Страница 172 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Пользуясь таблицами 17–20, охарактеризуйте химические свойства важнейших неметаллов и их применение.

Решение

Водород (H)

Химические свойства: Водород является самым легким химическим элементом. Его молекула двухатомна — $H_2$. В соединениях водород может проявлять как окислительные (степень окисления -1), так и восстановительные (степень окисления +1) свойства.
1. Взаимодействие с неметаллами (проявляет восстановительные свойства): Водород реагирует со многими неметаллами, особенно с галогенами и кислородом.
С кислородом образует воду, реакция протекает со взрывом (гремучий газ): $2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O$.
С хлором на свету или при нагревании образует хлороводород: $H_2 + Cl_2 \xrightarrow{h\nu} 2HCl$.
С азотом реагирует при высоком давлении, температуре и в присутствии катализатора, образуя аммиак (процесс Габера-Боша): $N_2 + 3H_2 \xleftrightarrow{p, t, kat} 2NH_3$.
2. Взаимодействие с активными металлами (проявляет окислительные свойства): При нагревании водород реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами, образуя гидриды.
$2Na + H_2 \xrightarrow{t} 2NaH$.
3. Восстановление металлов из их оксидов: Водород является хорошим восстановителем и используется в металлургии.
$CuO + H_2 \xrightarrow{t} Cu + H_2O$.
$Fe_2O_3 + 3H_2 \xrightarrow{t} 2Fe + 3H_2O$.

Применение:
• Производство аммиака, который является сырьем для получения азотных удобрений и азотной кислоты.
• Производство метанола, хлороводорода и других химических продуктов.
• Гидрогенизация (гидрирование) жидких жиров для получения твердых жиров (маргарина).
• В качестве ракетного топлива (жидкий водород в смеси с жидким кислородом).
• В кислородно-водородных горелках для сварки и резки тугоплавких металлов.
• В качестве экологически чистого топлива в топливных элементах.

Ответ: Водород — химически активный неметалл, проявляющий как восстановительные (в реакциях с неметаллами), так и окислительные (в реакциях с металлами) свойства. Широко применяется в химической промышленности (синтез аммиака, метанола), пищевой промышленности (гидрогенизация жиров) и как перспективное экологически чистое топливо.

Галогены (F, Cl, Br, I)

Химические свойства: Галогены — это элементы VIIA группы. Они являются очень сильными окислителями, их химическая активность уменьшается от фтора к иоду.
1. Взаимодействие с металлами: Реагируют почти со всеми металлами, образуя соли — галогениды.
$2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3$.
2. Взаимодействие с водородом: Образуют летучие водородные соединения — галогеноводороды.
$H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$ (реакция протекает со взрывом даже в темноте и при низких температурах).
$H_2 + I_2 \xleftrightarrow{t} 2HI$ (реакция обратима и протекает при нагревании).
3. Взаимодействие с водой: Фтор разлагает воду, а хлор, бром и иод образуют смесь кислот.
$2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF + O_2$.
$Cl_2 + H_2O \leftrightarrow HCl + HClO$ (хлорноватистая кислота).
4. Взаимовытеснение: Более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей.
$Cl_2 + 2KI \rightarrow 2KCl + I_2$.

Применение:
• Фтор: производство тефлона, хладагентов (фреонов), фторирование зубных паст и питьевой воды для профилактики кариеса.
• Хлор: обеззараживание питьевой воды, отбеливание тканей и бумаги, производство пластмасс (ПВХ), соляной кислоты, ядохимикатов.
• Бром: производство светочувствительных материалов (бромид серебра в фотографии), лекарственных препаратов, антипиренов (веществ, замедляющих горение).
• Иод: в медицине как антисептик (спиртовой раствор иода), для производства лекарств, как добавка к поваренной соли для профилактики заболеваний щитовидной железы.

Ответ: Галогены — типичные неметаллы, сильные окислители. Их активность уменьшается от фтора к иоду. Применяются в производстве полимеров, для дезинфекции, в медицине, фотографии и для синтеза различных органических и неорганических веществ.

Кислород (О) и Сера (S)

Химические свойства: Кислород и сера — элементы VIA группы (халькогены). Кислород — второй по электроотрицательности элемент после фтора, очень сильный окислитель. Сера также проявляет окислительные свойства, но значительно слабее кислорода; в реакциях с более сильными окислителями (кислородом, галогенами) сера является восстановителем.
1. Кислород ($O_2$): Реагирует почти со всеми простыми веществами (кроме благородных газов, золота, платины), образуя оксиды. Эти реакции, как правило, экзотермические и часто сопровождаются горением.
$C + O_2 \rightarrow CO_2$ (горение угля).
$2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$ (горение магния).
2. Сера (S): При нагревании реагирует со многими металлами и неметаллами.
С металлами образует сульфиды (проявляет окислительные свойства): $2Na + S \rightarrow Na_2S$.
С кислородом образует оксиды (проявляет восстановительные свойства): $S + O_2 \rightarrow SO_2$.

Применение:
• Кислород: в медицине для дыхания, в металлургии для выплавки стали, для сварки и резки металлов (в смеси с ацетиленом или водородом), как окислитель в ракетном топливе. Озон ($O_3$), аллотропная модификация кислорода, используется для обеззараживания воды и воздуха.
• Сера: основное применение — производство серной кислоты ($H_2SO_4$), одного из важнейших продуктов химической промышленности. Также используется для вулканизации каучука, в производстве спичек, пороха, лекарств и в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями.

Ответ: Кислород и сера — халькогены. Кислород — сильный окислитель, необходимый для горения и дыхания, применяется в металлургии и медицине. Сера — менее активный неметалл, основной продукт её переработки — серная кислота. Также используется в производстве резины и в сельском хозяйстве.

Азот (N) и Фосфор (P)

Химические свойства: Азот и фосфор — элементы VA группы.
1. Азот ($N_2$): Ввиду наличия очень прочной тройной связи в молекуле, азот химически инертен при обычных условиях. Он вступает в реакции только при высоких температурах или в присутствии катализаторов.
С водородом (процесс Габера-Боша): $N_2 + 3H_2 \xleftrightarrow{p, t, kat} 2NH_3$.
С кислородом (в электрическом разряде): $N_2 + O_2 \xleftrightarrow{t} 2NO$.
2. Фосфор (P): Существует в виде нескольких аллотропных модификаций (белый, красный, черный). Белый фосфор очень активен и самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор менее активен.
Горит в кислороде с образованием оксида фосфора(V): $4P + 5O_2 \rightarrow P_4O_{10}$.
Реагирует с галогенами: $2P + 3Cl_2 \rightarrow 2PCl_3$.

Применение:
• Азот: производство аммиака и азотных удобрений; создание инертной атмосферы в химических процессах, электронике и упаковке пищевых продуктов; жидкий азот используется как хладагент (криогенная техника, медицина).
• Фосфор: производство фосфорной кислоты, которая идет на получение фосфорных удобрений и моющих средств; красный фосфор используется в производстве спичек; также фосфор и его соединения применяются в металлургии и для военных целей.

Ответ: Азот — инертный газ, используемый для синтеза аммиака и как инертная среда. Фосфор — более активный неметалл, основное применение которого — производство удобрений и спичек. Оба элемента жизненно важны для растений.

Углерод (C) и Кремний (Si)

Химические свойства: Углерод и кремний — элементы IVA группы.
1. Углерод (C): Имеет несколько аллотропных модификаций (алмаз, графит, карбин, фуллерен). При высоких температурах является сильным восстановителем.
Горит в кислороде: $C + O_2 \rightarrow CO_2$ (полное сгорание), $2C + O_2 \rightarrow 2CO$ (неполное сгорание).
Восстанавливает металлы из оксидов: $Fe_2O_3 + 3C \xrightarrow{t} 2Fe + 3CO$.
Реагирует с водяным паром: $C + H_2O \xrightarrow{t} CO + H_2$ (синтез-газ).
2. Кремний (Si): Полупроводник, менее активен, чем углерод.
Сгорает в кислороде при высокой температуре: $Si + O_2 \xrightarrow{t} SiO_2$.
Реагирует с активными металлами, образуя силициды: $2Mg + Si \xrightarrow{t} Mg_2Si$.
Взаимодействует с растворами щелочей: $Si + 2NaOH + H_2O \rightarrow Na_2SiO_3 + 2H_2\uparrow$.

Применение:
• Углерод: как топливо (уголь, кокс); графит — в производстве электродов, карандашей, смазочных материалов; алмаз — в ювелирном деле и как абразивный материал; активированный уголь — как адсорбент; сажа — наполнитель для резины и пигмент. Углерод — основа всех органических соединений.
• Кремний: сверхчистый кремний — основа полупроводниковой электроники (микросхемы, транзисторы, солнечные батареи); в металлургии для раскисления сталей и как компонент сплавов; производство силиконов (каучуки, масла, смолы); его оксид $SiO_2$ (кварц, песок) — сырье для производства стекла и цемента.

Ответ: Углерод и кремний — элементы IVA группы. Углерод — основа органической жизни и важнейшее топливо, его аллотропные модификации имеют широчайшее применение. Кремний — ключевой материал для современной электроники, а его соединения являются основой производства стекла и керамики.

2. Напишите уравнения химических реакций, соответствующие схемам:

а) $Cl_2 \to HCl \to CaCl_2 \to AgCl$

$\downarrow$

$FeCl_3 \to Fe(OH)_3$

б) $C \to CO_2 \to CaCO_3 \to Ca(HCO_3)_2 \to CO_2 \to CO$

$\downarrow$

$CaO \to Ca(OH)_2$

в) $N_2 \to NH_3 \to NO \to NO_2 \to HNO_3 \to NaNO_3$

Реакции ионного обмена запишите в полном и сокращённом ионном виде. В каждой схеме выберите два уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставьте в них коэффициенты с помощью метода электронного баланса.

а)

Запишем уравнения реакций для данной схемы превращений:

1) $Cl_2 + H_2 \rightarrow 2HCl$

2) $2HCl + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCl_2 + 2H_2O$

3) $CaCl_2 + 2AgNO_3 \rightarrow 2AgCl \downarrow + Ca(NO_3)_2$

4) $3Cl_2 + 2Fe \xrightarrow{t} 2FeCl_3$

5) $FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3 \downarrow + 3NaCl$

Реакция ионного обмена (например, реакция 5):

Полное ионное уравнение:

$Fe^{3+} + 3Cl^- + 3Na^+ + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3 \downarrow + 3Na^+ + 3Cl^-$

Сокращённое ионное уравнение:

$Fe^{3+} + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3 \downarrow$

Окислительно-восстановительные реакции (например, реакции 1 и 4) с расстановкой коэффициентов методом электронного баланса:

1) $Cl_2 + H_2 \rightarrow 2HCl$

$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-1}$ | 1 | $Cl_2$ - окислитель, восстанавливается
$H_2^0 - 2e^- \rightarrow 2H^{+1}$ | 1 | $H_2$ - восстановитель, окисляется

4) $3Cl_2 + 2Fe \rightarrow 2FeCl_3$

$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-1}$ | 3 | $Cl_2$ - окислитель, восстанавливается
$Fe^0 - 3e^- \rightarrow Fe^{+3}$ | 2 | $Fe$ - восстановитель, окисляется

Ответ:

1) $Cl_2 + H_2 \rightarrow 2HCl$

2) $2HCl + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCl_2 + 2H_2O$

3) $CaCl_2 + 2AgNO_3 \rightarrow 2AgCl \downarrow + Ca(NO_3)_2$

4) $3Cl_2 + 2Fe \xrightarrow{t} 2FeCl_3$

5) $FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3 \downarrow + 3NaCl$

б)

Запишем уравнения реакций для данной схемы превращений:

1) $C + O_2 \xrightarrow{t} CO_2$

2) $CO_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O$

3) $CaCO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow Ca(HCO_3)_2$

4) $Ca(HCO_3)_2 \xrightarrow{t} CaCO_3 \downarrow + CO_2 \uparrow + H_2O$

5) $CO_2 + C \xrightarrow{t} 2CO$

6) $CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2 \uparrow$

7) $CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$

Реакция ионного обмена (например, реакция 4):

Полное ионное уравнение:

$Ca^{2+} + 2HCO_3^- \xrightarrow{t} CaCO_3 \downarrow + CO_2 \uparrow + H_2O$

Сокращённое ионное уравнение совпадает с полным, так как все участники реакции изменяют свое состояние.

Окислительно-восстановительные реакции (например, реакции 1 и 5) с расстановкой коэффициентов методом электронного баланса:

1) $C + O_2 \rightarrow CO_2$

$C^0 - 4e^- \rightarrow C^{+4}$ | 1 | $C$ - восстановитель, окисляется
$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 1 | $O_2$ - окислитель, восстанавливается

5) $CO_2 + C \rightarrow 2CO$

$C^{+4} + 2e^- \rightarrow C^{+2}$ | 1 | $C^{+4}$ (в $CO_2$) - окислитель, восстанавливается
$C^0 - 2e^- \rightarrow C^{+2}$ | 1 | $C^0$ - восстановитель, окисляется

Ответ:

1) $C + O_2 \xrightarrow{t} CO_2$

2) $CO_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O$

3) $CaCO_3 + CO_2 + H_2O \rightarrow Ca(HCO_3)_2$

4) $Ca(HCO_3)_2 \xrightarrow{t} CaCO_3 \downarrow + CO_2 \uparrow + H_2O$

5) $CO_2 + C \xrightarrow{t} 2CO$

6) $CaCO_3 \xrightarrow{t} CaO + CO_2 \uparrow$

7) $CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$

в)

Запишем уравнения реакций для данной схемы превращений:

1) $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$ (условия: t, p, катализатор)

2) $4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O$ (условия: t, катализатор Pt)

3) $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

4) $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$

5) $HNO_3 + NaOH \rightarrow NaNO_3 + H_2O$

Реакция ионного обмена (например, реакция 5):

Полное ионное уравнение:

$H^+ + NO_3^- + Na^+ + OH^- \rightarrow Na^+ + NO_3^- + H_2O$

Сокращённое ионное уравнение:

$H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$

Окислительно-восстановительные реакции (например, реакции 1 и 2) с расстановкой коэффициентов методом электронного баланса:

1) $N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$

$N_2^0 + 6e^- \rightarrow 2N^{-3}$ | 1 | $N_2$ - окислитель, восстанавливается
$H_2^0 - 2e^- \rightarrow 2H^{+1}$ | 3 | $H_2$ - восстановитель, окисляется

2) $4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O$

$N^{-3} - 5e^- \rightarrow N^{+2}$ | 4 | $N^{-3}$ (в $NH_3$) - восстановитель, окисляется
$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 5 | $O_2$ - окислитель, восстанавливается

Ответ:

1) $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$

2) $4NH_3 + 5O_2 \rightarrow 4NO + 6H_2O$

3) $2NO + O_2 \rightarrow 2NO_2$

4) $4NO_2 + O_2 + 2H_2O \rightarrow 4HNO_3$

5) $HNO_3 + NaOH \rightarrow NaNO_3 + H_2O$

3. На 12,8 г меди подействовали избытком концентрированной серной кислоты при нагревании. Вычислите массу, объём (н. у.) и количество выделившегося газа.

Дано:

$m(Cu) = 12.8 \text{ г}$
Серная кислота $H_2SO_4(\text{конц.})$ - в избытке

Перевод в систему СИ:
$m(Cu) = 0.0128 \text{ кг}$

Найти:

$m(\text{газа}) - ?$
$V(\text{газа, н. у.}) - ?$
$n(\text{газа}) - ?$

Решение:

1. Составим уравнение реакции взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой при нагревании. В результате этой окислительно-восстановительной реакции образуется сульфат меди(II), оксид серы(IV) (газ) и вода.

$Cu + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$

2. Так как серная кислота дана в избытке, расчёт ведём по меди. Вычислим количество вещества меди, вступившей в реакцию. Молярная масса меди $M(Cu) \approx 64 \text{ г/моль}$.

$n(Cu) = \frac{m(Cu)}{M(Cu)} = \frac{12.8 \text{ г}}{64 \text{ г/моль}} = 0.2 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции видно, что из 1 моль меди образуется 1 моль оксида серы(IV) ($SO_2$). Следовательно, их количества вещества соотносятся как 1:1.

$\frac{n(Cu)}{1} = \frac{n(SO_2)}{1} \Rightarrow n(SO_2) = n(Cu) = 0.2 \text{ моль}$

Теперь, зная количество вещества выделившегося газа, можем рассчитать остальные требуемые величины.

Количество выделившегося газа

Количество вещества выделившегося газа (оксида серы(IV)) было определено на основе стехиометрических соотношений в уравнении реакции.

$n(SO_2) = 0.2 \text{ моль}$

Ответ: количество вещества выделившегося газа составляет 0.2 моль.

Масса выделившегося газа

Массу газа ($SO_2$) находим по формуле $m = n \cdot M$. Сначала рассчитаем молярную массу оксида серы(IV):

$M(SO_2) = M(S) + 2 \cdot M(O) = 32 + 2 \cdot 16 = 64 \text{ г/моль}$

Теперь вычислим массу:

$m(SO_2) = n(SO_2) \cdot M(SO_2) = 0.2 \text{ моль} \cdot 64 \text{ г/моль} = 12.8 \text{ г}$

Ответ: масса выделившегося газа составляет 12.8 г.

Объём выделившегося газа (н. у.)

Объём газа при нормальных условиях (н. у.) вычисляется по формуле $V = n \cdot V_m$, где $V_m$ - молярный объём газа, равный $22.4 \text{ л/моль}$.

$V(SO_2) = n(SO_2) \cdot V_m = 0.2 \text{ моль} \cdot 22.4 \text{ л/моль} = 4.48 \text{ л}$

Ответ: объём выделившегося газа (н. у.) составляет 4.48 л.

4. Вычислите объём оксида углерода(IV) (н. у.), который образуется при сжигании 1 кг угля, массовая доля углерода в котором 90 %. Выход оксида углерода(IV) составляет 90 % теоретически возможного.

Дано:

$m(\text{угля}) = 1 \text{ кг}$
$\omega(\text{C}) = 90 \% $
$\eta(\text{CO}_2) = 90 \% $

$m(\text{угля}) = 1 \text{ кг} = 1000 \text{ г}$
$\omega(\text{C}) = 90 \% = 0.9$
$\eta(\text{CO}_2) = 90 \% = 0.9$

Найти:

$V_{\text{практ.}}(\text{CO}_2) - ?$

Решение:

1. Запишем уравнение реакции горения углерода в кислороде с образованием оксида углерода(IV):

$C + O_2 \rightarrow CO_2$

2. Рассчитаем массу чистого углерода в 1 кг угля, учитывая, что его массовая доля составляет 90%.

$m(\text{C}) = m(\text{угля}) \times \omega(\text{C}) = 1000 \text{ г} \times 0.9 = 900 \text{ г}$

3. Найдем количество вещества (моль) углерода, вступившего в реакцию. Молярная масса углерода $M(\text{C})$ составляет 12 г/моль.

$\nu(\text{C}) = \frac{m(\text{C})}{M(\text{C})} = \frac{900 \text{ г}}{12 \text{ г/моль}} = 75 \text{ моль}$

4. Согласно стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, из 1 моль углерода образуется 1 моль оксида углерода(IV). Следовательно, теоретическое количество вещества $CO_2$ равно количеству вещества углерода:

$\nu_{\text{теор.}}(\text{CO}_2) = \nu(\text{C}) = 75 \text{ моль}$

5. Вычислим теоретически возможный объем оксида углерода(IV), который может образоваться. При нормальных условиях (н. у.) молярный объем любого газа $V_m$ равен 22,4 л/моль.

$V_{\text{теор.}}(\text{CO}_2) = \nu_{\text{теор.}}(\text{CO}_2) \times V_m = 75 \text{ моль} \times 22.4 \text{ л/моль} = 1680 \text{ л}$

6. Рассчитаем практический объем оксида углерода(IV) с учетом того, что выход реакции составляет 90% от теоретически возможного.

$V_{\text{практ.}}(\text{CO}_2) = V_{\text{теор.}}(\text{CO}_2) \times \eta = 1680 \text{ л} \times 0.9 = 1512 \text{ л}$

Ответ: объем образовавшегося оксида углерода(IV) составляет 1512 л.