Бесцветный газ химия егэ

Цвета соединений, знание которых необходимо для сдачи ЕГЭ

1. Медь – мягкий пластичный металл розового цвета. Степени окисления: +1, +2.

Cu2O – кристаллическое, нерастворимое в воде вещество кирпично-красного цвета.

CuO – кристаллы чёрного цвета, практически нерастворимые в воде.

CuS — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

Cu2S — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

CuOH — желтое вещество; не растворимо в воде; является неустойчивым и разлагается при нагревании на Cu2O и H2O.

Cu(OH)2 – голубое аморфное или кристаллическое вещество; практически не растворимо в воде.

CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворяется в воде. Из водных растворов кристаллизуется пентагидрат CuSO4·5H2O – медный купоро́с, кристаллы голубого цвета (при нагревании снова теряет воду и становится белым). Водный раствор CuSO4 также голубого цвета.

2. Цинк – металл голубовато-белого цвета, мягкий, хрупкий. Степень окисления: +2.

ZnO, Zn(OH)2, ZnS – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

3. Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета. Степень окисления: +3.

Al2O3, Al(OH)3 – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

AlPO4 — твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде.

4. Серебро – блестящий белый мягкий пластичный металл. Степень окисления: +1.

AgCl – белое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgBr – светло-желтое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgI – твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Ag2S — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

Ag2O — твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

5. Железо – серебристо-серый мягкий ковкий металл. Степени окисления: +2, +3, +6.

FeO – твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Fe(OH)2 – серо-зеленый осадок, студенистый осадок зеленого цвета. Не растворяется в воде.

Fe2O3, Fe(OH)3 – твердые красно-коричневые (бурые), нерастворимые в воде соединения.

Fe3O4 – твердое черное вещество. Не растворяется в воде.

FeCl3 – раствор желтого цвета.

6. Сера – желтое нерастворимое в воде вещество. Степени окисления: -2, +4, +6.

SO2 – бесцветный газ с неприятным запахом; газ, образующийся в момент зажигания спички

H2SO4 – тяжелая бесцветная жидкость, растворяется в воде с сильным разогреванием раствора.

7. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

CrO — твердое вещество ченого цвета.

Cr2O3 — твердое вещество темно-зеленого цвета.

CrO3 — твердое вещество красного цвета.

Na2Cr2O7 и другие дихроматы — соединения оранжевого цвета.

Na2CrO4 и другие хроматы — соединения желтого цвета.

Cr2(SO4)3 — в растворе сине-фиолетового цвета (кислотная среда).

K3[Cr(OH)6] — в растворе зеленого цвета (щелочная среда).

8. Марганец — металл серебристо-белого цвета.

MnO2 — твердое нерастворимое в воде вещество бурого цвета.

Mn(OH)2 — белый осадок.

KMnO4 — пурпурные кристаллы, растворяется в воде с образованием фиолетового раствора.

K2MnO4 — растворимая соль темно-зеленого цвета.

Mn(NO3)2, MnCl2, MnBr2 и некоторые другие соли Mn⁺² — как правило, розовые растворимые в воде соединения.

9. Фосфор — неметалл. Основные модификации: белый, красный и черный фосфор.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

AlPO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Li3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Ba3(PO4)2 — осадок белого цвета

10. Свинец —  ковкий, тяжёлый металл серебристо-белого цвета.

PbS — осадок черного цвета.

PbSO4 — осадок белого цвета.

PbI2 – осадок ярко-желтого цвета.

11. Соединения бария:

BaSO4 – белый осадок нерастворимый в кислотах

BaSO3 – белый осадок растворимый в кислотах

Ba3(PO4)2 — осадок белого цвета

BaCrO4 — осадок желтого цвета

12. Другие соединения:

CaCO3 – осадок белого цвета

NH3 – аммиак, бесцветный газ с резким запахом

CO2 – газ тяжелее воздуха, без цвета и запаха, играющий важную роль в процессе фотосинтеза.

NO2 – газ бурого цвета (лисий хвост)

H2SiO3 – бесцветный студенистый осадок

30 октября 2022

В закладки

Обсудить

Жалоба

Цвета осадков и газов в неорганической химии

Для сдачи ОГЭ необходимо знать и предсказывать по формуле цвет осадка или газа, а также характерные запахи, которыми обладают газы. В данном документе собраны необходимые данные по этому вопросу.

Осадки бывают разных цветов и разной консистенции. Все это является частью описания признака реакции.

Задание 13 ОГЭ по химии.

priznaki-him-r.pdf

Автор: Фрундина Дарья Андреевна, учитель химии.

Тренажер задания 31 из ЕГЭ по химии галогенов, задачи на неорганическую химию (мысленный эксперимент) из экзамена ЕГЭ по химии, задания 31 по химии галогенов с текстовыми решениями и ответами.

1. Вещество, полученное на аноде при электролизе расплава иодида натрия с инертными электродами, выделили и ввели во взаимодействие с сероводородом. Газообразный продукт последней реакции растворили в воде и к полученному раствору добавили хлорное железо. Образовавшийся осадок отфильтровали и обработали горячим раствором гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора иодида натрия с инертными электродами, ввели в реакцию с калием. Продукт реакции нагрели с концентрированной серной кислотой и выделившийся газ пропустили через горячий раствор хромата калия. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Хлорная вода имеет запах хлора. При подщелачивании запах исчезает, а при добавлении соляной кислоты – становится более сильным, чем был ранее. Напишите уравнения описанных реакций.

1. Бесцветные газы выделяются при выдерживании концентрированной кислоты, как с хлоридом натрия, так и с иодидом натрия. При пропускании этих газов через водный раствор аммиака образуются соли. Напишите уравнения описанных реакций.

1. При термическом разложении соли А в присутствии диоксида марганца образовались бинарная соль Б и газ, поддерживающий горение и входящий в состав воздуха, при нагревании этой соли без катализатора образуются соль Б и соль кислородсодержащей кислоты. При взаимодействии соли А с соляной кислотой выделяется жёлто-зелёный газ (простое вещество) и образуется соль Б. соль Б окрашивает пламя в фиолетовый цвет, при её взаимодействии с раствором нитрата серебра выпадает осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

6)   При добавлении раствора кислоты А к диоксиду марганца происходит выделение ядовитого газа жёлто-зелёного газа. Пропустив выделившийся газ через горячий раствор едкого кали, получают вещество, которое используется при изготовлении спичек и некоторых других зажигательных составов. При термическом разложении последнего в присутствии диоксида марганца образуется соль, из которой при взаимодействии с концентрированной серной кислотой можно получить исходную кислоту А, и бесцветный газ , входящий в состав атмосферного воздуха. Напишите уравнения описанных реакций.

7)  Йод нагрели с избытком фосфора, и продукт реакции обработали небольшим количеством воды. Газообразный продукт реакции полностью нейтрализовали раствором едкого натра и добавили в полученный раствор нитрат серебра. Напишите уравнения описанных реакций.

   Газ, выделившийся при нагревании твердой поваренной соли с концентрированной серной кислотой, пропустили через раствор перманганата калия. Газообразный продукт реакции поглотили холодным раствором едкого натра. После добавления в полученный раствор йодоводородной кислоты появляется резкий запах и раствор приобретает тёмную окраску. Напишите уравнения описанных реакций.

9)  Через раствор бромида натрия пропустили газ, выделяющийся при взаимодействии соляной кислоты с перманганатом калия. После окончания реакции раствор выпарили, остаток растворили в воде и подвергли электролизу с графитовыми электродами. Газообразные продукты реакции смешали друг с другом и осветили. В результате произошел взрыв. Напишите уравнения описанных реакций.

10)  К пиролюзиту осторожно прибавили раствор соляной кислоты, и выделившийся газ пропустили в химический стакан, наполненный холодным раствором едкого кали. После окончания реакции стакан накрыли картонкой и оставили, при этом стакан освещали солнечные лучи; через некоторое время в стакан внесли тлеющую лучинку, которая ярко вспыхнула. Напишите уравнения описанных реакций.

11)   Вещество, выделяющееся на катоде и аноде при электролизе раствора йодида натрия с графитовыми электродами, реагируют друг с другом. Продукт реакции взаимодействуют с концентрированной серной кислотой с выделением газа, который пропустили через раствор гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

12)  К оксиду свинца (IV) при нагревании добавили концентрированную соляную кислоту. Выделяющийся газ пропустили через нагретый раствор едкого кали. Раствор охладили, соль кислородсодержащей кислоты отфильтровали и высушили. При нагревании полученной соли с соляной кислотой выделяется ядовитый газ, а при нагревании её в присутствии диоксида марганца – газ, входящий в состав атмосферы. Напишите уравнения описанных реакций.

13)  Йод обработали концентрированной азотной кислотой при нагревании. Продукт реакции осторожно нагрели. Образовавшийся при оксид вступил в реакцию с угарным газом. Выделившееся простое вещество растворили в теплом растворе гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

14)  Раствор иодида калия обработали избытком хлорной воды, при этом сначала наблюдали образование осадка, а затем – его полное растворение. Образовавшуюся при этом йодсодержащую кислоту выделили из раствора, высушили и осторожно нагрели. полученный оксид прореагировал с угарным газом. Напишите уравнения описанных реакций.

15)   Йод обработали хлорноватой кислотой. Продукт реакции осторожно нагрели. продукт реакции осторожно нагрели. Образующийся оксид реагирует с угарным газом  с образованием двух веществ – простого и сложного. Простое вещество растворяется в теплом щелочном растворе сульфита натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

16)    Перманганат калия обработали избытком раствора соляной кислоты, образовался раствор и выделился газ. Раствор разделили на две части: к первой добавили гидроксид калия, а ко второй – нитрат серебра. Выделившийся газ прореагировал газ прореагировал с гидроксидом калия при охлаждении. Напишите уравнения описанных реакций.

17)  Расплав хлорида натрия подвергли электролизу. Газ, выделившийся на аноде, прореагировал с водородом с образованием нового газообразного вещества с характерным запахом. Его растворили в воде и обработали расчетным количеством перманганата калия, при этом образовался газ желто-зеленого цвета. Это вещество вступает при охлаждении с гидроксидом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

18)  Перманганат калия обработали концентрированной соляной кислотой. Выделившийся при этом газ собрали, а к реакционной массе по каплям прибавили раствор гидроксида калия до прекращения выделения осадка. Собранный газ пропустили через горячий раствор гидроксида калия, при этом образовалась смесь двух солей. Раствор выпарили, твердый остаток прокалили в присутствии катализатора, после чего в твердом остатке осталась одна соль. Напишите уравнения описанных реакций.

Азот — неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав
белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в
кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью
азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np³:

• N — 2s²2p³
• P — 3s²3p³
• As — 4s²4p³
• Sb — 5s²5p³
• Bi — 6s²6p³

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако,
следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH₄NO₂ → (t) N₂ + H₂O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO_3(разб.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

Химические свойства

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение
азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

• Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ + Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ + Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ + Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N₂ + H₂ ⇄ (t, p) NH₃

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

• Реакция с водой

Образует нестойкое соединение — гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH

• Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ (нитрат аммония)



• Восстановительные свойства

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные
восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

NH₃ + FeO → N₂↑ + Fe + H₂O

NH₃ + CuO → N₂↑ + Cu + H₂O

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается
выделением NO.

NH₃ + O₂ → (t) N₂ + H₂O

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

Соли аммония

Получение

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH₃ + H₃PO₄ → (NH₄)₃PO₄

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

• Реакции с кислотами

NH₄Cl + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + HCl↑

• Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH₄OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

• Реакции с солями

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + NH₄Cl

• Реакция гидролиза

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺

NH₄OH ⇄ NH₃ + H₂O

• Реакции разложения

NH₄Cl → (t) NH₃↑ + HCl↑

(NH₄)₂CO₃ → (t) NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

NH₄NO₂ → (t) N₂↑ + H₂O

NH₄NO₃ → (t) N₂O↑ + H₂O

(NH₄)₃PO₄ → (t) NH₃↑ + H₃PO₄

Оксид азота I — N₂O

Закись азота, веселящий газ — N₂O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N₂O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N₂O → (t) N₂ + O₂

Оксид азота II — NO

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH₃ + O₂ → (t, кат) NO + H₂O

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO_3(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO₂.

NO + O₂ → NO₂

Оксид азота III — N₂O₃

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N₂O₃ в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO↑

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO₂ → N₂O₃

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO₂, соли которой называются нитриты (NO₂^—).
Реагирует с водой, основаниями.

H₂O + N₂O₃ → HNO₂

NaOH + N₂O₃ → NaNO₂ + H₂O

Оксид азота IV — NO₂

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO₂ выделяется при
разложении нитратов.

Cu + HNO_3(конц) → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu(NO₃)₂ → (t) CuO + NO₂ + O₂

Pb(NO₃)₂ → (t) PbO + NO₂ + O₂

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ + C → CO₂ + N₂

NO₂ + P → P₂O₅ + N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

NO₂ + LiOH → LiNO₃ + LiNO₂ + H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ + H₂O + O₂ → HNO₃

Сайты, меню, вход, новости

Задание № 1 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

А) азот
Б) цинк
В) бром
Г) кальций

Формулы реагентов:

1) O₂, HCl, H₂SiO₄
2) H₂, Mg, Ca(OH)₂
3) MnCl₂, N₂, O₂
4) O₂, Ca, Li
5) NaOH, O₂, CuSO₄.

Решение:

Данное задание входит в тестовую часть в качестве вопроса № 8, который требует знаний химических свойств простых и сложных веществ в неорганической химии.

Учитывая, что этот урок посвящен теме «Галогены», предлагаю вспомнить и изучить свойства этой группы элементов, которые находятся в VII A группе.

Итак, начнем: первый элемент в списке — азот.

Азот.

N₂ — это неметалл, входит в состав воздуха, является бесцветным газом, без запаха, реагирует:
— с литием на воздухе (без нагревания) с образованием азида лития (Li₃N);
— с кальцием (при нагревании), в итоге можно получить Ca₃N₂;
— с кислородом (электрический разряд, около 3000 С) — образуется NO.

Подходит пункт 4.

Цинк.

Далее идет цинк, это переходный металл (его соединения проявляют амфотерные свойства), достаточно хрупкий, в чистом виде имеет серебристо — белый цвет, реагирует:
— с растворами кислот (HCl) — происходит замещение цинка на водород в кислоте. Однако, с кремниевой кислотой реакция не идет;
— с щелочами (NaOH), образуя гидроксоцинкаты;
— с сульфатом меди (выделяется чистая медь и сульфат цинка).

Выбираем пункт 5.

Бром.

Бром — это галоген, который проявляет кислотные свойства, является дымящей красно — коричневой жидкостью, токсичен; реагирует:
— с водородом;
— с металлами (Ca, Mg);
— с щелочами (Ca(OH)₂), причем в этой реакции образуются соли брома — CaBr₂ и Ca(BrO)₂.

Подходит вариант 2.

Кальций.

Последний химический элемент в списке — кальций, это активный металл, который активно реагирует:
— с неметаллами (галогены, O₂, H₂, N₂);
— с водой;
— с кислотами;
— с солями (замещение катиона более слабого металла, по сравнению с кальцием).

Здесь подходит вариант 3.

Ответ: 4523.

Задание № 2 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами, которые преимущественно образуются при взаимодействии этих веществ.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА:

А) Cl₂ и KOH (хол. р-р)
Б) Cl₂ и KOH (гор. р-р)
В) KClO₃ → (t C)
Г) KClO₃ → (t, MnO₂)

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ:

1) KCl и H₂O;
2) KCl, KClO и H₂O;
3) KCl, KClO₂ и H₂O;
4) KCl, KClO₃ и H₂O;
5) KCl и O₂;
6) KCl и KClO₄.

Решение:

Это задание № 9 тестовой части ЕГЭ по Химии, в котором нужно установить исходные вещества в соответствии с продуктами реакции.

1) Cl₂ и KOH (хол. р-р) → KCl + KClO + H₂O (хлорид калия, гипохлорит калия, вода).
2) Cl₂ и KOH (гор. р-р) → KCl, KClO₃ и H₂O (хлорид калия, хлорат калия (бертолетова соль), вода).
3) KClO₃ → (t C) → термическое разложение (400 С) бертолетовой соли приводит к образованию KClO₄ и KCl (перхлората калия, хлорида калия).
4) KClO₃ → (t, MnO₂) → термическое каталитическое разложение (200 С) хлората калия образует KCl и O₂ (хлорид калия и кислород).

Ответ: 2465.

Задание № 3 (Тестовая часть):

Задана следующая схема превращения веществ:

I₂ → (X)→KI→ (Y)→I₂

Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y.

1) KOH;
2) KCl;
3) Cl_2;
4) HCl;
5) KClO₄.

Решение:

Первая реакция проста на первый взгляд, нам нужно из чистого йода получить йодид калия. Однако, это не простая реакция соединения или замещения, это ОВР — йод меняет свою степень окисления с 0 до -1 в присутствии щелочи:

I2 + 2KOH (разб.) = KI + KIO + H2O (0 C)

Так как это задание достаточно легкое, здесь не указаны условия протекания этой реакции, и не сказано, какие вещества дополнительно образуются в качестве продуктов реакции. Поэтому, первое звено цепочки решено, вещество X = KOH.

Следующая реакция — как из йодида калия получить чистый йод. Эта реакция знакома многим — галогены вытесняют более слабые галогены из сложных веществ (реакция замещения). В данном случае нам нужен галоген, который стоит в 7А подгруппе выше йода; это может быть бром, хлор, фтор; из вариантов ответа подходит хлор. Вещество Y = Cl₂.

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

Ответ: 13

Задание № 4 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагентами и схемами превращения элемента хлора.

РЕАГЕНТЫ:

А) хлор и аммиак
Б) хлористая кислота и бромоводород
В) хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид
Г) хлор и бромоводород

СХЕМЫ ПРЕВРАЩЕНИЯ:

1) Cl⁰ → Cl⁺¹;
2) Cl⁰ → Cl^-1;
3) Cl⁺¹ → Cl⁰;
4) Cl⁺³ → Cl^-1;
5) Cl⁺⁷ → Cl^-1;
6) Cl⁺¹ → Cl^-1.

Решение:

Данное задание относится в 21 вопросу в ЕГЭ, для его выполнения необходимо знать химические реакции и изменение степеней окисления.

Итак, первые исходные вещества — хлор и аммиак, эту реакцию я уже писала в теме «Аммиак».
8NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6NH₄Cl — степень окисления хлора: Cl⁰ → Cl^-1

Вторая пара веществ — хлористая кислота и бромоводород;
Хлористая кислота (HClO₂) в свободном виде не выделена, существует только в растворах, способна вступать в реакции
— с щелочами,
— с галогеноводородами (HCl, HI, HBr)
Реакция между этими реагентами выглядит так:
HClO₂ + 4HBr = HCl + 2Br₂ + 2H₂O — степень окисления хлора: Cl⁺³ → Cl^-1

Следующие реагенты — хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид.
Хлорноватистая кислота (HClO) в свободном виде не выделена, слабая кислота, разлагается на свету, сильный окислитель, реагирует:
— с галогеноводородами;
— с гидратом аммиака (NH₃ * H₂O);
— с щелочами.
Это нестандартная реакция между кислотой и кислотным оксидом, поэтому ее надо запомнить:
HClO + SO₂ + H₂O = HCl + H₂SO₄ — степень окисления хлора: Cl⁺¹ → Cl^-1

Четвертая пара продуктов реакции — хлор и бромоводород; это простая реакция замещения, в результате которой хлор вытесняет бром и встает на его место, образуя хлороводород и выделяется бром:
Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂ — степень окисления хлора: Cl⁰ → Cl^-1

Ответ: 2462

Задание № 5 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и возможным электролитическим способом его получения:

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА:

А) кислород
Б) фтор
В) калий
Г) водород

ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ:

1) раствора AuCl₃
2) раствора CuBr₂
3) расплава NaF
4) расплава KCl
5) раствора KF.

Решение:

Для начала хочу акцентировать внимание на некоторых важных особенностях процессов электролиза в растворах и расплавах:

1) Щелочные металлы (K, Na) выделяются в чистом виде в процессе электролиза ТОЛЬКО в расплаве (на катоде);
2) Металлы (в растворе), стоящие в ряду активности
ДО H₂ (K, Li, Na, Ca) → выделяется H₂,
ДО H₂ (Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) → возможно выделение Ме и H₂,
ПОСЛЕ H₂ (Сu, Ag, Au, Pt, Hg) → выделяется Ме;
3) Галогены в процессе электролиза выделяются на аноде в чистом виде (кроме фтора);
4) Кислородсодержащие анионы и фтор в процессе электролиза выделяют кислород.

Итак, кислород выделяется в результате электролиза раствора KF;
— фтор выделяется в расплаве NaF;
— калий в результате электролиза расплава KCl;
— водород — в процессе электролиза раствора KF.

Ответ: 5345

Задание № 6 (Тестовая часть):

Установите соответствие между формулой соли и типом ее гидролиза.

ФОРМУЛА СОЛИ:

А) FeCl₃
Б) BaS
В) KF
Г) ZnSO₄

ТИП ГИДРОЛИЗА:

1) по катиону
2) по аниону
3) по катиону и по аниону
4) гидролиз не происходит

Решение:

Вопросы по теме «Гидролиз» являются достаточно легкими, нужно только знать силу кислот и оснований, а также принцип процесса нейтрализации.

Первое вещество — хлорид железа (III), это соль, которая образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая;

Второе вещество — сульфид бария, эта соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону, среда щелочная;

Третье вещество — фторид калия, она образована сильным основанием и слабой кислотой (плавиковая кислота (HF) несмотря на наличие самого электроотрицательного неметалла в составе, сильной кислотой не является), гидролиз по аниону, среда щелочная;

Далее по списку — сульфат цинка, здесь соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая.

Ответ: 1221

Задание № 7 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: нитрат калия, йодид калия, хлорид бария, серная кислота, йод, фторид серебра. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно — восстановительная реакция протекает с выделением ядовитого газа с неприятным запахом. В этой реакции наблюдается образование осадка темного цвета.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, которое вступает с ней в реакцию ионного обмена с образованием творожистого осадка желтого цвета.

Решение:

30. В условии даны два эффекта реакции ОВР — выделение ядовитого газа с неприятным запахом и образование темного осадка.
Учитывая, что здесь не сказано о цвете газа, у нас есть выбор из двух бесцветных газов — аммиака и сероводорода, но среди веществ в задании нет соединений азота, поэтому берем H₂S.
К тому же, выпал осадок темного цвета — темных осадков много, среди них чистый йод, который выделяется при взаимодействии солей йода с сильными кислотами.
В итоге пишем реакцию:
8KI + 5H₂SO₄ = 4I₂↓ + 4K₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑ — я сразу уравняла ее и не стану оформлять электронный баланс, так как ученик сдающий ЕГЭ знает, как это делать.

31. В этом задании нужно выбрать среднюю соль и вещество, в итоге должен образоваться творожистый осадок желтого цвета.
Нам даны несколько солей, среди которых
— йодид калия и нитрат калия, которые не дают осадков (так как все соли калия растворимы);
— хлорид бария, который может давать осадки, но не желтого цвета;
— фторид серебра — то вещество, которое нам нужно (соль йодид серебра представляет собой желтый творожистый осадок):
KI + AgF = AgI↓ + KF — осталось оформить ее в ионно — обменном виде и задание готово.

Задание № 8 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: гидроксид магния, аммиак, хлорид железа (III), фосфат кальция, хлор, бромид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми протекает окислительно — восстановительная реакция с изменением цвета и выделением газа.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, водный раствор которого вступает с этой солью в реакцию ионного обмена.

Решение:

30. В данном задании есть два газа, которые идеально подходят к параметрам условия — аммиак и хлор; они реагируют друг с другом с выделением чистого азота и хлорида аммония:
3Cl₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄Cl — в этой реакции происходит изменение цвета (хлор — желто-зеленый газ, азот — бесцветный).

31. Для решения этого задания рассмотрим все вещества:
— гидроксид магния (нерастворимое вещество), не подходит;
— фосфат кальция (нерастворимое вещество), не подходит;
— бромид калия (растворимое вещество), не подходит (все соли калия растворимы!);
— хлорид железа (III) (растворимое вещество), подходит — при взаимодействии с основанием дает осадок в виде гидроксида железа (III).

Но вот вопрос — разве в перечне есть основание? Есть — это гидроксид аммония (NH₄OH, или NH₃ * H₂O).

Если внимательно прочитать условие, то там написано «Допустимо использование водных растворов веществ», этим мы и воспользуемся (водный раствор аммиака это и есть гидроксид аммония):
FeCl₃ + 3NH₃ * H₂O = 3NH₄Cl + Fe(OH)₃ ↓ — выделяется бурый осадок гидроксида железа (III).
!Не забывай про правильное оформление ионно — обменного процесса

На сегодня все!

Автор статьи — профессиональный репетитор О. В. Овчинникова.

Условие задачи 31 на ЕГЭ по химии  — это текст, описывающий последовательность экспериментальных действий. Данный текст нужно превратить в уравнения реакций.

Трудность такого задания в том, что школьники слабо представляют себе экспериментальную, не «бумажную» химию. Не все понимают используемые термины и протекающие процессы. Попробуем разобраться.

Очень часто понятия, которые химику кажутся совершенно ясными, абитуриентами воспринимаются неправильно. Вот кратких словарь таких понятий.

Словарь непонятных терминов.

1. Навеска — это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах). Она не имеет отношения к навесу над крыльцом
2. Прокалить — нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. Это не «смешивание с калием» и не «прокалывание гвоздём».
3. «Взорвали смесь газов» — это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Колба или сосуд при этом не взрываются!
4. Отфильтровать — отделить осадок от раствора.
5. Профильтровать — пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.
6. Фильтрат — это профильтрованный раствор.
7. Растворение вещества — это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли NaCl получается раствор поваренной же соли NaCl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т.д.
8. Выпаривание — это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.
9. Упаривание — это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения.
10. Сплавление — это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. С плаванием по реке ничего общего не имеет
11. Осадок и остаток.
    Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия.
    «Реакция протекает с выделением осадка» — это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. Такие вещества выпадают на дно реакционного сосуда (пробирки или колбы).
    «Остаток» — это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал — его могут назвать остатком.
12. Насыщенный раствор — это раствор, в котором при данной температуре концентрация вещества максимально возможная и больше уже не растворяется.

    Ненасыщенный раствор — это раствор, концентрация вещества в котором не является максимально возможной, в таком растворе можно дополнительно растворить ещё какое-то количество данного вещества, до тех пор, пока он не станет насыщенным.

    Пересыщенный раствор – это раствор, в котором при данной температуре растворено больше вещества, чем в насыщенном.

    Разбавленный и «очень» разбавленный раствор — это весьма условные понятия, скорее качественные, чем количественные. Подразумевается, что концентрация вещества невелика.

    Для кислот и щелочей также используют термин «концентрированный» раствор. Это тоже характеристика условная. Например, концентрированная соляная кислота имеет концентрацию всего около 40%. А концентрированная серная — это безводная, 100%-ная кислота.

Для того, чтобы решать такие задачи, надо чётко знать свойства большинства металлов, неметаллов и их соединений: оксидов, гидроксидов, солей. Необходимо повторить свойства азотной и серной кислот, перманганата и дихромата калия, окислительно-восстановительные свойства различных соединений, электролиз растворов и расплавов различных веществ, реакции разложения соединений разных классов, амфотерность, гидролиз солей и других соединений, взаимный гидролиз двух солей.

Кроме того, необходимо иметь представление о цвете и агрегатном состоянии большинства изучаемых веществ — металлов, неметаллов, оксидов, солей.

Именно поэтому мы разбираем этот вид заданий в самом конце изучения общей и неорганической химии.
Рассмотрим несколько примеров подобных заданий.

1. Пример 1: Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали хлоридом бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрита натрия и нагрели.

Решение:

1. Литий реагирует с азотом при комнатной температуре, образуя твёрдый нитрид лития:

   

2. При взаимодействии нитридов с водой образуется аммиак:

   

3. Аммиак реагирует с кислотами, образуя средние и кислые соли. Слова в тексте «до прекращения химических реакций» означают, что образуется средняя соль, ведь первоначально получившаяся кислая соль далее будет взаимодействовать с аммиаком и в итоге в растворе будет сульфат аммония:

   

4. Обменная реакция между сульфатом аммония и хлоридом бария протекает с образованием осадка сульфата бария:

   

5. После удаления осадка фильтрат содержит хлорид аммония, при взаимодействии которого с раствором нитрита натрия выделяется азот, причём эта реакция идёт уже при 85 градусах:
   

1. Пример 2: Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделялось газообразное простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили, фильтрат упарили, полученный твёрдый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком и нагрели полученную смесь.

Решение:

1. Алюминий окисляется азотной кислотой, образуя нитрат алюминия. А вот продукт восстановления азота может быть разным, в зависимости от концентрации кислоты. Но надо помнить, что при взаимодействии азотной кислоты с металлами не выделяется водород! Поэтому простым веществом может быть только азот:

   

   

2. Если к раствору нитрата алюминия добавить карбонат натрия, то идёт процесс взаимного гидролиза (карбонат алюминия не существует в водном растворе, поэтому катион алюминия и карбонат-анион взаимодействуют с водой). Образуется осадок гидроксида алюминия и выделяется углекислый газ:

   

3. Осадок — гидроксид алюминия, при нагревании разлагается на оксид и воду:
   
4. В растворе остался нитрат натрия. При его сплавлении с солями аммония идёт окислительно-восстановительная реакция и выделяется оксид азота (I) (такой же процесс происходит при прокаливании нитрата аммония):

   

5. Оксид азота (I) — является активным окислителем, реагирует с восстановителями, образуя азот:

   

1. Пример 3: Оксид алюминия сплавили с карбонатом натрия, полученное твёрдое вещество растворили в воде. Через полученный раствор пропускали сернистый газ до полного прекращения взаимодействия. Выпавший осадок отфильтровали, а к профильтрованному раствору прибавили бромную воду. Полученный раствор нейтрализовали гидроксидом натрия.

Решение:

1. Оксид алюминия — амфотерный оксид, при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует алюминаты:

   

2. Алюминат натрия при растворении в воде образует гидроксокомплекс:

   

3. Растворы гидроксокомплексов реагируют с кислотами и кислотными оксидами в растворе, образуя соли. Однако, сульфит алюминия в водном растворе не существует, поэтому будет выпадать осадок гидроксида алюминия. Обратите внимание, что в реакции получится кислая соль — гидросульфит калия:

   

4. Гидросульфит калия является восстановителем и окисляется бромной водой до гидросульфата:

   

5. Полученный раствор содержит гидросульфат калия и бромоводородную кислоту. При добавлении щелочи нужно учесть взаимодействие с ней обоих веществ:

   

   

1. Пример 4: Сульфид цинка обработали раствором соляной кислоты, полученный газ пропустили через избыток раствора гидроксида натрия, затем добавили раствор хлорида железа (II). Полученный осадок подвергли обжигу. Полученный газ смешали с кислородом и пропустили над катализатором.

Решение:

1. Сульфид цинка реагирует с соляной кислотой, при этом выделяется газ — сероводород:

   

2. Сероводород — в водном растворе реагирует со щелочами, образуя кислые и средние соли. Поскольку в задании говорится про избыток гидроксида натрия, следовательно, образуется средняя соль — сульфид натрия:

   

3. Сульфид натрия реагирует с хлоридом двухвалентного железа, образуется осадок сульфида железа (II):

   

4. Обжиг — это взаимодействие твёрдых веществ с кислородом при высокой температуре. При обжиге сульфидов выделяется сернистый газ и образуется оксид железа (III):

   

5. Сернистый газ реагирует с кислородом в присутствии катализатора, образуя серный ангидрид:

   

1. Пример 5: Оксид кремния прокалили с большим избытком магния. Полученную смесь веществ обработали водой. При этом выделился газ, который сожгли в кислороде. Твёрдый продукт сжигания растворили в концентрированном растворе гидроксида цезия. К полученному раствору добавили соляную кислоту.

Решение:

1. При восстановлении оксида кремния магнием образуется кремний, который реагирует с избытком магния. При этом получается силицид магния:

   

   

   Можно записать при большом избытке магния суммарное уравнение реакции:

   

2. При растворении в воде полученной смеси растворяется силицид магния, образуется гидроксид магния и силан (окисд магния реагирует с водой только при кипячении):

   

3. Силан при сгорании образует оксид кремния:

   

4. Оксид кремния — кислотный оксид, он реагирует со щелочами, образуя силикаты:

   

5. При действии на растворы силикатов кислот, более сильных, чем кремниевая, она выделяется в виде осадка:

   

Задания С2 из вариантов ЕГЭ по химии для самостоятельной работы.

Читаем дальше: Задачи на сплавы и смеси на ЕГЭ по химии.
Задача С5 на ЕГЭ по химии. Определение формул органических веществ.