Kuriseva Nadezhda Gennadievna
Chemielehrer der höchsten Kategorie, Sekundarschule №36, Vladimir

In außerschulischen Aktivitäten trainieren sie hauptsächlich Aufgaben von Teil C.

Dazu bieten wir eine Auswahl von Aufgaben aus Optionen für offene KMGs der Vorjahre an. .

Sie können Fähigkeiten üben, indem Sie die Aufgaben des Teils erledigen MIT In irgendeiner Reihenfolge. Wir halten uns jedoch an folgende Reihenfolge: Zuerst lösen wir Probleme C5 und führe die Ketten aus C3.(Ähnliche Aufgaben wurden von Schülern der Klasse X bearbeitet.) Auf diese Weise werden die Kenntnisse und Fähigkeiten der Schüler in der organischen Chemie gefestigt, systematisiert und verbessert.

Nach dem Studium des Themas "Lösungen" weiter zur Problemlösung C4... Im Betreff "Redoxreaktionen"Schüler in die Methode der ionenelektronischen Waage einführen (Halbreaktionsmethode), und dann üben wir die Fähigkeit, Redoxreaktionen von Aufgaben zu schreiben C1 und C2.

Wir schlagen vor, konkrete Beispiele für die Ausführung einzelner Aufgaben des Teils zu betrachten MIT.

Die Aufgaben des Teils C1 testen die Fähigkeit, Gleichungen für Redoxreaktionen aufzustellen. Die Schwierigkeit liegt darin, dass einige Reagenzien oder Reaktionsprodukte übersehen wurden. Die Schüler müssen sie durch logisches Denken definieren. Wir bieten zwei Möglichkeiten, solche Aufgaben zu erfüllen: die erste - logisches Denken und Finden der fehlenden Substanzen; die zweite besteht darin, die Gleichung nach der ionenelektronischen Bilanzmethode (Halbreaktionsmethode - siehe Anhang Nr. 3), und dann eine traditionelle elektronische Bilanz aufstellen, tk. Dies wird vom Prüfling verlangt. In verschiedenen Fällen bestimmen die Studierenden selbst, welche Methode bevorzugt wird. Für beide Optionen müssen Sie nur die wichtigsten Oxidations- und Reduktionsmittel sowie deren Produkte gut kennen. Dazu bieten wir Studenten einen Tisch an "Oxidations- und Reduktionsmittel" einführen mit ihr (Anhang Nr. 3).

Wir bieten die zu lösende Aufgabe nach der ersten Methode an.

Übung. Schreiben Sie mit der Methode der elektronischen Waage die ReaktionsgleichungP + HNO 3 → NEIN 2 + … Bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

Salpetersäure ist ein starkes Oxidationsmittel, daher ist eine einfache Substanz Phosphor ein Reduktionsmittel. Schreiben wir die elektronische Waage auf:

HNO 3 (N +5) ist ein Oxidationsmittel, P ist ein Reduktionsmittel.

Übung. Schreiben Sie mit der Methode der elektronischen Waage die ReaktionsgleichungK 2 Cr 2 Ö 7 + … + h 2 ALSO 4 → ich 2 + Cr 2 ( ALSO 4 ) 3 + … + h 2 Ö . Bestimmen Sie das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.

K 2 Cr 2 O 7 -Oxidationsmittel, da Chrom in der höchsten Oxidationsstufe +6, H 2 SO 4 ist ein Medium, daher fehlt ein Reduktionsmittel. Es ist logisch anzunehmen, dass dies das Ion I . ist - .Schreiben wir die elektronische Waage auf:

K 2 Cr 2 O 7 (Cr +6) ist ein Oxidationsmittel, KI (I -1) ist ein Reduktionsmittel.

Die schwierigsten Aufgaben C2. Im Zentrum stehen die Überprüfung der Wissensaufnahme über die chemischen Eigenschaften anorganischer Stoffe, die Verwandtschaft von Stoffen verschiedener Klassen, über die Bedingungen für den irreversiblen Ablauf von Stoffwechsel- und Redoxreaktionen und die Fähigkeit, Reaktionsgleichungen aufzustellen. Die Erfüllung dieser Aufgabe beinhaltet die Analyse der Eigenschaften anorganischer Stoffe verschiedener Klassen, die Herstellung einer genetischen Verbindung zwischen den gegebenen Stoffen und die Nutzung der Fähigkeiten, chemische Reaktionsgleichungen nach der Berthollet-Regel und Redox aufzustellen Reaktionen.

1. die Daten in der Aufgabe des Stoffes sorgfältig analysieren;
2. anhand des Schemas der genetischen Beziehung zwischen Stoffklassen deren Interaktion miteinander bewerten (Säure-Base-Wechselwirkungen finden, Austausch, Metall mit Säure (oder Alkali), Metall mit Nichtmetall usw.);
3. die Oxidationsstufen von Elementen in Stoffen zu bestimmen, zu beurteilen, welcher Stoff nur ein Oxidationsmittel, nur ein Reduktionsmittel und welcher sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein kann. Als nächstes stellen Sie Redoxreaktionen her.

Übung. Wässrige Lösungen werden gegeben: Eisenchlorid (III), Natriumjodid, Natriumdichromat, Schwefelsäure und Cäsiumhydroxid. Geben Sie die Gleichungen für vier mögliche Reaktionen zwischen diesen Stoffen an.

Unter den vorgeschlagenen Substanzen es gibt Säure und Lauge. Schreiben Sie die erste Reaktionsgleichung auf: 2 CsOH + H 2 SO 4 = Cs 2 SO 4 + 2H 2 O.

Wir finden einen Austauschprozess, der bei der Ausfällung einer unlöslichen Base stattfindet. FeCl 3 + 3CsOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3CsCl.

Im Betreff "Chrom" die Umwandlungsreaktionen von Dichromaten zu Chromaten in alkalischem Medium werden untersucht: Na 2 Cr 2 O 7 + 2CsOH = Na 2 CrO 4 + Cs 2 CrO 4 + H 2 O.

Lassen Sie uns die Möglichkeit des Redox-Prozesses analysieren. FeCl 3 weist oxidierende Eigenschaften auf, weil Eisen in der höchsten Oxidationsstufe +3, NaI ist ein Reduktionsmittel aufgrund von Jod in der niedrigsten Oxidationsstufe -1.

Verwendung der Technik des Schreibens von Redoxreaktionen, die bei der Erledigung der Aufgaben des Teils berücksichtigt wird C1, wir schreiben:

2FeCl 3 + 2NaI = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2

Im Jahr 2012 wurde eine neue Form der Aufgabe C2 vorgeschlagen - in Form eines Textes, der eine Abfolge von experimentellen Aktionen beschreibt, die in Reaktionsgleichungen umgewandelt werden müssen.
Die Schwierigkeit einer solchen Aufgabe liegt darin, dass Schüler eine sehr schlechte Vorstellung von experimenteller Chemie ohne Papier haben, sie die verwendeten Begriffe und die laufenden Prozesse nicht immer verstehen. Versuchen wir es herauszufinden.
Sehr oft werden Konzepte, die einem Chemiker völlig klar erscheinen, von Bewerbern missverstanden, nicht wie erwartet. Das Wörterbuch enthält Beispiele für Missverständnisse.

Wörterbuch der unverständlichen Begriffe.

1. Scharnierist nur ein Teil eines Stoffes mit einer bestimmten Masse (er wurde gewogenauf der Waage). Mit der Markise hat das nichts zu tun.
2. Entzünden- Substanz auf hohe Temperatur erhitzen und bis zum Ende der chemischen Reaktionen erhitzen. Dies ist nicht "mit Kalium mischen" oder "mit einem Nagel durchbohren".
3. "Sie haben ein Gasgemisch in die Luft gejagt" - dies bedeutet, dass die Stoffe mit einer Explosion reagiert haben. In der Regel wird hierfür ein elektrischer Funke verwendet. Eine Flasche oder ein Gefäß in diesem Fallnicht explodieren!
4. Filter- um den Niederschlag von der Lösung zu trennen.
5. Filter- Führen Sie die Lösung durch einen Filter, um den Niederschlag abzutrennen.
6. Filtrierenwird gefiltertLösung.
7. Auflösung der Substanz - dies ist der Übergang eines Stoffes in eine Lösung. Es kann ohne chemische Reaktionen auftreten (z. B. wenn Natriumchlorid in Wasser gelöst wird, wird eine Lösung von Natriumchlorid erhalten und nicht Alkali und Säure getrennt) oder beim Auflösen reagiert die Substanz mit Wasser und bildet eine Lösung einer anderen Substanz (wenn sich Bariumoxid auflöst, entsteht Bariumhydroxidlösung). Stoffe können nicht nur in Wasser, sondern auch in Säuren, Laugen etc. gelöst werden.
8. Verdunstung- Dies ist die Entfernung von Wasser und flüchtigen Stoffen aus der Lösung ohne Zersetzung der in der Lösung enthaltenen Feststoffe.
9. Verdunstungist einfach eine Verringerung der Masse des gelösten Wassers durch Kochen.
10. Verschmelzung- Dies ist das gemeinsame Erhitzen von zwei oder mehr Feststoffen auf die Temperatur, bei der sie zu schmelzen und zu interagieren beginnen. Es hat nichts mit Segeln auf dem Fluss zu tun.
11. Sediment und Rückstand. Diese Begriffe werden oft verwechselt. Obwohl dies völlig unterschiedliche Konzepte sind."Die Reaktion verläuft unter Ausfällung" - dies bedeutet, dass einer der bei der Reaktion erhaltenen Stoffe schwer löslich ist. Solche Stoffe fallen auf den Boden des Reaktionsgefäßes (Reagenzgläser oder Kolben)."Rest"ist eine Substanz, dielinks, wurde nicht vollständig konsumiert oder hat überhaupt nicht reagiert. Wenn beispielsweise ein Gemisch mehrerer Metalle mit Säure behandelt wurde und eines der Metalle nicht reagiert hat, kann es als . bezeichnet werdender Rest.
12. Gesättigteine Lösung ist eine Lösung, in der bei einer bestimmten Temperatur die Konzentration eines Stoffes maximal möglich ist und sich nicht mehr löst.
    Ungesättigteine Lösung ist eine Lösung, deren Konzentration eines Stoffes nicht die maximal mögliche ist; in einer solchen Lösung kann man zusätzlich noch etwas von diesem Stoff auflösen, bis er gesättigt ist.
    Verdünnt und "Sehr" verdünnt eine Lösung ist ein sehr bedingtes Konzept, eher qualitativ als quantitativ. Es versteht sich, dass die Konzentration der Substanz gering ist.
    Für Säuren und Laugen wird der Begriff auch verwendet"konzentriert" Lösung. Dies ist auch eine bedingte Eigenschaft. Konzentrierte Salzsäure hat beispielsweise eine Konzentration von nur etwa 40 %. Konzentrierte Schwefelsäure ist wasserfrei, 100 % sauer.

Um solche Probleme zu lösen, ist es notwendig, die Eigenschaften der meisten Metalle, Nichtmetalle und ihrer Verbindungen: Oxide, Hydroxide, Salze genau zu kennen. Es ist notwendig, die Eigenschaften von Salpeter- und Schwefelsäure, Kaliumpermanganat und -dichromat, Redoxeigenschaften verschiedener Verbindungen, Elektrolyse von Lösungen und Schmelzen verschiedener Substanzen, Zersetzungsreaktionen von Verbindungen verschiedener Klassen, Amphoterität, Hydrolyse von Salzen und anderen Verbindungen zu wiederholen, gegenseitige Hydrolyse zweier Salze.
Darüber hinaus ist es erforderlich, die Farbe und den Aggregatzustand der meisten untersuchten Substanzen - Metalle, Nichtmetalle, Oxide, Salze - zu kennen.
Deshalb analysieren wir diese Aufgabenstellung ganz am Ende des Studiums der Allgemeinen und Anorganischen Chemie. Betrachten wir einige Beispiele für solche Aufgaben.

Beispiel 1:Das Reaktionsprodukt von Lithium mit Stickstoff wurde mit Wasser behandelt. Das resultierende Gas wurde bis zum Abbruch der chemischen Reaktionen durch eine Schwefelsäurelösung geleitet. Die resultierende Lösung wurde mit Bariumchlorid behandelt. Die Lösung wurde filtriert und das Filtrat mit Natriumnitritlösung vermischt und erhitzt.

Lösung:

1. Lithium reagiert mit Stickstoff bei Raumtemperatur zu festem Lithiumnitrid:
   6Li + N2 = 2Li3N
2. Wenn Nitride mit Wasser interagieren, entsteht Ammoniak:
   Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3
3. Ammoniak reagiert mit Säuren zu mittleren und sauren Salzen. Die Worte im Text "bis zum Ende der chemischen Reaktionen" bedeuten, dass ein durchschnittliches Salz gebildet wird, da das zunächst erhaltene saure Salz weiter mit Ammoniak wechselwirkt und dadurch Ammoniumsulfat in der Lösung vorliegt:
   2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4
4. Die Austauschreaktion zwischen Ammoniumsulfat und Bariumchlorid verläuft unter Bildung eines Bariumsulfatniederschlags:
   (NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl
5. Nach dem Entfernen des Niederschlags enthält das Filtrat Ammoniumchlorid, bei der Wechselwirkung mit einer Natriumnitritlösung wird Stickstoff freigesetzt, und diese Reaktion findet bereits bei 85 Grad statt:

Beispiel 2:ScharnierAluminium wurde in verdünnter Salpetersäure gelöst, und es entstand eine gasförmige einfache Substanz. Der resultierenden Lösung wurde Natriumcarbonat zugesetzt, bis die Gasentwicklung vollständig aufhörte. Herausgefallender Niederschlag wurde abfiltriert und kalziniert, filtrieren verdampfterhaltener Feststoffder Rest war verschmolzen mit Ammoniumchlorid. Das entwickelte Gas wurde mit Ammoniak vermischt und die resultierende Mischung wurde erhitzt.

Lösung:

1. Aluminium wird mit Salpetersäure zu Aluminiumnitrat oxidiert. Das Produkt der Stickstoffreduktion kann jedoch je nach Konzentration der Säure unterschiedlich sein. Aber wir müssen daran denken, dass wenn Salpetersäure mit Metallen interagiertkein Wasserstoff freigesetzt ! Daher kann nur Stickstoff eine einfache Substanz sein:
   10Al + 36HNO 3 = 10Al (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

   Al 0 - 3e = Al 3+	|	10
   2N +5 + 10e = N 2 0		3

2. Wenn der Aluminiumnitratlösung Natriumcarbonat zugesetzt wird, findet der Prozess der gegenseitigen Hydrolyse statt (Aluminiumcarbonat existiert nicht in wässriger Lösung, daher wechselwirken das Aluminiumkation und das Carbonatanion mit Wasser). Es bildet sich ein Niederschlag von Aluminiumhydroxid und Kohlendioxid wird freigesetzt:
   2Al (NO 3) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al (OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6NaNO 3
3. Der Niederschlag ist Aluminiumhydroxid, beim Erhitzen zerfällt es in Oxid und Wasser:
4. Natriumnitrat verblieb in der Lösung. Beim Anschmelzen mit Ammoniumsalzen findet eine Redoxreaktion statt und Stickoxid (I) wird freigesetzt (der gleiche Vorgang findet beim Kalzinieren von Ammoniumnitrat statt):
   NaNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + NaCl
5. Stickoxid (I) ist ein aktives Oxidationsmittel, das mit Reduktionsmitteln zu Stickstoff reagiert:
   3N 2 O + 2NH 3 = 4N 2 + 3H 2 O

Beispiel 3:Aluminiumoxid wurde mit Natriumcarbonat geschmolzen und der resultierende Feststoff wurde in Wasser gelöst. Durch die resultierende Lösung wurde Schwefeldioxid geleitet, bis die Wechselwirkung vollständig beendet war. Der gebildete Niederschlag wurde abfiltriert und die filtrierte Lösung mit Bromwasser versetzt. Die resultierende Lösung wurde mit Natriumhydroxid neutralisiert.

Lösung:

1. Aluminiumoxid ist ein amphoteres Oxid, wenn durch Schmelzen mit Alkalien oder Alkalimetallcarbonaten Aluminate entstehen:
   Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaAlO 2 + CO 2
2. Natriumaluminat bildet, wenn es in Wasser gelöst wird, einen Hydroxo-Komplex:
   NaAlO 2 + 2H 2 O = Na
3. Lösungen von Hydroxokomplexen reagieren mit Säuren und Säureoxiden in Lösung zu Salzen. Aluminiumsulfit existiert jedoch nicht in wässriger Lösung, so dass Aluminiumhydroxid ausfällt. Bitte beachten Sie, dass bei der Reaktion ein saures Salz entsteht - Kaliumhydrosulfit:
   Na + SO 2 = NaHSO 3 + Al (OH) 3
4. Kaliumhydrogensulfit ist ein Reduktionsmittel und wird mit Bromwasser zu Hydrogensulfat oxidiert:
   NaHSO 3 + Br 2 + H 2 O = NaHSO 4 + 2HBr
5. Die resultierende Lösung enthält Kaliumhydrogensulfat und Bromwasserstoffsäure. Bei der Zugabe von Alkali ist die Wechselwirkung beider Stoffe damit zu berücksichtigen:
   

   NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O
   HBr + NaOH = NaBr + H 2 O

Beispiel 4:Zinksulfid wurde mit einer Salzsäurelösung behandelt, das resultierende Gas wurde durch einen Überschuss an Natriumhydroxidlösung geleitet, dann wurde eine Lösung von Eisen(II)chlorid zugegeben. Der resultierende Niederschlag wurde kalziniert. Das resultierende Gas wurde mit Sauerstoff vermischt und über den Katalysator geleitet.

Lösung:

1. Zinksulfid reagiert mit Salzsäure, wobei ein Gas freigesetzt wird - Schwefelwasserstoff:
   ZnS + HCl = ZnCl 2 + H 2 S
2. Schwefelwasserstoff - reagiert in wässriger Lösung mit Alkalien und bildet saure und mittlere Salze. Da die Aufgabe von einem Überschuss an Natriumhydroxid spricht, wird daher ein durchschnittliches Salz gebildet - Natriumsulfid:
   H 2 S + NaOH = Na 2 S + H 2 O
3. Natriumsulfid reagiert mit Eisenchlorid, es bildet sich ein Niederschlag von Eisen(II)-sulfid:
   Na 2 S + FeCl 2 = FeS + NaCl
4. Rösten ist die Wechselwirkung von Feststoffen mit Sauerstoff bei hohen Temperaturen. Beim Rösten von Sulfiden wird Schwefeldioxid freigesetzt und Eisen(III)-oxid gebildet:
   FeS + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2
5. Schwefeldioxid reagiert mit Sauerstoff in Gegenwart eines Katalysators zu Schwefelsäureanhydrid:
   SO 2 + O 2 = SO 3

Beispiel 5:Siliziumoxid wurde mit einem großen Überschuss an Magnesium kalziniert. Das resultierende Stoffgemisch wurde mit Wasser behandelt. Gleichzeitig wurde Gas freigesetzt, das in Sauerstoff verbrannt wurde. Das feste Verbrennungsprodukt wurde in einer konzentrierten Lösung von Cäsiumhydroxid gelöst. Salzsäure wurde der resultierenden Lösung zugesetzt.

Lösung:

1. Bei der Reduktion von Siliziumoxid mit Magnesium entsteht Silizium, das mit überschüssigem Magnesium reagiert. Dabei entsteht Magnesiumsilicid:
   

   SiO 2 + Mg = MgO + Si
   Si + Mg = Mg 2 Si

   Sie können mit einem großen Überschuss an Magnesium die Gesamtreaktionsgleichung aufschreiben:
   SiO 2 + Mg = MgO + Mg 2 Si
2. Beim Auflösen der resultierenden Mischung in Wasser löst sich Magnesiumsilicid, es entstehen Magnesiumhydroxid und Silan (Magnesiumoxid reagiert mit Wasser nur beim Sieden):
   Mg 2 Si + H 2 O = Mg (OH) 2 + SiH 4
3. Silan bildet bei der Verbrennung Siliziumoxid:
   SiH 4 + O 2 = SiO 2 + H 2 O
4. Siliziumoxid ist ein saures Oxid, es reagiert mit Alkalien zu Silikaten:
   SiO 2 + CsOH = Cs 2 SiO 3 + H 2 O
5. Wenn es Lösungen von Silikaten von Säuren ausgesetzt wird, die stärker als Silizium sind, wird es in Form eines Niederschlags freigesetzt:
   Cs 2 SiO 3 + HCl = CsCl + H 2 SiO 3

Aufträge für selbstständiges Arbeiten.

1. Kupfernitrat wurde kalziniert, der resultierende feste Niederschlag wurde in Schwefelsäure gelöst. Durch die Lösung wurde Schwefelwasserstoff geleitet, der resultierende schwarze Niederschlag kalziniert und der feste Rückstand durch Erhitzen in konzentrierter Salpetersäure gelöst.
2. Calciumphosphat wurde mit Kohle und Sand geschmolzen, dann wurde die resultierende einfache Substanz in einem Überschuss an Sauerstoff verbrannt, das Verbrennungsprodukt wurde in einem Überschuss an Natronlauge gelöst. Der resultierenden Lösung wurde eine Lösung von Bariumchlorid zugesetzt. Der resultierende Niederschlag wurde mit einem Überschuss an Phosphorsäure behandelt.
3. Kupfer wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst, das resultierende Gas wurde mit Sauerstoff vermischt und in Wasser gelöst. Zinkoxid wurde in der resultierenden Lösung gelöst, dann wurde ein großer Überschuss an Natriumhydroxidlösung zu der Lösung gegeben.
4. Trockenes Natriumchlorid wurde unter schwachem Erhitzen mit konzentrierter Schwefelsäure beaufschlagt, das resultierende Gas wurde in eine Bariumhydroxidlösung eingeleitet. Der resultierenden Lösung wurde Kaliumsulfatlösung zugesetzt. Der resultierende Niederschlag wurde mit Kohle geschmolzen. Das resultierende Material wurde mit Salzsäure behandelt.
5. Eine abgewogene Portion Aluminiumsulfid wurde mit Salzsäure behandelt. Dabei entwickelte sich Gas und es entstand eine farblose Lösung. Der resultierenden Lösung wurde eine Ammoniaklösung zugesetzt, und das Gas wurde durch eine Bleinitratlösung geleitet. Der resultierende Niederschlag wurde mit einer Wasserstoffperoxidlösung behandelt.
6. Aluminiumpulver wurde mit Schwefelpulver vermischt, die Mischung erhitzt, die resultierende Substanz mit Wasser behandelt, wobei Gas abgelassen wurde und ein Niederschlag gebildet wurde, zu dem ein Überschuss an Kalilauge bis zur vollständigen Auflösung zugegeben wurde. Diese Lösung wurde eingedampft und kalziniert. Der resultierende Feststoff wurde mit einem Überschuss an Salzsäurelösung versetzt.
7. Die Kaliumjodidlösung wurde mit einer Chlorlösung behandelt. Der resultierende Niederschlag wurde mit Natriumsulfitlösung behandelt. Zu der resultierenden Lösung wurde zuerst eine Bariumchloridlösung und nach Abtrennung des Niederschlags eine Silbernitratlösung zugegeben.
8. Ein graugrünes Pulver von Chrom(III)-oxid wurde mit einem Überschuss an Alkali verschmolzen, die resultierende Substanz wurde in Wasser gelöst und eine dunkelgrüne Lösung wurde erhalten. Der resultierenden alkalischen Lösung wurde Wasserstoffperoxid zugesetzt. Das Ergebnis ist eine gelbe Lösung, die bei Zugabe von Schwefelsäure orange wird. Wenn Schwefelwasserstoff durch die resultierende angesäuerte orangefarbene Lösung geleitet wird, wird sie trüb und wird wieder grün.
9. (MIOO 2011, Ausbildungsarbeit) Aluminium wurde in einer konzentrierten Kaliumhydroxidlösung gelöst. Kohlendioxid wurde durch die resultierende Lösung geleitet, bis die Ausfällung aufhörte. Der Niederschlag wurde abfiltriert und kalziniert. Der resultierende feste Rückstand wurde mit Natriumcarbonat verschmolzen.
10. (MIOO 2011, Ausbildungsarbeit) Silizium wurde in einer konzentrierten Kaliumhydroxidlösung gelöst. Der resultierenden Lösung wurde ein Überschuss an Salzsäure zugesetzt. Die trübe Lösung wurde erhitzt. Der ausgefallene Niederschlag wurde abfiltriert und mit Calciumcarbonat kalziniert. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen auf.

Antworten auf Aufgaben zur eigenständigen Lösung:

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

   2Cu (NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
   CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
   CuSO 4 + H 2 S = CuS + H 2 SO 4
   2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2
   CuO + 2HNO 3 = 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 oder Ba (H 2 PO 4) 2

   Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO
   4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
   P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O
   2Na 3 PO 4 + 3BaCl 2 = 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 = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
   4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3
   ZnO + 2HNO 3 = Zn (NO 3) 2 + H 2 O
   Zn (NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3

4. NaCl → HCl → BaCl 2 → BaSO 4 → BaS → H 2 S

   2NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4
   2HCl + Ba (OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O
   BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 + 2KCl
   BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
   BaS + 2HCl = BaCl 2 + H 2 S

5. Al 2 S 3	→ H 2 S → PbS → PbSO 4
   ↓
   AlCl 3	→ Al(OH)3

   Al 2 S 3 + 6HCl = 3H 2 S + 2AlCl 3
   AlCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O = Al (OH) 3 + 3NH 4 Cl
   H 2 S + Pb (NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3
   PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 Ö

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

Die Bedingung der C2-Aufgabe in der Prüfung in Chemie ist ein Text, der die Abfolge experimenteller Handlungen beschreibt. Dieser Text muss in Reaktionsgleichungen umgewandelt werden.

Die Schwierigkeit einer solchen Aufgabe besteht darin, dass Schulkinder wenig Ahnung von experimenteller Chemie haben, nicht von "Papier" -Chemie. Nicht jeder versteht die verwendeten Begriffe und die laufenden Prozesse. Versuchen wir es herauszufinden.

Sehr oft werden Konzepte, die einem Chemiker völlig klar erscheinen, von Bewerbern missverstanden. Hier ist ein kurzes Glossar solcher Konzepte.

Wörterbuch der unverständlichen Begriffe.

1. Scharnier ist nur ein Teil eines Stoffes mit einer bestimmten Masse (er wurde gewogen auf der Waage). Es hat nichts mit der Veranda-Markise zu tun :-)
2. Entzünden- Substanz auf hohe Temperatur erhitzen und bis zum Ende der chemischen Reaktionen erhitzen. Dies ist nicht "mit Kalium mischen" oder "mit einem Nagel durchbohren".
3. "Sie haben ein Gasgemisch in die Luft gejagt"- dies bedeutet, dass die Stoffe mit einer Explosion reagiert haben. In der Regel wird hierfür ein elektrischer Funke verwendet. Eine Flasche oder ein Gefäß in diesem Fall nicht explodieren!
4. Filter- um den Niederschlag von der Lösung zu trennen.
5. Filter- Führen Sie die Lösung durch einen Filter, um den Niederschlag abzutrennen.
6. Filtrieren wird gefiltert Lösung.
7. Auflösung der Substanz- dies ist der Übergang eines Stoffes in eine Lösung. Es kann ohne chemische Reaktionen auftreten (z. B. wenn Natriumchlorid in Wasser gelöst wird, wird eine Lösung von Natriumchlorid erhalten und nicht Alkali und Säure getrennt) oder beim Auflösen reagiert die Substanz mit Wasser und bildet eine Lösung einer anderen Substanz (wenn sich Bariumoxid auflöst, entsteht Bariumhydroxidlösung). Stoffe können nicht nur in Wasser, sondern auch in Säuren, Laugen etc. gelöst werden.
8. Verdunstung- Dies ist die Entfernung von Wasser und flüchtigen Stoffen aus der Lösung ohne Zersetzung der in der Lösung enthaltenen Feststoffe.
9. Verdunstung ist einfach eine Verringerung der Masse des gelösten Wassers durch Kochen.
10. Verschmelzung- Dies ist das gemeinsame Erhitzen von zwei oder mehr Feststoffen auf die Temperatur, bei der sie zu schmelzen und zu interagieren beginnen. Es hat nichts mit Segeln auf dem Fluss zu tun :-)
11. Sediment und Rückstand.
    Diese Begriffe werden oft verwechselt. Obwohl dies völlig unterschiedliche Konzepte sind.
    "Die Reaktion verläuft unter Ausfällung"- dies bedeutet, dass einer der bei der Reaktion erhaltenen Stoffe schwer löslich ist. Solche Stoffe fallen auf den Boden des Reaktionsgefäßes (Reagenzgläser oder Kolben).
    "Rest" ist eine Substanz, die links, wurde nicht vollständig konsumiert oder hat überhaupt nicht reagiert. Wenn beispielsweise ein Gemisch mehrerer Metalle mit Säure behandelt wurde und eines der Metalle nicht reagiert hat, kann es als . bezeichnet werden der Rest.
12. Gesättigt eine Lösung ist eine Lösung, in der bei einer bestimmten Temperatur die Konzentration eines Stoffes maximal möglich ist und sich nicht mehr löst.

    Ungesättigt eine Lösung ist eine Lösung, deren Konzentration eines Stoffes nicht die maximal mögliche ist; in einer solchen Lösung kann man zusätzlich noch etwas von diesem Stoff auflösen, bis er gesättigt ist.

    Verdünnt und "Sehr" verdünnt eine Lösung ist ein sehr bedingtes Konzept, eher qualitativ als quantitativ. Es versteht sich, dass die Konzentration der Substanz gering ist.

    Für Säuren und Laugen wird der Begriff auch verwendet "konzentriert" Lösung. Dies ist auch eine bedingte Eigenschaft. Konzentrierte Salzsäure hat beispielsweise eine Konzentration von nur etwa 40 %. Konzentrierte Schwefelsäure ist wasserfrei, 100 % sauer.

Um solche Probleme zu lösen, ist es notwendig, die Eigenschaften der meisten Metalle, Nichtmetalle und ihrer Verbindungen: Oxide, Hydroxide, Salze genau zu kennen. Es ist notwendig, die Eigenschaften von Salpeter- und Schwefelsäure, Kaliumpermanganat und -dichromat, Redoxeigenschaften verschiedener Verbindungen, Elektrolyse von Lösungen und Schmelzen verschiedener Substanzen, Zersetzungsreaktionen von Verbindungen verschiedener Klassen, Amphoterität, Hydrolyse von Salzen und anderen Verbindungen zu wiederholen, gegenseitige Hydrolyse zweier Salze.

Darüber hinaus ist es erforderlich, die Farbe und den Aggregatzustand der meisten untersuchten Substanzen - Metalle, Nichtmetalle, Oxide, Salze - zu kennen.

Deshalb analysieren wir diese Aufgabenstellung ganz am Ende des Studiums der Allgemeinen und Anorganischen Chemie.
Betrachten wir einige Beispiele für solche Aufgaben.

Beispiel 1: Das Reaktionsprodukt von Lithium mit Stickstoff wurde mit Wasser behandelt. Das resultierende Gas wurde bis zum Abbruch der chemischen Reaktionen durch eine Schwefelsäurelösung geleitet. Die resultierende Lösung wurde mit Bariumchlorid behandelt. Die Lösung wurde filtriert und das Filtrat mit Natriumnitritlösung vermischt und erhitzt.

Lösung:

Beispiel 2:Scharnier Aluminium wurde in verdünnter Salpetersäure gelöst, und es entstand eine gasförmige einfache Substanz. Der resultierenden Lösung wurde Natriumcarbonat zugesetzt, bis die Gasentwicklung vollständig aufhörte. Herausgefallen der Niederschlag wurde abfiltriert und kalziniert, filtrieren verdampft erhaltener Feststoff der Rest war verschmolzen mit Ammoniumchlorid. Das entwickelte Gas wurde mit Ammoniak vermischt und die resultierende Mischung wurde erhitzt.

Lösung:

Beispiel 3: Aluminiumoxid wurde mit Natriumcarbonat geschmolzen und der resultierende Feststoff wurde in Wasser gelöst. Durch die resultierende Lösung wurde Schwefeldioxid geleitet, bis die Wechselwirkung vollständig beendet war. Der gebildete Niederschlag wurde abfiltriert und die filtrierte Lösung mit Bromwasser versetzt. Die resultierende Lösung wurde mit Natriumhydroxid neutralisiert.

Lösung:

Beispiel 4: Zinksulfid wurde mit einer Salzsäurelösung behandelt, das resultierende Gas wurde durch einen Überschuss an Natriumhydroxidlösung geleitet, dann wurde eine Lösung von Eisen(II)chlorid zugegeben. Der resultierende Niederschlag wurde kalziniert. Das resultierende Gas wurde mit Sauerstoff vermischt und über den Katalysator geleitet.

Lösung:

Beispiel 5: Siliziumoxid wurde mit einem großen Überschuss an Magnesium kalziniert. Das resultierende Stoffgemisch wurde mit Wasser behandelt. Gleichzeitig wurde Gas freigesetzt, das in Sauerstoff verbrannt wurde. Das feste Verbrennungsprodukt wurde in einer konzentrierten Lösung von Cäsiumhydroxid gelöst. Salzsäure wurde der resultierenden Lösung zugesetzt.

Lösung:

C2-Aufgaben aus den USE-Optionen in Chemie zum selbstständigen Arbeiten.

1. Kupfernitrat wurde kalziniert, der resultierende feste Niederschlag wurde in Schwefelsäure gelöst. Durch die Lösung wurde Schwefelwasserstoff geleitet, der resultierende schwarze Niederschlag kalziniert und der feste Rückstand durch Erhitzen in konzentrierter Salpetersäure gelöst.
2. Calciumphosphat wurde mit Kohle und Sand geschmolzen, dann wurde die resultierende einfache Substanz in einem Überschuss an Sauerstoff verbrannt, das Verbrennungsprodukt wurde in einem Überschuss an Natronlauge gelöst. Der resultierenden Lösung wurde eine Lösung von Bariumchlorid zugesetzt. Der resultierende Niederschlag wurde mit einem Überschuss an Phosphorsäure behandelt.
3. Kupfer wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst, das resultierende Gas wurde mit Sauerstoff vermischt und in Wasser gelöst. Zinkoxid wurde in der resultierenden Lösung gelöst, dann wurde ein großer Überschuss an Natriumhydroxidlösung zu der Lösung gegeben.
4. Trockenes Natriumchlorid wurde unter schwachem Erhitzen mit konzentrierter Schwefelsäure beaufschlagt, das resultierende Gas wurde in eine Bariumhydroxidlösung eingeleitet. Der resultierenden Lösung wurde Kaliumsulfatlösung zugesetzt. Der resultierende Niederschlag wurde mit Kohle geschmolzen. Das resultierende Material wurde mit Salzsäure behandelt.
5. Eine abgewogene Portion Aluminiumsulfid wurde mit Salzsäure behandelt. Dabei entwickelte sich Gas und es entstand eine farblose Lösung. Der resultierenden Lösung wurde eine Ammoniaklösung zugesetzt, und das Gas wurde durch eine Bleinitratlösung geleitet. Der resultierende Niederschlag wurde mit einer Wasserstoffperoxidlösung behandelt.
6. Aluminiumpulver wurde mit Schwefelpulver vermischt, die Mischung erhitzt, die resultierende Substanz mit Wasser behandelt, wobei Gas abgelassen wurde und ein Niederschlag gebildet wurde, zu dem ein Überschuss an Kalilauge bis zur vollständigen Auflösung zugegeben wurde. Diese Lösung wurde eingedampft und kalziniert. Der resultierende Feststoff wurde mit einem Überschuss an Salzsäurelösung versetzt.
7. Die Kaliumjodidlösung wurde mit einer Chlorlösung behandelt. Der resultierende Niederschlag wurde mit Natriumsulfitlösung behandelt. Zu der resultierenden Lösung wurde zuerst eine Bariumchloridlösung und nach Abtrennung des Niederschlags eine Silbernitratlösung zugegeben.
8. Ein graugrünes Pulver von Chrom(III)-oxid wurde mit einem Überschuss an Alkali verschmolzen, die resultierende Substanz wurde in Wasser gelöst und eine dunkelgrüne Lösung wurde erhalten. Der resultierenden alkalischen Lösung wurde Wasserstoffperoxid zugesetzt. Das Ergebnis ist eine gelbe Lösung, die bei Zugabe von Schwefelsäure orange wird. Wenn Schwefelwasserstoff durch die resultierende angesäuerte orangefarbene Lösung geleitet wird, wird sie trüb und wird wieder grün.
9. (MIOO 2011, Ausbildungsarbeit) Aluminium wurde in einer konzentrierten Kaliumhydroxidlösung gelöst. Kohlendioxid wurde durch die resultierende Lösung geleitet, bis die Ausfällung aufhörte. Der Niederschlag wurde abfiltriert und kalziniert. Der resultierende feste Rückstand wurde mit Natriumcarbonat verschmolzen.
10. (MIOO 2011, Ausbildungsarbeit) Silizium wurde in einer konzentrierten Kaliumhydroxidlösung gelöst. Der resultierenden Lösung wurde ein Überschuss an Salzsäure zugesetzt. Die trübe Lösung wurde erhitzt. Der ausgefallene Niederschlag wurde abfiltriert und mit Calciumcarbonat kalziniert. Schreiben Sie die Gleichungen für die beschriebenen Reaktionen auf.

Antworten auf Aufgaben zur eigenständigen Lösung:

1. oder

2. Die Aufgabe C2 der Prüfung in Chemie ist die Beschreibung eines chemischen Experiments, nach dem 4 Reaktionsgleichungen aufzustellen sind. Laut Statistik ist dies eine der schwierigsten Aufgaben, ein sehr geringer Prozentsatz derjenigen, die sie bestehen, bewältigen sie. Nachfolgend finden Sie Empfehlungen zur Lösung von Aufgabe C2.

   Um die C2-USE-Aufgabe in der Chemie richtig zu lösen, müssen Sie sich zunächst die Einwirkungen der Stoffe richtig vorstellen (Filtration, Verdampfung, Röstung, Kalzinierung, Sinterung, Fusion). Es ist notwendig zu verstehen, wo ein physikalisches Phänomen bei einer Substanz auftritt und wo eine chemische Reaktion stattfindet. Im Folgenden werden die am häufigsten verwendeten Aktionen mit Substanzen beschrieben.

   Filtration - ein Verfahren zur Trennung inhomogener Gemische mit Filtern - poröse Materialien, die Flüssigkeiten oder Gase durchlassen, aber Feststoffe zurückhalten. Bei der Trennung von Gemischen, die eine flüssige Phase enthalten, bleibt ein Feststoff auf dem Filter zurück, der durch den Filter gelangt filtrieren .

   Verdampfung - der Prozess der Konzentration von Lösungen durch Verdampfen des Lösungsmittels. Manchmal wird eingedampft, bis gesättigte Lösungen erhalten werden, um daraus einen Feststoff in Form eines kristallinen Hydrats weiter zu kristallisieren, oder bis das Lösungsmittel vollständig verdampft ist, um einen reinen gelösten Stoff zu erhalten.

   Kalzinieren - Erhitzen eines Stoffes, um seine chemische Zusammensetzung zu ändern. Die Kalzinierung kann an Luft und in einer Inertgasatmosphäre durchgeführt werden. Beim Kalzinieren an Luft verlieren kristalline Hydrate Kristallisationswasser, zum Beispiel CuSO 4 ∙ 5H 2 O → CuSO 4 + 5H 2 O
   Thermisch instabile Stoffe zersetzen sich:
   Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O; CaCO 3 → CaO + CO 2

   Sintern, Schmelzen - es ist das Erhitzen von zwei oder mehr festen Reagenzien, was zu ihrer Wechselwirkung führt. Wenn die Reagenzien gegen Oxidationsmittel beständig sind, kann das Sintern an der Luft durchgeführt werden:
   Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

   Wenn eines der Reagenzien oder das Reaktionsprodukt durch Luftkomponenten oxidiert werden kann, wird der Prozess unter einer inerten Atmosphäre durchgeführt, zum Beispiel: Cu + CuO → Cu 2 O

   Stoffe, die gegenüber der Einwirkung von Luftbestandteilen instabil sind, oxidieren beim Kalzinieren, reagieren mit Luftbestandteilen:
   2Cu + O2 → 2CuO;
   4Fe (OH) 2 + O 2 → 2Fe 2 O 3 + 4H 2 O

   Verbrennung - ein Wärmebehandlungsverfahren, das zur Verbrennung des Stoffes führt.

   Zweitens dient die Kenntnis der charakteristischen Eigenschaften von Stoffen (Farbe, Geruch, Aggregatzustand) als Hinweis oder überprüft die Richtigkeit der durchgeführten Handlungen. Unten sind die typischsten Anzeichen für Gase, Lösungen, Feststoffe.

   Gaszeichen:

   Gemalt: Cl 2 - Gelbgrün; NEIN 2 - Braun; Ö 3 - blau (alle haben Gerüche). Alle sind giftig, lösen sich in Wasser auf, Cl 2 und NEIN 2 reagiere mit ihr.

   Farblos geruchlos: H 2, N 2, O 2, CO 2, CO (Gift), NO (Gift), Inertgase. Alle sind in Wasser schlecht löslich.

   Farblos geruchlos: HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (stechender Geruch), NH 3 (Ammoniak) - gut wasserlöslich und giftig, PH 3 (Knoblauch), H 2 S (faule Eier) - schwach wasserlöslich, giftig.

   Farbige Lösungen:

   Gelb: Chromate, zB K 2 CrO 4, Lösungen von Eisen(III)-Salzen, zB FeCl 3.

   Orange: Bromwasser, alkoholische und alkoholische Jodlösungen (je nach Konzentration von Gelb Vor Braun), Dichromate, zum Beispiel K 2 Cr 2 O 7

   Grün: Chrom(III)-Hydroxokomplexe, zB K 3, Nickel(II)-Salze, zB NiSO 4, Manganate, zB K 2 MnO 4

   Blau: Kupfer(II)-Salze, zum Beispiel CuSO 4

   Rosa bis Lila: Permanganate, zum Beispiel KMnO 4

   Grün zu Blau: Chrom(III)-Salze, zB CrCl 3

   Farbiger Niederschlag:

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

   Braun: Fe (OH) 3, MnO 2

   Schwarz, schwarzbraun: Sulfide von Kupfer, Silber, Eisen, Blei

   Blau: Cu (OH) 2, KFе

   Grün: Cr (OH) 3 - graugrün, Fe (OH) 2 - schmutziggrün, wird an der Luft braun

   Andere farbige Stoffe:

   Gelb : Schwefel, Gold, Chromate

   Orange: Kupfer(I)oxid - Cu 2 O, Dichromate

   Rot: Brom (flüssig), Kupfer (amorph), Phosphorrot, Fe 2 O 3, CrO 3

   Schwarz: CuO, FeO, CrO

   Metallic-Grau: Graphit, kristallines Silizium, kristallines Jod (mit Sublimation - Violett Dämpfe), die meisten Metalle.

   Grün: Cr 2 O 3, Malachit (CuOH) 2 CO 3, Mn 2 O 7 (flüssig)

   Drittens kann bei der Lösung der Aufgaben C2 in der Chemie der Übersichtlichkeit halber empfohlen werden, Transformationsschemata oder eine Abfolge von erhaltenen Stoffen zu erstellen.

   Und schließlich ist es zur Lösung solcher Probleme notwendig, die Eigenschaften von Metallen, Nichtmetallen und ihren Verbindungen: Oxide, Hydroxide, Salze genau zu kennen. Es ist notwendig, die Eigenschaften von Salpeter- und Schwefelsäure, Kaliumpermanganat und -dichromat, Redoxeigenschaften verschiedener Verbindungen, Elektrolyse von Lösungen und Schmelzen verschiedener Substanzen, Zersetzungsreaktionen von Verbindungen verschiedener Klassen, Amphoterität, Salzhydrolyse zu wiederholen.

   
   
   
   
   
   
   

   Städtische Haushaltsbildungseinrichtung

   "Sekundarschule Nummer 6"

   Bratsk, Region Irkutsk

   Regelmäßigkeiten der Lösungen zu den Prüfungsaufgaben in Chemie, Teil C2.

   (Vorbereitung auf die Prüfung in Chemie, Teil C2)

   Chemielehrer

   Romanova Alena Leonidovna

   Bratsk

   Regelmäßigkeiten, die bei der Lösung von Aufgaben des Teils C2 nützlich sein können

   Typische Schwierigkeiten bei der Bewältigung dieser Aufgabe sind:

   Unfähigkeit, die Möglichkeit der Wechselwirkung von Substanzen (einfach und komplex) unter dem Gesichtspunkt ihrer Zugehörigkeit zu bestimmten Klassen anorganischer Verbindungen sowie unter dem Gesichtspunkt der Möglichkeit von Redoxreaktionen zu analysieren;

   Unkenntnis der spezifischen Eigenschaften von Halogenen, Phosphor und deren Verbindungen, Säuren - Oxidationsmittel, amphotere Oxide und Hydroxide, reduzierendEigenschaften von Sulfiden und Halogeniden.

   Diese Arbeit präsentiertInformationen über die chemischen Eigenschaften anorganischer Stoffe.DFür alle Reaktionen werden die Bedingungen des Auftretens angegeben, sowie einige Sonderfälle oder Merkmale der Interaktion berücksichtigt

   1. Metall + Nichtmetall. Inerte Gase gehen diese Wechselwirkung nicht ein. Je höher die Elektronegativität eines Nichtmetalls ist, desto mehr Metalle reagiert es. Fluor reagiert beispielsweise mit allen Metallen und Wasserstoff nur mit aktiven. Je weiter links in der Reihe der Metallaktivität das Metall steht, desto stärker kann es mit Nichtmetallen reagieren. Gold reagiert beispielsweise nur mit Fluor, Lithium - mit allen Nichtmetallen.

   2. Nichtmetall + Nichtmetall. Dabei wirkt ein elektronegativeres Nichtmetall als Oxidationsmittel, weniger EO als Reduktionsmittel. Nichtmetalle mit enger Elektronegativität wechselwirken schlecht, beispielsweise ist die Wechselwirkung von Phosphor mit Wasserstoff und Silizium mit Wasserstoff praktisch unmöglich, da sich das Gleichgewicht dieser Reaktionen in Richtung der Bildung einfacher Stoffe verschiebt. Helium, Neon und Argon reagieren nicht mit Nichtmetallen, andere Inertgase können unter rauen Bedingungen mit Fluor reagieren. Sauerstoff interagiert nicht mit Chlor, Brom und Jod. Sauerstoff kann bei niedrigen Temperaturen mit Fluor reagieren.

   3. Metall + saures Oxid. Metall reduziert Nichtmetall aus Oxid. Danach kann das überschüssige Metall mit dem resultierenden Nichtmetall reagieren. Zum Beispiel:

   2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si(bei Magnesiummangel)

   2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si(mit einem Überschuss an Magnesium)

   4. Metall + Säure. Metalle in der Spannungsreihe links von Wasserstoff reagieren mit Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff.

   Eine Ausnahme bilden Säuren - Oxidationsmittel (konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure), die mit Metallen reagieren können, die in einer Reihe von Spannungen rechts von Wasserstoff stehen, bei den Reaktionen wird kein Wasserstoff freigesetzt, sondern es werden Wasser und ein saures Reduktionsprodukt erhalten .

   Es ist darauf zu achten, dass bei Wechselwirkung eines Metalls mit einem Überschuss einer mehrbasigen Säure ein Säuresalz erhalten werden kann:Mg +2 h 3 Bestellung 4 = Mg( h 2 Bestellung 4 ) 2 + h 2 .

   Wenn das Produkt der Wechselwirkung von Säure und Metall ein unlösliches Salz ist, dann wird das Metall passiviert, da die Oberfläche des Metalls durch das unlösliche Salz vor der Einwirkung der Säure geschützt wird. Zum Beispiel die Wirkung verdünnter Schwefelsäure auf Blei, Barium oder Calcium.

   5. Metall + Salz. In Lösung bei dieser Reaktion steht ein Metall in der Spannungsreihe rechts von Magnesium, einschließlich Magnesium selbst, aber links vom Metall des Salzes. Ist das Metall aktiver als Magnesium, reagiert es nicht mit Salz, sondern mit Wasser zu Alkali, das dann mit Salz reagiert. In diesem Fall müssen das ursprüngliche Salz und das resultierende Salz löslich sein. Das unlösliche Produkt passiviert das Metall.

   Es gibt jedoch Ausnahmen von dieser Regel:

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

   2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Da Eisen eine mittlere Oxidationsstufe hat, wird sein Salz in der höchsten Oxidationsstufe leicht zu einem Salz in einer mittleren Oxidationsstufe reduziert, wodurch noch weniger aktive Metalle oxidiert werden.

   In Schmelzen eine Reihe von Metallspannungen funktionieren nicht. Ob eine Reaktion zwischen einem Salz und einem Metall möglich ist, lässt sich nur mit Hilfe thermodynamischer Rechnungen feststellen. Natrium kann beispielsweise Kalium aus der Kaliumchloridschmelze verdrängen, da Kalium flüchtiger ist:N / A + KCl = NaCl + K(diese Reaktion wird durch den Entropiefaktor bestimmt). Andererseits wurde Aluminium durch Verdrängung von Natriumchlorid gewonnen: 3N / A + AlCl 3 = 3 NaCl + Al... Dieser Vorgang ist exotherm, er wird durch den Enthalpiefaktor bestimmt.

   Es ist möglich, dass sich das Salz beim Erhitzen zersetzt und die Zersetzungsprodukte mit Metall, beispielsweise Aluminiumnitrat und Eisen, reagieren können. Aluminiumnitrat zersetzt sich beim Erhitzen zu Aluminiumoxid, Stickoxid (IV) und Sauerstoff, Sauerstoff und Stickoxide oxidieren Eisen:

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

   6. Metall + basisches Oxid. Wie bei Salzschmelzen wird die Möglichkeit dieser Reaktionen thermodynamisch bestimmt. Als Reduktionsmittel werden häufig Aluminium, Magnesium und Natrium verwendet. Zum Beispiel: 8Al + 3 Fe 3 Ö 4 = 4 Al 2 Ö 3 + 9 Feexotherme Reaktion, Enthalpiefaktor); 2Al + 3 Rb 2 Ö = 6 Rb + Al 2 Ö 3 (flüchtiges Rubidium, Enthalpiefaktor).

   7. Nichtmetall + basisches Oxid. Hier sind zwei Möglichkeiten möglich: 1) Nichtmetall - Reduktionsmittel (Wasserstoff, Kohlenstoff):CuO + h 2 = Cu + h 2 Ö; 2) Nichtmetall - Oxidationsmittel (Sauerstoff, Ozon, Halogene): 4FeO + Ö 2 = 2 Fe 2 Ö 3 .

   8. Nichtmetall + Basis. Typischerweise findet die Reaktion zwischen einem Nichtmetall und einem Alkali statt.Nicht alle Nichtmetalle können mit Alkalien reagieren: Es ist zu beachten, dass Halogene (je nach Temperatur unterschiedlich), Schwefel (beim Erhitzen), Silizium, Phosphor in diese Wechselwirkung eingehen.

   KOH + Cl 2 = KClO + KCl + h 2 Ö(in der Kälte)

   6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 h 2 Ö(in heißer Lösung)

   6KOH + 3S = K 2 ALSO 3 + 2K 2 S + 3H 2 Ö

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

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

   9. Nichtmetall + Säure Oxid . Auch hier sind zwei Optionen möglich:

   1) Nichtmetall - Reduktionsmittel (Wasserstoff, Kohlenstoff):

   CO 2 +C = 2CO;

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

   SiO 2 + C = CO 2 + Si.Wenn das resultierende Nichtmetall mit dem als Reduktionsmittel verwendeten Metall reagieren kann, geht die Reaktion weiter (mit einem Überschuss an Kohlenstoff).SiO 2 + 2 C = CO 2 + SiMIT

   2) Nichtmetall - Oxidationsmittel (Sauerstoff, Ozon, Halogene):

   2CÖ + Ö 2 = 2CO 2 .

   MITÖ + Cl 2 = COCl 2 .

   2 NEIN + Ö 2 = 2 nÖ 2 .

   10. Saures Oxid + basisches Oxid ... Die Reaktion findet statt, wenn das resultierende Salz prinzipiell existiert. Beispielsweise kann Aluminiumoxid mit Schwefelsäureanhydrid zu Aluminiumsulfat reagieren, jedoch nicht mit Kohlendioxid, da kein entsprechendes Salz existiert.

   11. Wasser + basisches Oxid ... Die Reaktion ist möglich, wenn ein Alkali gebildet wird, dh eine lösliche Base (oder im Fall von Calcium schwer löslich). Ist die Base unlöslich oder schwer löslich, findet die Rückreaktion der Zersetzung der Base in Oxid und Wasser statt.

   12. Basisches Oxid + Säure ... Die Reaktion ist möglich, wenn das resultierende Salz vorhanden ist. Wenn das resultierende Salz unlöslich ist, kann die Reaktion aufgrund der Blockierung des Säurezugangs zur Oxidoberfläche passiviert werden. Bei einem Überschuss einer mehrbasigen Säure ist die Bildung eines sauren Salzes möglich.

   13. Saures Oxid + Basis ... Typischerweise findet die Reaktion zwischen einem Alkali und einem sauren Oxid statt. Wenn das saure Oxid der mehrbasigen Säure entspricht, kann ein saures Salz erhalten werden:CO 2 + KOH = KHCO 3 .

   Saure Oxide, die starken Säuren entsprechen, können auch mit unlöslichen Basen reagieren.

   Manchmal reagieren Oxide, die schwachen Säuren entsprechen, mit unlöslichen Basen, und ein mittleres oder basisches Salz kann erhalten werden (in der Regel wird eine weniger lösliche Substanz erhalten): 2Mg( OH) 2 + CO 2 = ( MgOH) 2 CO 3 + h 2 Ö.

   14. Saures Oxid + Salz. Die Reaktion kann in der Schmelze und in Lösung erfolgen. In der Schmelze verdrängt das weniger flüchtige Oxid das leichter flüchtige Oxid aus dem Salz. In Lösung verdrängt das der stärkeren Säure entsprechende Oxid das der schwächeren Säure entsprechende Oxid. Zum Beispiel,N / A 2 CO 3 + SiO 2 = N / A 2 SiO 3 + CO 2 , in Vorwärtsrichtung findet diese Reaktion in der Schmelze statt, Kohlendioxid ist flüchtiger als Siliziumoxid; umgekehrt verläuft die Reaktion in Lösung, Kohlensäure ist stärker als Kieselsäure und Siliziumoxid fällt aus.

   Es ist möglich, ein Säureoxid mit seinem eigenen Salz zu kombinieren, zum Beispiel kann Dichromat aus Chromat und Disulfat aus Sulfat, Disulfit aus Sulfit gewonnen werden:

   N / A 2 ALSO 3 + ALSO 2 = N / A 2 S 2 Ö 5

   Dazu müssen Sie ein kristallines Salz und ein reines Oxid oder eine gesättigte Salzlösung und einen Überschuss an saurem Oxid nehmen.

   In Lösung können Salze mit ihren eigenen sauren Oxiden reagieren, um saure Salze zu bilden:N / A 2 ALSO 3 + h 2 Ö + ALSO 2 = 2 NaHSO 3

   15. Wasser + saures Oxid ... Die Reaktion ist möglich, wenn eine lösliche oder schwerlösliche Säure gebildet wird. Wenn die Säure unlöslich oder schwer löslich ist, findet eine Rückreaktion der Säurezersetzung in Oxid und Wasser statt. Zum Beispiel ist Schwefelsäure durch die Reaktion der Gewinnung aus Oxid und Wasser gekennzeichnet, die Zersetzungsreaktion findet praktisch nicht statt, Kieselsäure kann nicht aus Wasser und Oxid gewonnen werden, zerfällt jedoch leicht in diese Komponenten, aber Kohlensäure und schweflige Säure können sowohl an direkten als auch an rückreaktionen teilnehmen.

   16. Base + Säure. Die Reaktion findet statt, wenn mindestens einer der reagierenden Stoffe löslich ist. Je nach Verhältnis der Reagenzien können mittlere, saure und basische Salze erhalten werden.

   17. Base + Salz. Die Reaktion läuft ab, wenn beide Ausgangsstoffe löslich sind und als Produkt mindestens ein Nichtelektrolyt oder schwacher Elektrolyt (Niederschlag, Gas, Wasser) anfällt.

   18. Salz + Säure. Allgemein,die Reaktion läuft ab, wenn beide Ausgangsstoffe löslich sind und als Produkt mindestens ein Nichtelektrolyt oder schwacher Elektrolyt (Niederschlag, Gas, Wasser) anfällt.

   Eine starke Säure kann mit unlöslichen Salzen schwacher Säuren (Carbonate, Sulfide, Sulfite, Nitrite) reagieren und es wird ein gasförmiges Produkt freigesetzt.

   Reaktionen zwischen konzentrierten Säuren und kristallinen Salzen sind möglich, wenn eine leichter flüchtige Säure erhalten wird: Chlorwasserstoff kann beispielsweise durch Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure auf kristallines Natriumchlorid, Bromwasserstoff und Jodwasserstoff - durch Einwirkung von Orthophosphorsäure auf die entsprechenden Salze. Sie können mit einer Säure auf Ihr eigenes Salz einwirken, um ein saures Salz herzustellen, zum Beispiel:BaSO 4 + h 2 ALSO 4 = Ba( Hso 4 ) 2 .

   19. Salz + Salz. Allgemein,die Reaktion läuft ab, wenn beide Ausgangsstoffe löslich sind und als Produkt mindestens ein Nichtelektrolyt oder schwacher Elektrolyt erhalten wird.

   Achten Sie besonders auf die Fälle, in denen Salz gebildet wird, was in der Löslichkeitstabelle mit einem Strich gekennzeichnet ist. Hier sind 2 Optionen möglich:

   1) Salz existiert nicht, weilirreversibel hydrolysiert ... Dies sind die meisten Carbonate, Sulfite, Sulfide, Silikate dreiwertiger Metalle sowie einige Salze zweiwertiger Metalle und Ammonium. Dreiwertige Metallsalze werden zur entsprechenden Base und Säure hydrolysiert und zweiwertige Metallsalze zu weniger löslichen basischen Salzen.

   Betrachten wir einige Beispiele:

   2 FeCl 3 + 3 N / A 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 zerfällt in Wasser und Kohlendioxid, Wasser im linken und rechten Teil wird reduziert und es stellt sich heraus: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 h 2 Ö = 2 Fe( OH) 3 + 3 CO 2 (2)

   Wenn wir nun die Gleichungen (1) und (2) kombinieren und das Eisencarbonat reduzieren, erhalten wir eine Gesamtgleichung, die die Wechselwirkung von Eisenchlorid widerspiegelt (III) und Natriumcarbonat: 2FeCl 3 + 3 N / A 2 CO 3 + 3 h 2 Ö = 2 Fe(OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

   CuSO 4 + N / A 2 CO 3 = CuCO 3 + N / A 2 ALSO 4 (1)

   Das unterstrichene Salz existiert aufgrund irreversibler Hydrolyse nicht:

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

   Wenn wir nun die Gleichungen (1) und (2) kombinieren und Kupfercarbonat reduzieren, erhalten wir eine Gesamtgleichung, die die Wechselwirkung von Sulfat widerspiegelt (II) und Natriumcarbonat:

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

   2) Salz existiert nicht vonintramolekulare Oxidations-Reduktion , solche Salze umfassenFe 2 S 3 , FeI 3 , CuI 2 ... Sobald sie gewonnen werden, zersetzen sie sich sofort:Fe 2 S 3 = 2 FeS+ S; 2 FeI 3 = 2 FeI 2 + ich 2 ; 2 CuI 2 = 2 CuI + ich 2

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

   aber stattFeI 3 Sie müssen die Produkte seiner Zersetzung aufschreiben:FeI 2 + ich 2.

   Dann stellt sich heraus: 2FeCl 3 + 6 KI = 2 FeI 2 + ich 2 + 6 KCl

   Dies ist nicht die einzige Möglichkeit, diese Reaktion aufzuzeichnen, wenn Jodid knapp war, dann Jod und Eisenchlorid (II):

   2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + ich 2 + 2 KCl

   Die vorgeschlagene Regelung sagt nichts überamphotere Verbindungen und ihre entsprechenden einfachen Substanzen. Wir werden ihnen besondere Aufmerksamkeit schenken. Amphoteres Oxid kann in diesem Schema also an die Stelle von Säure- und Basenoxiden treten, amphoteres Hydroxid - an Stelle von Säure und Base. Es muss daran erinnert werden, dass amphotere Oxide und Hydroxide, die als Säure wirken, in wasserfreiem Medium gewöhnliche Salze und in Lösungen komplexe Salze bilden:

   Al 2 Ö 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + h 2 Ö(Sintern)

   Al 2 Ö 3 + 2 NaOH + 3 h 2 Ö = 2 N / A[ Al(OH) 4 ] (in Lösung)

   Einfache Stoffe, die amphoteren Oxiden und Hydroxiden entsprechen, reagieren mit Alkalilösungen zu komplexen Salzen und setzen Wasserstoff frei: 2Al + 2 NaOH + 6

   Chemische Eigenschaften anorganischer Stoffe. Lidin R.A. usw. 3. Aufl., Rev. – M.: Chemie, 2000 – 480 S.