Теоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии

Теоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии

Подготовила Ластаева Анжелика Алексеевна, учитель химии МКОУ «Перегребинская СОШ №1»

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ. ТЕРМОХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ. РАСЧЕТЫ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ (№28).

Любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты.

По признаку выделения или поглощения теплоты различают экзотермические и эндотермические реакции.

Экзотермические реакции – такие реакции, в ходе которых тепло выделяется (+Q).

Эндотермические реакции – реакции, при протекании которых тепло поглощается (-Q).

Тепловым эффектом реакции (Q) называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается при взаимодействии определенного количества исходных реагентов.

Термохимическим уравнением называют уравнение, в котором указан тепловой эффект химической реакции

Также следует отметить, что термохимические уравнения в обязательном порядке должны включать информацию об агрегатных состояниях реагентов и продуктов, поскольку от этого зависит значение теплового эффекта.

Расчеты теплового эффекта реакции

Пример типовой задачи на нахождение теплового эффекта реакции:

При взаимодействии 45 г глюкозы с избытком кислорода в соответствии с уравнением

C₆H₁₂O_6(тв.) + 6O_2(г) = 6CO_2(г) + 6H₂O(г) + Q

выделилось 700 кДж теплоты. Определите тепловой эффект реакции. (Запишите число с точностью до целых.)

Решение:

Рассчитаем количество вещества глюкозы:

n(C₆H₁₂O₆) = m(C₆H₁₂O₆) / M(C₆H₁₂O₆) = 45 г / 180 г/моль = 0,25 моль

Т.е. при взаимодействии 0,25 моль глюкозы с кислородом выделяется 700 кДж теплоты. Из представленного в условии термохимического уравнения следует, что при взаимодействии 1 моль глюкозы с кислородом образуется количество теплоты, равное Q (тепловой эффект реакции). Тогда верна следующая пропорция:

0,25 моль глюкозы — 700 кДж

1 моль глюкозы — Q

Из этой пропорции следует соответствующее ей уравнение:

0,25 / 1 = 700 / Q

Решая которое, находим, что:

Q = 2800 кДж

Таким образом, тепловой эффект реакции составляет 2800 кДж.

Расчёты по термохимическим уравнениям

Рассчитать в таком случае требуется либо количество теплоты, выделяющееся/поглощающееся при известном количестве реагента или продукта, либо же, наоборот, по известному значению теплоты требуется определить массу, объем или количество вещества какого-либо фигуранта реакции.

Пример 1

В соответствии с термохимическим уравнением реакции

3Fe₃O_4(тв.) + 8Al_(тв.) = 9Fe_(тв.) + 4Al₂O_3(тв.) + 3330 кДж

образовалось 68 г оксида алюминия. Какое количество теплоты при этом выделилось? (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

Рассчитаем количество вещества оксида алюминия:

n(Al₂O₃) = m(Al₂O₃) / M(Al₂O₃) = 68 г / 102 г/моль = 0,667 моль

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 4 моль оксида алюминия выделяется 3330 кДж. В нашем же случае образуется 0,6667 моль оксида алюминия. Обозначив количество теплоты, выделившейся при этом, через x кДж составим пропорцию:

4 моль Al₂O₃ — 3330 кДж

0,667 моль Al₂O₃ — x кДж

Данной пропорции соответствует уравнение:

4 / 0,6667 = 3330 / x

Решая которое, находим, что x = 555 кДж

Т.е. при образовании 68 г оксида алюминия в соответствии с термохимическим уравнением в условии выделяется 555 кДж теплоты.

Пример 2

В результате реакции, термохимическое уравнение которой

4FeS₂(тв.) + 11O₂(г) = 8SO_2(г) + 2Fe₂O_3(тв.) + 3310 кДж

выделилось 1655 кДж теплоты. Определите объем (л) выделившегося диоксида серы (н.у.). (Запишите число с точностью до целых.)

Решение

В соответствии с термохимическим уравнением реакции при образовании 8 моль SO₂ выделяется 3310 кДж теплоты. В нашем же случае выделилось 1655 кДж теплоты. Пусть количество вещества SO₂, образовавшегося при этом, равняется x моль. Тогда справедливой является следующая пропорция:

8 моль SO₂ — 3310 кДж

x моль SO₂ — 1655 кДж

Из которой следует уравнение:

8 / х = 3310 / 1655

Решая которое, находим, что:

x = 4 моль

Таким образом, количество вещества SO₂, образовавшееся при этом, составляет 4 моль. Следовательно, его объем равен:

V(SO₂) = V_m ∙ n(SO₂) = 22,4 л/моль ∙ 4 моль = 89,6 л ≈ 90 л (округляем до целых, т.к. это требуется в условии.)

Пример 3

Образование НI из простых веществ протекает по термохимическому уравнению

Н₂ + I₂ = 2НI + 9кДж. При разрыве связей в молекулах Н₂ количеством 1 моль поглощается 436 кДж теплоты, а при образовании связей НI количеством 1 моль выделяется 298 кДж теплоты. Укажите количество теплоты в Кдж, которая поглощается при разрыве связей  I₂ в молекулах количеством 1 моль.

Решение

Реакция экзотермическая. Пусть Q (I₂) равна Х, тогда

Q (Н₂) + Q (I₂) + 9 кДж = 2 Q (НI)

436кДж +ХкДж+9кДж=2*298

Х= 151 кДж

Пример 4

Определите, выделяется или поглощается энергия в реакции
H₂+Br₂ = 2HBr
а) при разрыве хим. связи в молекулах Н₂ поглощается 435,9 кДж/моль энергии
б) при разрыве хим. связи в молекулах Вr₂ поглощается 192 кДж/моль энергии
в) при образовании новой хим. связи в молекулах HBr выделяется 360 кДж/моль энергии

435,9 кДж/моль + 192 кДж/моль - - энергия, которая затрачивается на разрыв связи
2*360 кДж/моль = 720 кДж - - энергия, которая выделяется при образовании бромоводорода
Q = 720 - 627,9 кДж = 92,1 кДж
реакция экзотермическая - - то есть идёт с выделением энергии.

ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ПОД ДЕЙСТВИЕМ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ (№24)

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение

T	↑Т — равновесие смещается в сторону эндотермической реакции
	↓Т — равновесие смещается в сторону экзотермической реакции
p	↑p — равновесие смещается в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразными веществами
	↓p — равновесие смещается в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами
c	↑c(реагента) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо)
	↓c(реагента) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево)
	↑c(продукта) – равновесие смещается в сторону обратной реакции (влево)
	↓c(продукта) – равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо)
Катализатор	На равновесие не влияет!!!

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ. СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ (№23, 31)

Кроме металлов, существуют также вещества растворы или расплавы которых проводят электрический ток.  Такие вещества называют электролитами.

Электролиты —  вещества, расплавы  или водные растворы которых проводят электрический ток.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциировавших частиц, к общему числу растворенных частиц.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные (α>30%), средней силы (30%> α>3%)  и слабые (α<3%):

Электролиты
Сильные (α>30%)	средней силы (30%>α>3%)	слабые (α<3%)
1) почти все соли 2) некоторые кислоты:  HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4(разб.) 3) гидроксиды ЩМ и ЩЗМ (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и т.д.)	Mg(OH)2 HNO2 H2SO3          ­по первой ступени H3PO4	1) все гидроксиды металлов кроме гидроксидов ЩМ и ЩЗМ 2) H2CO3, H2SiO3, H2S, H2O  3) NH3∙H2O (или NH4OH) 4) CH3COOH и др. карбоновые кислоты

Вещества, которые не являются ни кислотами, ни солями, ни гидроксидами, считаются неэлектролитами. К неэлектролитам, например, относятся простые вещества, оксиды, органические вещества (спирты, углеводороды, углеводы, хлорпроизводные углеводородов и т.д.).

Сильные электролиты диссоциируют практически необратимо и в их водных растворах содержание исходных молекул крайне мало.

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. СРЕДА ВОДНЫХ РАСТВОРОВ: КИСЛАЯ, НЕЙТРАЛЬНАЯ, ЩЕЛОЧНАЯ (№23).

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.

примечание: сернистую (H₂SO₃)  и фосфорную (H₃PO₄) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.

Соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:

1) сильным основанием и сильной кислотой,

Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.

Примеры: Ba(NO₃)₂, KCl, Li₂SO₄ и т.д.

2) сильным основанием и слабой кислотой

В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная,  в отношении  солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону

Примеры: NaF, K₂CO₃, Li₂S  и  т.д.

3) слабым основанием и сильной кислотой

У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.

Примеры: Zn(NO₃)₂, Fe₂(SO₄)₃, CuSO₄  и  т.д.

4) слабым основанием и слабой кислотой.

С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону или же. Также говорят про такие соли, что они подвергаются необратимому гидролизу.

Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?

Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH₄⁺) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H⁺, и ионы OH⁻ , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H₂O).

Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S = Al₂S₃ + 6NaNO₃ ( − так реакция не протекает!)

Наблюдается следующая реакция:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S + 6H₂O= 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑ + 6NaNO₃

Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:

2Al + 3S = Al₂S₃

При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

РЕАКЦИИ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ ОТ НЕЕ (№21, 30, 32).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — такие реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Метод электронного баланса — метод расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительной реакции, основанный на том, что количество электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, полученных окислителем.

Примечание:

Следует отметить, что если в одной структурной единице какого-либо участника реакции содержится не один атом химического элемента, изменившего степень окисления, а 2 или больше, то это обязательно следует учитывать при записи уравнений полуреакций.

(O₂, F₂, Cl₂, N₂, H₂ и т.д.)

Окислители

Восстановители

Коррозия металлов и способы защиты от нее

Коррозией металла называют процесс его самопроизвольного разрушения в результате контакта с окружающей средой.

Коррозия бывает химическая и электрохимическая.

Химическая коррозия — вид коррозии, при котором металл разрушается из-за его взаимодействия с газами или жидкостями, не проводящими электрический ток. Так, например, к химической коррозии относится образование окалины при взаимодействии железа с кислородом при высоких температурах, а также разрушение металлического оборудования под действием нефтяных фракций, содержащих сернистые соединения.

Электрохимической коррозией называют разрушение металла в растворе электролита вследствие возникновения в данной системе электрических токов. Электрические токи, способствующие коррозии, возникают в тех случаях, когда в растворе электролита изделие из металла контактирует с другим менее активным металлом. Также такие токи могут появляться из-за химической неоднородности металлического материала, из которого выполнено изделие.

Так, например, из-за электрохимической коррозии страдают подводные части судов, паровые котлы, трубопроводы, металлические конструкции в почве и т.д.

Способы защиты металлов от коррозии

1) Контроль условий, в которых эксплуатируется металлическое оборудование. Например, хранение и использование изделий из стали на открытом воздухе нежелательно и этого, по возможности, следует избегать. Эксплуатация металлического оборудования в помещениях с низкой влажностью существенно продлит его срок службы.

2) Создание защитных покрытий, изолирующих металлоконструкцию от контакта с окружающей средой. Среди таких покрытий различают:

— неметаллические покрытия — всевозможные краски, лаки, эмали, а также пленки из таких полимеров, как полиэтилен, поливинилхлорид и т.д.;

— химические покрытия (оксидные, нитридные, фосфатные и т.д.) (Такие покрытия получают специальной химической обработкой поверхности металла.);

— металлические покрытия.

Металлические покрытия получают нанесением на защищаемую металлическую конструкцию тонкого слоя другого металла (чаще всего с помощью процесса электролиза).

При этом, если в качестве покрытия используется менее активный металл, то такое покрытие будет защищать металлоконструкцию только при условии его целостности. В случае, если целостность такого покрытия будет нарушена, защищаемый металл будет ускоренно корродировать.

Также широко используется покрытие металлоконструкций более активным металлом. Например, распространено использование так называемого оцинкованного железа. Такое покрытие защищает металлические объекты даже при нарушении его целостности, поскольку пока практически полностью не исчезнет слой покрытия из более активного металла, коррозия металла, из которого сделан защищаемый объект, не начнется.

3) Электрохимические методы защиты:

— катодная защита — вид защиты, при котором металлический объект подключается с помощью проводников к катоду внешнего источника тока либо же приводится в контакт с более активным металлом.

Частный случай катодной защиты, при котором металлическая конструкция приводится в контакт с более активным металлом, называют протекторной защитой.

4) Изменение химических свойств среды, в которой эксплуатируется металлическое изделие, в частности:

— добавление в среду веществ, замедляющих коррозию (ингибиторов коррозии).

— дегазация среды (удаление растворенных в ней газов, в частности, кислорода). Например, такой метод работает для защиты от ржавления железа, поскольку в процессе ржавления железа активное участие принимает не только вода, но и кислород:

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ И РАСТВОРОВ (СОЛЕЙ, ЩЕЛОЧЕЙ, КИСЛОТ) (№22, 32)

Электролиз расплавов оксидов

На катоде идет восстановление: Me ⁿ⁺ + ne^— = Me⁰, т.е. на катоде выделяется металл.

На аноде окисляется кислород:  O^-2 -2e^— = O₂

Возьмем для примера электролиз расплава оксида калия: 2K₂O -> 4K + O₂

Электролиз расплавов оснований

На катоде традиционно восстанавливается металл:

Me ⁿ⁺ +ne^— = Me⁰

На аноде будет окисляться кислород в составе гидроксид-группы:

4OH⁻ −4e =2H₂O + O₂

Электролиз расплавов солей

1. Электролиз расплава бескислородной соли:

На катоде всегда восстанавливается металл: Me ⁿ⁺ +ne^— = Me⁰

На аноде окисляется бескислородный анион: A ^n- — ne^— = A⁰

Электролиз расплава NaCl:  2NaCl = 2Na + Cl₂

2. Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона не в высшей степени окисления):

На катоде всегда восстанавливается металл: Me ⁿ⁺ +ne^— = Me⁰

На аноде будет окисляться элемент аниона: SO₃ ^2- — 2e^— = SO₃

Например, электролиз расплава сульфита натрия:

Na₂SO₃ = 2Na + SO₃

S в сульфите имеет степень окисления +4, при электролизе она окисляется до +6 — SO₃

3. Электролиз расплава кислородсодержащей соли (элемент аниона  в высшей степени окисления):

На катоде все без изменений 

На аноде — т.к. элемент уже в высшей степени окисления, то окисляться будет кислород:

2CO₃^-2  — 4e^—= 2CO₂ + O₂

Например, электролиз расплава карбоната натрия:

2Na₂CO₃ = 4Na + 2CO₂+ O₂

Важно понимать, что эти реакции не идут сами по себе. Их протекание возможно только при действии электрического тока.

Электролиз растворов 

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ХАРАКТЕРА СРЕДЫ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ ВЕЩЕСТВ. ИНДИКАТОРЫ (№23).

В зависимости от того какие ионы H⁺ или OH^— находятся в водном растворе в избытке, различают следующие типы (характеры) сред растворов:

1) кислая

2) щелочная

3) нейтральная

При кислотном характере среды в растворе содержится избыток катионов водорода H⁺, а концентрация гидроксид-ионов близка к нулю.

При щелочном характере среды в растворе избыток гидроксид-ионов OH^—, а концентрация катионов H⁺ близка к нулю.

При нейтральной среде раствора концентрации ионов H⁺ и OH^— равны между собой и практически равны нулю (0,0000001 моль/л).

Индикатор	Нейтральная среда	Кислая среда	Щелочная среда
Лакмус	фиолетовый	красный	синий
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Метиловый оранжевый	оранжевый	розовый	желтый

Следует помнить то, что кислая, щелочная и нейтральная среды могут наблюдаться не только в растворах кислот, щелочей и дистиллированной воде. Среда растворов также может быть различной в растворах солей в зависимости от их отношения к гидролизу.

Так, например, раствор сульфита натрия от раствора сульфата натрия можно различить с помощью фенолфталеина. Сульфит натрия — соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, поэтому его растворы будут иметь щелочную реакцию среды. Фенолфталеин окрасится в его растворе в малиновый цвет. Сульфат натрия же образован сильным основанием и сильной кислотой, т.е. гидролизу не подвергается, и его водные растворы будут иметь нейтральную реакцию среды. В случае раствора сульфата натрия фенолфталеин останется бесцветным.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА И ИОНЫ (№25, 32)

Качественные реакции на катионы

Катион	Реактив	Реакция	Характерные признаки
Н+	Лакмус Метилоранж		Красное окрашивание Розовое окрашивание
Ва2+	Растворимые сульфаты, серная кислота.  Пламя спиртовки.	Ba2+ + SO42- = BaSO4↓	Белый мелкодисперсный осадок BaSO4, нерастворимый в H2O и HNO3. Желто-зеленая окраска пламени.
Ag+	Растворимые хлориды, соляная кислота	Ag+ + Cl- = AgCl↓	Белый творожистый осадок AgCl, нерастворимый в H2O и HNO3
NH4+	Раствор щелочи, нагревание, влажная фильтровальная бумажка, пропитанная лакмусом или фенолфталеином; палочка, смоченная HCl(конц)	NH4+ + OH- = NH4OH (NH3↑ + HO2) NH3 + HCl = NH4Cl	Специфический запах аммиака. Изменение окраски бумажки. Палочка, смоченная HCl(конц) «дымит»
Al3+	Растворы щелочи, кислоты	Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓ Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-	Белый осадок Al(OH)3, растворимый в кислоте в избытке щелочи
Zn2+	Растворы щелочи, кислоты	Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2↓ Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-	Белый осадок Zn(OH)2, растворимый в кислоте в избытке щелочи
Mg2+	Раствор щелочи	Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2↓	Белый осадок Mg(OH)2, нерастворимый в избытке щелочи
Cr3+	Растворы щелочи, кислоты	Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3↓  Cr(OH)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 + OH- = [Cr(OH)4]-	Cеро-зеленый осадок Cr(OH)3, растворимый в кислоте в избытке щелочи
Fe2+	Раствор красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]	3Fe2++2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2↓	Образование турнбулевой сини Fe3[Fe(CN)6]2
Fe3+	Раствор роданида аммония NH4CNS Раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]	Fe3+ + 3CNS- = Fe(CNS)3 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4+ = Fe4[Fe(CN)6]3↓	Кроваво-красное окрашивание раствора Образование берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3
Cu2+	Раствор щелочи с последующим нагреванием	Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓  Cu(OH)2 → CuO + H2O	Ярко-голубой студенистый осадок, нерастворимый в избытке щелочи, разлагающийся при нагревании на черный осадок CuO и воду

Качественные реакции на анионы

OH-	Лакмус		Синее окрашивание
	Фенолфталеин		Малиновое окрашивание
	Метилоранж		Желтое окрашивание
Cl-	Раствор нитрата серебра AgNO3	Ag+ + Cl- = AgCl↓	Белый творожистый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
Br-	Раствор нитрата серебра AgNO3	Ag+ + Br- = AgBr↓	Светло-желтый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
I-	Раствор нитрата серебра AgNO3	Ag+ + I- = AgI↓	Желтый осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
NO3-	Концентрированная серная кислота и медная стружка при нагревании	H2SO4+ 2NH4NO3=(NH4)2SO4 + 2HNO3 4HNO3+Cu → Cu(NO3)2+2NO2 +2H2O	Бурый газ (NO2), голубая окраска раствора
SO42-	Раствор соли бария	Ba2+ + SO42- = BaSO4↓	Белый мелкодисперсный осадок, нерастворимый в H2O и HNO3
SO32-	Сильная кислота	2H+ + SO32- = H2SO3 (SO2↑ +H2O)	Газ с резким специфическим запахом
S2-	Раствор соли свинца	Pb2+ + S2- = PbS↓	Черно-бурый осадок
CO32-	Cильная кислота	2H+ + CO32- = H2CO3  (CO2↑+ H2O)	Газ без цвета и запаха, не поддерживает горение
HCO3-		H+ + HCO3- = H2O + CO2↑
PO43-	Раствор нитрата серебра в слабощелочной среде	3Ag+ + PO43- = Ag3PO4↓	Желтый осадок, растворимый в HNO3
HPO43-		3Ag+ + HPO42- = Ag3PO4↓ +H+
H2PO4 -		3Ag+ + H2PO4- = Ag3PO4 +2H+

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (№13, 32).

Качественные реакции органических веществ

Вещество, функциональная группа	Реактив	Схема реакции	Характерные признаки
Непредельные углеводороды (алкены, алкины, диены), кратные связи	р-р KMnO4 (розовый)	СН2=СН2 + Н2О + КMnO4 → КОН + MnO2↓+ СН2(ОН)-СН2(ОН)	обесцвечивание р-ра
	р-р I2 (бурый)	СН2=СН-CН3 + I2 → СН2(I)-СН(I)-CH3	обесцвечивание р-ра
	р-р Br2 (желтый)	СН2=СН2 + Br2 → СН2(Br)-СН2(Br)	обесцвечивание р-ра
Ацетилен	аммиачный р-р Ag2O	CH ≡ СН + [Ag(NH3)2]OH → AgC≡CAg↓ + NH3↑ + H2O	образование осадка (ацетиленид серебра) белого цвета (взрывоопасен)
Бензол	нитрующая смесь HNO3 + H2SO4	t0C, H2SO4(конц.) C6Н6 + HNO3 → C6H5-NO2 + H2O	образование тяжелой жидкости светло-желтого цвета с запахом горького миндаля
Толуол	р-р KMnO4 (розовый)	C6Н5-СН3 + KMnO4 + H2SO4 → C6Н5-COOH + H2O + K2SO4 + MnSO4	обесцвечивание р-ра
Фенол(карболовая кислота)	р-р FeCl3 (светло-желтый)	C6Н5OH + FeCl3 → (C6Н5O)3Fe + HCl	окрашивание р-ра в фиолетовый цвет
	насыщенный р-р Br2(бромная вода)	C6Н5OH + 2Br2 → C6Н2Br3OH↓ + HBr	образование белого осадка со специфическим запахом
Анилин (аминобензол)	р-р хлорной извести CaOCl2 (бесцветный)		окрашивание р-ра в фиолетовый цвет
Этанол	насыщенный р-р I2 + р-р NaOH	C2H5OH + I2 + NaOH → CHI3↓ + HCOONa + NaI + H2O	образование мелкокристаллического осадка СНI3 светло-желтого цвета со специфическим запахом
	CuO (прокаленная медная проволока)	C2H5OH + CuO → Cu↓ + CH3-CHO + H2O	выделение металлической меди, специфический запах ацетальдегида
Гидроксогруппа (спирты, фенол, гидроксикислоты)	Металлический Na	R-OH + Na → R-O-Na+ + H2↑ C6H5-OH + Na → C6H5-O-Na+ + H2↑	выделение пузырьков газа (Н2), образование бесцветной студенистой массы
Эфиры (простые и сложные)	Н2О (гидролиз) в присутствии NaOH при нагревании	CH3-C(O)-O-C2H5 + H2O ↔ CH3COOH + C2H5OH	специфический запах
Многоатомные спирты, глюкоза	Свежеосажденный гидроксид меди (II) в сильно щелочной среде		ярко-синее окрашивание р-ра
Карбонильная группа – СНО (альдегиды, глюкоза)	Аммиачный р-р Ag2O	R-CHO + [Ag(NH3)2]OH → R-COOH + Ag↓ + NH3↑ + H2O	образование блестящего налета Ag («серебряное зеркало») на стенках сосудов
	Свежеосажденный Сu(OH)2	R-CHO + Cu(OH)2 → R-COOH + Cu2O↓ + H2O	образование красного осадка Сu2O
Карбоновые кислоты	лакмус		окрашивание р-ра в розовый цвет
	р-р Na2CO3	R-COOH + Na2CO3 → R-COO-Na+ + H2O + CO2↑	выделение СО2
	спирт +H2SO4(конц.)	R-COOH + HO-R1 ↔ RC(O)OR1 + H2O	специфический запах образующегося сложного эфира
Муравьиная кислота	Свежеосажденный Сu(OH)2	HCOOH + Cu(OH)2 → Cu2O↓ + H2O + CO2↑	образование красного осадка Сu2O
	Аммиачный р-р Ag2O	HCOOH + [Ag(NH3)2]OH → Ag↓ + H2O + CO2↑	«серебряное зеркало» на стенках сосуда
Олеиновая кислота	р-р KMnO4 (розовый) или I2 (бурый) или Br2(желтый)	C17H33COOH + KMnO4 + H2O → C8H17-CH(OH)-CH(OH)-(CH2)7-COOH + MnO2↓ + KOH  C17H33COOH + I2 → C8H17-CH(I)-CH(I)-(CH2)7-COOH	обесцвечивание р-ра
Ацетаты (соли уксусной кислоты)	р-р FeCl3	CH3COONa + FeCl3 → (CH3COO)3Fe + NaCl	окрашивание р-ра в красно-бурый цвет
Стеарат натрия (мыло)	Н2О (гидролиз) + фенолфталеин	C17H35COONa + H2O ↔ C17H35OOH↓ + NaOH	окрашивание р-ра в малиновый цвет
	насыщенный р-р соли кальция	C17H35COONa + Ca2+ ↔ (C17H35COO)2Ca↓ + Na+	образование серого осадка
	Концентрированная неорганическая кислота	C17H35COONa + H+ ↔ C17H355COOH↓ + Na+	образование белого осадка
Белок	пламя	реакция горения	запах «паленого», жженых перьев
	НNO3 (конц.);t, °С	ксантопротеиновая реакция (происходит нитрование бензольных колец в молекуле белка)	без нагревания – появляется желтое окрашивание р-ра; при нагревании и добавлении раствора аммиака белок окрашивается в желтый цвет
	Свежеосажденный Сu(OH)2	биуретовая реакция (образуется комплексное соединение)	сине-фиолетовое окрашивание р-ра

ПОНЯТИЕ О МЕТАЛЛУРГИИ: ОБЩИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ (№26)

Металлургия — это комплексная отрасль промышленности, которая занимается производством металлов.

Поскольку большинство металлов в природе существует в виде различных соединений, то химическая суть металлургических процессов заключается в восстановлении металлов:

Me⁺ⁿ + nē → Me⁰

В зависимости от того, какой используется восстановитель и каковы условия, при которых проводят процессы восстановления различают пиро-, гидро-, электро- и биометаллургию.

Пирометаллургия (от греч. огонь и металлургия) представляет собой все химические способы восстановления металлов из руд, осуществляемые с применением  высоких температур.

В качестве восстановителей в пирометаллургии используют уголь (кокс), оксид углерода (II), водород, активные металлы, кремний.

Оксидные руды чаще всего восстанавливают коксом или оксидом углерода  (II)  — этот процесс носит название карботермия.

Для извлечения металлов пирометаллургическим способом из сульфидных руд их сначала подвергают предварительному отжигу. А затем, полученный оксид восстанавливают коксом (С).

Тугоплавкие металлы, например, молибден и вольфрам, восстанавливают водородом:

Если восстановителями химически активные металлы, то этот пирометаллургический способ называют металлотермия. В зависимости от природы металла-восстановителя различают алюминотермию, или алюмотермию, — восстановление алюминием и магнийтермию — восстановление магнием. Способ металлотермии позволяет восстанавливать металлы не только из оксидов, но и с галогенидов.

Известен способ восстановления металлов кремнием, называемый силикотермией.

Гидрометаллургия представляет собой метод получения металлов, заклющийся в преобразовании природных соединений металлов в растворимую форму с последующим восстановлением металла из раствора. Гидрометаллургического способами добывают благородные (золото, серебро, платину), цветные (медь, никель, цинк, кобальт), редкие (цирконий, гафний, тантал) и другие металлы:

NiSO₄ + Zn = Ni + ZnSO₄

К преимуществам данного способа относится возможность его использования для получения металлов при их малом содержании в руде,  которую невозможно перерабатывать обычными способами; снижение во многих случаях загрязнения окружающей среды, например, при обжиге сульфидных руд.

Электрометаллургия — это способ получения металлов с применением электрического тока —  электролиза. Электролизом расплавов получают самые активные металлы (от лития до марганца в ряду активности), электролизом водных растворов — менее активные (Zn, Cu, Ni, Cr и т.д.).

Биометалургия основана на биохимических процессах, протекающих при использовании микроорганизмов. Известно, что микроорганизмы типа литотрофы (с лат. – «поедающие камни») могут преобразовывать нерастворимые сульфиды металлов в растворимые сульфаты. Сейчас с применением микроорганизмов добывают медь, уран, рений, серебро, никель, свинец, а также некоторые редкие металлы.

ОБЩИЕ НАУЧНЫЕ ПРИНЦИПЫ ХИМИЧЕСКОГО ПРОИЗВОДСТВА (НА ПРИМЕРЕ ПРОМЫШЛЕННОГО ПОЛУЧЕНИЯ АММИАКА, СЕРНОЙ КИСЛОТЫ, МЕТАНОЛА) (№26)

Синтез аммиака

Промышленный синтез аммиака основан на прямом взаимодействии простых веществ — азота N₂ и водорода H₂. Азот, используемый при производстве аммиака, получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, а водород – паровой конверсией угля или природного газа:

С + Н₂О↔  СО +Н₂О (нагрев)

СН₄ + Н₂О ↔ СО + 3Н₂ (нагрев)

Рассмотрим уравнение взаимодействия азота с водородом:

N₂ + 3Н₂ ↔ 2NН₃ ↑ + 45,9 кДж  (кат, темп, давление)

Данная реакция является каталитической, т.е. ее скорость многократно возрастает в присутствии катализатора. В качестве катализатора синтеза аммиака из азот-водородной смеси используют катализатор на основе пористого железа.

Поскольку реакция взаимодействия азота с водородом является экзотермической, то для смещения равновесия в сторону образования аммиака процесс целесообразно проводить при низких температурах. Однако без нагревания скорость реакции взаимодействия азота с водородом ничтожно мала, поэтому для синтеза аммиака при выборе температурных условий приходится ориентироваться на «золотую середину». Такой «золотой серединой» является температура около 400-500 ^оС.

Негативным следствием использования высокой температуры является то, что равновесие реакции сильно смещается в сторону обратной реакции – разложения аммиака, вследствие чего падает его выход.

Согласно уравнению взаимодействия азота и водорода, при протекании реакции суммарное количество газообразных веществ уменьшается, ведь при взаимодействии 3 моль водорода и 1 моль азота (всего 4 моль) взамен образуется только 2 моль аммиака. Поэтому, исходя из принципа Ле Шателье, негативные эффекты, связанные с разложением аммиака, можно снизить, осуществляя процесс под высоким давлением. Давление азот-водородной смеси в колонне синтеза создается с помощью турбокомпрессора и составляет около 300 атм. Тем не менее, даже несмотря на использование колоссального давления, степень превращения азот-водородной смеси «за один заход» не превышает 20 %. Дальнейшее повышение давления по ряду причин невозможно, поэтому проблема низкого выхода решается довольно простым способом. Образовавшийся аммиак отделяется в сепараторе от непрореагировавшей азот-водородной смеси, а оставшаяся смесь направляется с помощьюциркуляционного компрессора обратно в колонну синтеза вместе с новой порцией сырья. Такой прием носит название принципа циркуляции. Благодаря принципу циркуляции степень превращения азот-водородной смеси в аммиак удается повысить до 95%.

Производство серной кислоты

В качестве серосодержащего сырья для производства серной кислоты могут быть использованы сера или сероводород (побочные продукты нефтепереработки), минерал пирит FeS₂, а также сульфиды некоторых других d-элементов. Никакие другие виды сырья не используются.

В настоящий момент основным сырьем для производства серной кислоты являются сероводород и сера, поскольку они в огромных количествах образуются в качестве побочных продуктов нефтепереработки.

Однако же в школьной программе пока еще по-прежнему считается, что серная кислота производится преимущественно из пирита, в связи с чем и мы будем рассматривать основные стадии производства серной кислоты именно этого же сырья.

Первая стадия

Заключается в сжигании предварительно измельченного пирита в токе обогащенного кислородом воздуха. Процесс протекает в соответствии с уравнением:

4FeS₂ + 11O₂  ^{t = 800°C}→   2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q 

Обжиг осуществляют при температуре около 800 ^оС в печи для обжига. В процессе обжига используют так называемый метод кипящего слоя – частицы измельченного пирита подаются в печь сверху, а воздух — снизу. В результате этого раскаленные частицы пирита оказываются подвешенными в токе воздуха, внешне напоминая кипящую жидкость.

П         осле обжига пирита полученный печной газ, содержащий диоксид серы, отделяется от твердых примесей огарка (Fe₂O₃) с помощью циклона. Циклоном называют аппарат, в котором происходит грубая очистка печных газов за счет центробежной силы от наиболее крупных твердых частиц. Далее после грубой очистки смесь газов проходит более глубокую очистку уже от оставшихся мелких твердых частиц с помощью электрофильтра. Принцип действия электрофильтра основан на том, что к наэлектризованным металлическим пластинам прилипает пыль, которая после скопления ссыпается с них под собственным весом в приемник.

После очистки от твердых примесей печной газ направляется в нижнюю часть так называемой сушильной башни, в верхнюю часть которой впрыскивается концентрированная серная кислота на встречу газу. При таком варианте осуществления фактически сталкиваются два потока — смеси газов, идущей снизу, и струи жидкой концентрированной серной кислоты, текущей сверху. Очевидно, что в результате этого достигается максимальная степень «смешения» газа с осушающей жидкостью. Данный прием носит название принципа противотока.

Вторая стадия

После очистки от твердых примесей и осушки концентрированной серной кислотой газы поступают в контактный аппарат. В контактном аппарате расположены полки с катализатором V₂O₅, который катализирует взаимодействие диоксида серы с кислородом в соответствии с уравнением:

2SO₂ + O₂ ^{400-500°С,V2O5,p}↔2SO₃ + Q

Аналогично реакции взаимодействия азота с водородом, рассмотренной выше, данная реакция также является каталитической, экзотермической и протекает с уменьшением количества газообразных веществ. Поэтому с точки зрения принципа Ле Шателье ее следовало бы проводить при низких температурах. Однако при низких температурах скорость реакции крайне низка, и ее осуществляют при оптимальной температуре около 400-500 ^оС. Смещения равновесия реакции в сторону разложения SO₃ при повышении температуры удается практически полностью избежать, проводя реакцию при повышенном давлении.

Третья стадия (заключительная)

После второй стадии образовавшийся триоксид серы поступает в часть установки, называемую поглотительной башней. Из названия данного аппарата логичным было бы предположить, что триоксид серы в нем поглощается в этой части установки водой, ведь триоксид серы, взаимодействуя с водой, образует серную кислоту. Однако в реальности серный ангидрид SO₃ поглощают не водой (!!!), а концентрированной серной кислотой. Связано это с тем, что при смешении серного ангидрида с водой выделяется колоссальное количество теплоты, в результате чего сильно возрастают температура, давление и образуются мельчайшие капли трудноуловимого сернокислотного тумана.

В результате поглощения SO₃ концентрированной серной кислотой фактически образуется раствор SO₃ в безводной серной кислоте, который называют олеумом. Далее образующийся олеум собирается в металлические емкости и отправляется на склад. Серную кислоту необходимой концентрации получают, добавляя к олеуму воду в нужной пропорции. В результате добавления воды избыток SO₃ превращается в серную кислоту.

Производство метанола

Производство метанола основано на реакции взаимодействия угарного газа CO с водородом H₂, которая протекает в соответствии с уравнением:

СО + 2Н₂ СН₃ОН+Q (кат, темп, давление)

Технологическая цепочка производства метанола практически идентична таковой для получения аммиака. Это обусловлено определенным сходством реакций. Так, например, реакции образования аммиака и метанола являются экзотермическими, обратимыми, каталитическими и протекают с уменьшением объема газообразных веществ.

В синтезе метанола из угарного газа и водорода используются все те же приемы, что и в синтезе аммиака из азот-водородной смеси, в частности:

• 1) наличие катализатора в колонне синтеза;
• 2) принцип теплообмена;
• 3) использование высокого давления для повышения выхода продукта;
• 4) использование высокой температуры для увеличения скорости реакции;
• 5) принцип циркуляции.

Краткое описание документа:

В пособии "Теоретический материал для подготовки к ЕГЭ по химии" размещен краткий конспект ответов на некоторые задания единого государственного экзамена по химии. Показан алгоритм решения некоторых заданий контрольно-измерительных материалов единого государственного экзамена по химии. Материал выдается в краткой форме.