byl smíchán s roztokem dusitanu sodného a zahříván.

Řešení:

Příklad 2:Závěs hliník se rozpustil ve zředěné kyselině dusičné a uvolnila se plynná jednoduchá látka. K výslednému roztoku byl přidáván uhličitan sodný, dokud zcela neustal vývoj plynu. vypadla sraženina byla odfiltrována a kalcinovaný filtrát odpařil, výsledná pevná látka zbytek byl srostlý s chloridem amonným. Uvolněný plyn byl smíchán s amoniakem a výsledná směs byla zahřívána.

Řešení:

Příklad 3: Oxid hlinitý byl roztaven s uhličitanem sodným, výsledná pevná látka byla rozpuštěna ve vodě. Oxid siřičitý procházel výsledným roztokem až do úplného zastavení interakce. Vytvořená sraženina byla odfiltrována a k přefiltrovanému roztoku byla přidána bromová voda. Výsledný roztok byl neutralizován hydroxidem sodným.

Řešení:

Příklad 4: Na sulfid zinečnatý se působí roztokem kyseliny chlorovodíkové, výsledný plyn se vede přes přebytek roztoku hydroxidu sodného a poté se přidá roztok chloridu železitého. Získaná sraženina byla kalcinována. Výsledný plyn byl smíchán s kyslíkem a veden přes katalyzátor.

Řešení:

Příklad 5: Oxid křemičitý byl kalcinován velkým přebytkem hořčíku. Výsledná směs látek byla ošetřena vodou. Zároveň se uvolnil plyn, který byl spálen v kyslíku. Pevný produkt spalování byl rozpuštěn v koncentrovaném roztoku hydroxidu česného. K výslednému roztoku byla přidána kyselina chlorovodíková.

Řešení:

Úkoly C2 z možností USE v chemii pro samostatnou práci.

1. Dusičnan měďnatý byl kalcinován, výsledná pevná sraženina byla rozpuštěna v kyselině sírové. Roztokem se nechá projít sirovodík, vzniklá černá sraženina se kalcinuje a pevný zbytek se rozpustí zahřátím v koncentrované kyselině dusičné.
2. Fosforečnan vápenatý se roztavil s uhlím a pískem, následně se vzniklá jednoduchá látka spálila v přebytku kyslíku, zplodiny hoření se rozpustily v přebytku hydroxidu sodného. K výslednému roztoku byl přidán roztok chloridu barnatého. Výsledná sraženina se zpracuje s přebytkem kyseliny fosforečné.
3. Měď byla rozpuštěna v koncentrované kyselině dusičné, vzniklý plyn byl smíchán s kyslíkem a rozpuštěn ve vodě. Oxid zinečnatý byl rozpuštěn ve výsledném roztoku, poté byl k roztoku přidán velký přebytek roztoku hydroxidu sodného.
4. Na suchý chlorid sodný se působí koncentrovanou kyselinou sírovou při nízkém zahřívání a výsledný plyn se vede do roztoku hydroxidu barnatého. K výslednému roztoku byl přidán roztok síranu draselného. Výsledná sraženina byla roztavena s uhlím. Na výslednou látku se působí kyselinou chlorovodíkovou.
5. Odvážená část sulfidu hlinitého byla zpracována kyselinou chlorovodíkovou. V tomto případě se uvolnil plyn a vytvořil se bezbarvý roztok. K výslednému roztoku byl přidán roztok amoniaku a plyn byl veden přes roztok dusičnanu olovnatého. Na takto získanou sraženinu se působí roztokem peroxidu vodíku.
6. Hliníkový prášek byl smíchán s práškovou sírou, směs byla zahřívána, výsledná látka byla zpracována vodou, uvolnil se plyn a vytvořila se sraženina, ke které byl přidáván přebytek roztoku hydroxidu draselného až do úplného rozpuštění. Tento roztok byl odpařen a kalcinován. K výsledné pevné látce byl přidán přebytek roztoku kyseliny chlorovodíkové.
7. Na roztok jodidu draselného se působí roztokem chloru. Výsledná sraženina byla zpracována roztokem siřičitanu sodného. K výslednému roztoku byl nejprve přidán roztok chloridu barnatého a po oddělení sraženiny roztok dusičnanu stříbrného.
8. Šedozelený prášek oxidu chromitého byl roztaven s přebytkem alkálie, výsledná látka byla rozpuštěna ve vodě a byl získán tmavě zelený roztok. K výslednému alkalickému roztoku byl přidán peroxid vodíku. Získá se žlutý roztok, který se po přidání kyseliny sírové změní na oranžovou. Když sirovodík prochází výsledným okyseleným oranžovým roztokem, zakalí se a znovu zezelená.
9. (MIOO 2011, školicí práce) Hliník byl rozpuštěn v koncentrovaném roztoku hydroxidu draselného. Oxid uhličitý se nechá procházet výsledným roztokem, dokud neustane srážení. Sraženina byla odfiltrována a kalcinována. Výsledný pevný zbytek byl roztaven s uhličitanem sodným.
10. (MIOO 2011, školicí práce) Křemík byl rozpuštěn v koncentrovaném roztoku hydroxidu draselného. K výslednému roztoku byl přidán přebytek kyseliny chlorovodíkové. Zakalený roztok byl zahříván. Oddělená sraženina byla odfiltrována a kalcinována uhličitanem vápenatým. Napište rovnice popsaných reakcí.

Odpovědi na úkoly pro samostatné řešení:

1. nebo

2. Úkol C2 Jednotné státní zkoušky z chemie je popis chemického experimentu, podle kterého bude potřeba sestavit 4 reakční rovnice. Podle statistik jde o jeden z nejtěžších úkolů, zvládá ho velmi nízké procento z těch, kteří ho složí. Níže jsou uvedena doporučení pro řešení úlohy C2.

   Za prvé, abyste správně vyřešili úlohu C2 USE v chemii, musíte si správně představit akce, kterým látky procházejí (filtrace, odpařování, pražení, kalcinace, slinování, fúze). Je nutné porozumět tomu, kde se s látkou vyskytuje fyzikální jev a kde dochází k chemické reakci. Nejběžněji používané akce s látkami jsou popsány níže.

   Filtrace - metoda separace heterogenních směsí pomocí filtrů - porézní materiály, které propouštějí kapalinu nebo plyn, ale zadržují pevné látky. Při oddělování směsí obsahujících kapalnou fázi zůstává na filtru pevná látka, filtrovat .

   Odpařování - proces zahušťování roztoků odpařováním rozpouštědla. Někdy se odpařování provádí, dokud se nezískají nasycené roztoky, aby se z nich dále krystalizovala pevná látka ve formě krystalického hydrátu, nebo dokud se rozpouštědlo úplně neodpaří, aby se získala čistá solut.

   zapalování - zahřívání látky, aby se změnilo její chemické složení. Kalcinaci lze provádět na vzduchu a v atmosféře inertního plynu. Při kalcinaci na vzduchu ztrácejí krystalické hydráty krystalizační vodu, například CuSO 4 ∙ 5H 2 O → CuSO 4 + 5H 2 O
   Tepelně nestabilní látky se rozkládají:
   Cu(OH)2->CuO + H20; CaC03 → CaO + CO2

   Slinování, fúze - Jedná se o zahřívání dvou nebo více pevných reaktantů, což vede k jejich interakci. Pokud jsou činidla odolná vůči působení oxidačních činidel, lze slinování provádět na vzduchu:
   Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

   Pokud může být jedna z reaktantů nebo reakční produkt oxidován složkami vzduchu, proces se provádí v inertní atmosféře, například: Сu + CuO → Cu 2 O

   Látky, které jsou nestabilní vůči působení složek vzduchu, když se vznítí, oxidují, reagují se složkami vzduchu:
   2Сu + O 2 → 2CuO;
   4Fe(OH)2 + O2 →2Fe203 + 4H20

   Hořící - proces tepelného zpracování, který vede ke spálení látky.

   Za druhé, znalost charakteristických vlastností látek (barva, vůně, stav agregace) vám poslouží jako nápověda nebo ověření správnosti provedených akcí. Níže jsou uvedeny nejcharakterističtější vlastnosti plynů, roztoků, pevných látek.

   Známky plynů:

   Malované: Cl 2 - žluto zelená; NE 2 - hnědá; Ó 3 - modrá (všechny voní). Všechny jsou jedovaté, rozpouštějí se ve vodě, Cl 2 a NE 2 reagovat s ní.

   Bezbarvý, bez zápachu: H 2, N 2, O 2, CO 2, CO (jed), NO (jed), inertní plyny. Všechny jsou špatně rozpustné ve vodě.

   Bezbarvý se zápachem: HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (štiplavé zápachy), NH 3 (amoniak) jsou vysoce rozpustné ve vodě a jedovaté, PH 3 (česnek), H 2 S (shnilá vejce) jsou ve vodě málo rozpustné, jedovaté.

   Barevná řešení:

   Žlutá: Chromany, například K2CrO4, roztoky železitých solí, například FeCl3.

   Oranžový: Bromová voda, alkohol a roztoky jodu ve vodě (v závislosti na koncentraci od žlutá před hnědý) dichromany, například K2Cr207

   Zelenina: Hydroxokomplexy chrómu (III), například K 3, soli niklu (II), například NiSO 4, manganitany, například K 2 MnO 4

   Modrý: Soli mědi (II), jako je CuSO4

   Růžová až fialová: Manganistan, např. KMnO 4

   Od zelené k modré: Soli chrómu (III), například CrCl3

   Barevné srážky:

   Žlutá: AgBr, AgI, Ag 3 PO 4, BaCrO 4, PbI 2, CdS

   Hnědý: Fe(OH)3, Mn02

   Černá, černohnědá: Sulfidy mědi, stříbra, železa, olova

   Modrý: Cu(OH)2, KFe

   Zelenina: Cr (OH) 3 - šedozelený, Fe (OH) 2 - špinavě zelený, na vzduchu hnědne

   Další barevné látky:

   žlutá : síra, zlato, chromany

   Oranžový: oxid měďnatý (I) - Cu 2 O, dichromany

   červené: brom (kapalný), měď (amorfní), červený fosfor, Fe 2 O 3, CrO 3

   Černá: СuO, FeO, CrO

   Šedá s kovovým leskem: Grafit, krystalický křemík, krystalický jód (při sublimaci - nachový páry), většina kovů.

   Zelenina: Cr 2 O 3, malachit (CuOH) 2 CO 3, Mn 2 O 7 (kapalina)

   Za třetí, při řešení úloh C2 v chemii lze pro větší přehlednost doporučit sestavení transformačních schémat nebo sledu získaných látek.

   A konečně, aby bylo možné takové problémy vyřešit, je třeba jasně znát vlastnosti kovů, nekovů a jejich sloučenin: oxidy, hydroxidy, soli. Je nutné zopakovat vlastnosti kyseliny dusičné a sírové, manganistanu a dichromanu draselného, ​​redoxní vlastnosti různých sloučenin, elektrolýzu roztoků a tavenin různých látek, rozkladné reakce sloučenin různých tříd, amfoteritu, hydrolýzu solí.

   
   
   
   
   
   
   

   Obecní rozpočtová vzdělávací instituce

   "Střední škola č. 6"

   Bratsk, Irkutská oblast

   Vzorce řešení USE úloh v chemické části C2.

   (Příprava na zkoušku z chemie část C2)

   učitel chemie

   Romanová Alena Leonidovna

   Bratsk

   Vzory, které mohou být užitečné při řešení úloh části C2

   Typické potíže při dokončení tohoto úkolu jsou:

   Neschopnost analyzovat možnost interakce látek (jednoduchých i komplexních) z hlediska jejich příslušnosti k určitým třídám anorganických sloučenin, jakož i z hlediska možnosti redoxních reakcí;

   Neznalost specifických vlastností halogenů, fosforu a jejich sloučenin, kyselin - oxidačních činidel, amfoterních oxidů a hydroxidů, reduk.vlastnosti sulfidů a halogenidů.

   Tato práce představujeinformace o chemických vlastnostech anorganických látek.DU všech reakcí jsou uvedeny podmínky pro průběh a také jsou uvažovány některé speciální případy nebo rysy interakce.

   1. Kov + nekov. Inertní plyny do této interakce nevstupují. Čím vyšší je elektronegativita nekovu, tím více kovů bude reagovat. Například fluor reaguje se všemi kovy a vodík pouze s aktivními. Čím více vlevo je kov v řadě aktivit kovů, tím více nekovů může reagovat. Například zlato reaguje pouze s fluorem, lithium se všemi nekovy.

   2. Nekov + nekov. V tomto případě elektronegativnější nekov působí jako oxidační činidlo, méně EO - jako redukční činidlo. Nekovy s blízkou elektronegativitou spolu špatně interagují, např. interakce fosforu s vodíkem a křemíku s vodíkem je prakticky nemožná, neboť rovnováha těchto reakcí je posunuta směrem ke vzniku jednoduchých látek. Helium, neon a argon nereagují s nekovy, jiné inertní plyny za drsných podmínek mohou reagovat s fluorem. Kyslík neinteraguje s chlórem, bromem a jódem. Kyslík může reagovat s fluorem při nízkých teplotách.

   3. Kov + kysličník. Kov obnovuje nekov z oxidu. Přebytečný kov pak může reagovat s výsledným nekovem. Například:

   2 mg + SiO 2 = 2 MgO + Si(pro nedostatek hořčíku)

   2 mg + SiO 2 = 2 MgO + mg 2 Si(s přebytkem hořčíku)

   4. Kov + kyselina. Kovy nalevo od vodíku v napěťové řadě reagují s kyselinami a uvolňují vodík.

   Výjimkou jsou kyseliny - oxidační činidla (koncentrovaná kyselina sírová a libovolná kyselina dusičná), která mohou reagovat s kovy, které jsou v sérii napětí vpravo od vodíku, vodík se při reakcích neuvolňuje, ale voda a produkt redukce kyseliny jsou získané.

   Je třeba věnovat pozornost skutečnosti, že když kov interaguje s přebytkem vícesytné kyseliny, lze získat sůl kyseliny:mg +2 H 3 PO 4 = mg( H 2 PO 4 ) 2 + H 2 .

   Pokud je produktem interakce kyseliny a kovu nerozpustná sůl, pak je kov pasivován, protože povrch kovu je chráněn nerozpustnou solí před působením kyseliny. Například působení zředěné kyseliny sírové na olovo, baryum nebo vápník.

   5. Kov + sůl. v roztoku tato reakce zahrnuje kov napravo od hořčíku v sérii napětí, včetně hořčíku samotného, ​​ale nalevo od kovu soli. Pokud je kov aktivnější než hořčík, pak nereaguje se solí, ale s vodou za vzniku alkálie, která pak reaguje se solí. V tomto případě musí být počáteční sůl a výsledná sůl rozpustné. Nerozpustný produkt pasivuje kov.

   Z tohoto pravidla však existují výjimky:

   2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;

   2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Protože železo má střední oxidační stav, jeho sůl v nejvyšším oxidačním stavu se snadno redukuje na sůl ve středním oxidačním stavu, přičemž oxiduje i méně aktivní kovy.

   v taveninách řada kovových pnutí nefunguje. Zda je reakce mezi solí a kovem možná, je možné určit pouze pomocí termodynamických výpočtů. Sodík může například vytěsnit draslík z taveniny chloridu draselného, ​​protože draslík je těkavější:Na + KCl = NaCl + K(tato reakce je určena faktorem entropie). Na druhé straně byl hliník získán vytěsněním z chloridu sodného: 3Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al. Tento proces je exotermický a je určen faktorem entalpie.

   Je možné, že se sůl zahříváním rozloží a produkty jejího rozkladu mohou reagovat s kovem, jako je dusičnan hlinitý a železo. Dusičnan hlinitý se zahříváním rozkládá na oxid hlinitý, oxid dusnatý (IV) a kyslík, kyslík a oxid dusnatý oxidují železo:

   10Fe + 2Al(NO 3 ) 3 = 5 Fe 2 Ó 3 + Al 2 Ó 3 + 3N 2

   6. Kov + zásaditý oxid. Stejně jako u roztavených solí se možnost těchto reakcí určuje termodynamicky. Jako redukční činidla se často používají hliník, hořčík a sodík. Například: 8Al + 3 Fe 3 Ó 4 = 4 Al 2 Ó 3 + 9 Feexotermická reakce, faktor entalpie);2Al + 3 Rb 2 Ó = 6 Rb + Al 2 Ó 3 (těkavé rubidium, faktor entalpie).

   7. Nekov + zásaditý oxid. Zde jsou možné dvě možnosti: 1) nekovové - redukční činidlo (vodík, uhlík):CuO + H 2 = Cu + H 2 Ó; 2) nekov - oxidační činidlo (kyslík, ozón, halogeny): 4FeO + Ó 2 = 2 Fe 2 Ó 3 .

   8. Nekov + základna. Reakce zpravidla probíhá mezi nekovem a alkálií.Ne všechny nekovy mohou reagovat s alkáliemi: je třeba mít na paměti, že do této interakce vstupují halogeny (různými způsoby v závislosti na teplotě), síra (při zahřátí), křemík a fosfor.

   KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 Ó(v mrazu)

   6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 Ó(v horkém roztoku)

   6KOH + 3S = K 2 TAK 3 + 2 tis 2 S+3H 2 Ó

   2KOH + Si + H 2 O=K 2 SiO 3 + 2H 2

   3KOH + 4P + 3H 2 O=PH 3 + 3 km/h 2 Ó 2

   9. Nekovový + kyselina kysličník . Zde jsou také dvě možnosti:

   1) nekov - redukční činidlo (vodík, uhlík):

   TAK 2 + C = 2CO;

   2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O+N 2 ;

   SiO 2 +C=CO 2 + Si.Pokud výsledný nekov může reagovat s kovem použitým jako redukční činidlo, pak reakce půjde dále (s přebytkem uhlíku)SiO 2 + 2 C = CO 2 + SiS

   2) nekov - oxidační činidlo (kyslík, ozón, halogeny):

   2CÓ + Ó 2 = 2СО 2 .

   SÓ + Cl 2 = COCl 2 .

   2 NE + Ó 2 = 2 NÓ 2 .

   10. Oxid kyselý + zásaditý oxid . Reakce probíhá, pokud výsledná sůl v zásadě existuje. Například oxid hlinitý může reagovat s anhydridem kyseliny sírové za vzniku síranu hlinitého, ale nemůže reagovat s oxidem uhličitým, protože odpovídající sůl neexistuje.

   11. Voda + zásaditý oxid . Reakce je možná, pokud se vytvoří alkálie, tj. rozpustná báze (nebo mírně rozpustná v případě vápníku). Pokud je zásada nerozpustná nebo málo rozpustná, dochází k reverzní reakci rozkladu zásady na oxid a vodu.

   12. Zásaditý oxid + kys . Reakce je možná, pokud výsledná sůl existuje. Pokud je výsledná sůl nerozpustná, může být reakce pasivována zablokováním přístupu kyseliny k povrchu oxidu. V případě přebytku vícesytné kyseliny je možná tvorba kyselé soli.

   13. kysličník + základna . Zpravidla probíhá reakce mezi alkalickým a kyselým oxidem. Pokud oxid kyseliny odpovídá vícesytné kyselině, lze získat sůl kyseliny:CO 2 + KOH = KHCO 3 .

   Oxidy kyselin odpovídající silným kyselinám mohou reagovat i s nerozpustnými zásadami.

   Někdy oxidy odpovídající slabým kyselinám reagují s nerozpustnými zásadami a lze získat průměrnou nebo zásaditou sůl (zpravidla se získá méně rozpustná látka): 2mg( Ach) 2 + CO 2 = ( MgOH) 2 CO 3 + H 2 Ó.

   14. kysličník + sůl. Reakce může probíhat v tavenině a v roztoku. V tavenině méně těkavý oxid vytěsňuje těkavější oxid ze soli. V roztoku vytěsňuje oxid odpovídající silnější kyselině oxid odpovídající slabší kyselině. Například,Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 v dopředném směru tato reakce probíhá v tavenině, oxid uhličitý je těkavější než oxid křemičitý; v opačném směru probíhá reakce v roztoku, kyselina uhličitá je silnější než kyselina křemičitá a vysráží se oxid křemičitý.

   Je možné kombinovat oxid kyseliny s vlastní solí, například dichromát lze získat z chromátu a disulfát lze získat ze síranu a disulfit lze získat ze siřičitanu:

   Na 2 TAK 3 + TAK 2 = Na 2 S 2 Ó 5

   K tomu je třeba vzít krystalickou sůl a čistý oxid nebo nasycený roztok soli a přebytek kyselého oxidu.

   V roztoku mohou soli reagovat s vlastními oxidy kyselin za vzniku kyselých solí:Na 2 TAK 3 + H 2 Ó + TAK 2 = 2 NaHSO 3

   15. Voda + kysličník . Reakce je možná, pokud se vytvoří rozpustná nebo mírně rozpustná kyselina. Pokud je kyselina nerozpustná nebo málo rozpustná, pak dochází k reverzní reakci rozkladu kyseliny na oxid a vodu. Například kyselina sírová se vyznačuje reakcí získávání z oxidu a vody, k rozkladné reakci prakticky nedochází, kyselinu křemičitou nelze získat z vody a oxidu, ale snadno se rozkládá na tyto složky, ale mohou se účastnit kyseliny uhličité a siřičité v přímých i zpětných reakcích.

   16. Zásada + kyselina. Reakce probíhá, pokud je alespoň jedna z reakčních složek rozpustná. V závislosti na poměru činidel lze získat střední, kyselé a zásadité soli.

   17. Základ + sůl. Reakce probíhá, pokud jsou oba výchozí materiály rozpustné a jako produkt se získá alespoň jeden neelektrolyt nebo slabý elektrolyt (sraženina, plyn, voda).

   18. Sůl + kys. Obvykle,reakce probíhá, pokud jsou oba výchozí materiály rozpustné a jako produkt se získá alespoň jeden neelektrolyt nebo slabý elektrolyt (sraženina, plyn, voda).

   Silná kyselina může reagovat s nerozpustnými solemi slabých kyselin (uhličitany, sulfidy, siřičitany, dusitany) a uvolňuje se plynný produkt.

   Reakce mezi koncentrovanými kyselinami a krystalickými solemi jsou možné, pokud se získá těkavější kyselina: například chlorovodík lze získat působením koncentrované kyseliny sírové na krystalický chlorid sodný, bromovodík a jod lze získat působením kyseliny ortofosforečné. kyseliny na odpovídající soli. Je možné působit s kyselinou na její vlastní sůl a získat sůl kyseliny, například:BaSO 4 + H 2 TAK 4 = Ba( HSO 4 ) 2 .

   19. Sůl + sůl. Obvykle,reakce probíhá, pokud jsou oba výchozí materiály rozpustné a jako produkt se získá alespoň jeden neelektrolyt nebo slabý elektrolyt.

   Věnujme zvláštní pozornost těm případům, kdy vzniká sůl, což je v tabulce rozpustnosti znázorněno pomlčkou. Zde jsou 2 možnosti:

   1) sůl neexistuje, protoženevratně hydrolyzován . Jedná se o většinu uhličitanů, siřičitanů, sulfidů, křemičitanů trojmocných kovů, jakož i některých solí dvojmocných kovů a amonia. Soli trojmocných kovů se hydrolyzují na odpovídající báze a kyseliny a soli dvojmocných kovů na méně rozpustné bazické soli.

   Zvažte příklady:

   2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

   Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H 2 CO 3

   H 2 CO 3 rozkládá se na vodu a oxid uhličitý, voda v levé a pravé části se redukuje a ukazuje se: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 Ó = 2 Fe( Ach) 3 + 3 CO 2 (2)

   Pokud nyní zkombinujeme rovnice (1) a (2) a snížíme uhličitan železitý, dostaneme celkovou rovnici odrážející interakci chloridu železitého (III) a uhličitan sodný: 2FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 Ó = 2 Fe(Ach) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

   CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 TAK 4 (1)

   Podtržená sůl neexistuje kvůli nevratné hydrolýze:

   2CuCO 3 + H 2 O=(CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

   Pokud nyní zkombinujeme rovnice (1) a (2) a zredukujeme uhličitan měďnatý, dostaneme celkovou rovnici odrážející interakci síranu (II) a uhličitan sodný:

   2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O=(CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 TAK 4

   2) Sůl neexistuje kvůliintramolekulární redox takové soli zahrnujíFe 2 S 3 , FeI 3 , Cul 2 . Jakmile jsou získány, okamžitě se rozkládají:Fe 2 S 3 = 2 FeS+ S; 2 FeI 3 = 2 FeI 2 + já 2 ; 2 Cul 2 = 2 Cul + já 2

   Například;FeCl 3 + 3 KI = FeI 3 + 3 KCl (1),

   ale místo tohoFeI 3 musíte zapsat produkty jeho rozkladu:FeI 2 + já 2.

   Pak dostanete: 2FeCl 3 + 6 KI = 2 FeI 2 + já 2 + 6 KCl

   Toto není jediný způsob, jak zaznamenat tuto reakci, pokud byl jodid nedostatek, lze získat jód a chlorid železitý (II):

   2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + já 2 + 2 KCl

   Navrhované schéma o tom nic neříkáamfoterní sloučeniny a jim odpovídající jednoduché látky. Budeme jim věnovat zvláštní pozornost. Takže amfoterní oxid v tomto schématu může nahradit kyselé i zásadité oxidy, amfoterní hydroxid může nahradit kyselinu a zásadu. Je třeba mít na paměti, že amfoterní oxidy a hydroxidy působí jako kyselé a tvoří běžné soli v bezvodém prostředí a komplexní soli v roztocích:

   Al 2 Ó 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 Ó(slinování)

   Al 2 Ó 3 + 2 NaOH + 3 H 2 Ó = 2 Na[ Al(Ach) 4 ] (v řešení)

   Jednoduché látky odpovídající amfoterním oxidům a hydroxidům reagují s alkalickými roztoky za vzniku komplexních solí a uvolňují vodík: 2Al + 2 NaOH + 6

   Chemické vlastnosti anorganických látek. Lidin R.A. atd. 3. vydání, rev. - M.: Chemie, 2000 - 480 s.