Халькогены егэ задания

Всего: 19    1–19

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 19    1–19

2018. ХИ. Халькогены. Галогены

(ЕГЭ 4) Из предложенного перечня выберите два вещества, в молекулах которых есть ковалентная неполярная связь.

1) H2SO4

2) S8

3) H2O2

4) CF4

5) HCl

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

(ЕГЭ 6) .Из предложенного перечня реактивов выберите два, которые способны растворить серу.

1) H2SO4 (разб. р-р)

2) H2SO4 (конц. р-р)

3) HCl (разб. р-р)

4) KOH (конц. р-р)

5) H2O

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

(ЕГЭ В пробирку с бесцветным раствором вещества Х добавили раствор вещества Y. В результате реакции образовался окрашенный осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанную реакцию.

1) Na2SO4

2) AlCl3

3) KOH

4) Ca(NO3)2

5) FeCl3

Запишите в таблицу номера выбранных веществ под соответствующими буквами.

X	Y

(ЕГЭ 9) Дана схема превращений:

H₂S ==== S ==== SO₂

Из приведённого списка выберите вещества X и Y.

1) H₂O

2) H₂

3) SO₂

4) H₂SO₄ (конц)

5) H₂SO₄ (р-р)

Запишите в таблицу номера выбранных веществ под соответствующими буквами.

X	Y

(ЕГЭ 10) Установите соответствие между исходными веществами и продуктами их взаимодействия:

А) NaOH(гор) + I₂ == 1) IBr₃

Б) I₂ + Br₂ == 2) NaF + NaOF + H₂O

В) NaOH(гор) + F₂ == 3) NaF + H₂O + O₂

Г) H₂S + F₂ == 4) S + HF

5) NaIO₃ + NaI + H₂O

6) реакция не идет

А	Б	В	Г
5	1	3	4

(ЕГЭ 11) Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА	РЕАГЕНТЫ
А) S	1) AgNO3, Na3PO4, Cl2
Б) SO3	2) BaO, H2O, KOH
В) Zn(OH)2	3) H2, Cl2, O2
Г) ZnBr2	4) HBr, LiOH, CH3COOH
	5) H3PO4, BaCl2, CuO
А	Б	В	Г

(ЕГЭ 22) Установите соответствие между формулой вещества и полуреакцией, протекающей на инертном аноде при электролизе его водного раствора.

ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА ПОЛУРЕАКЦИЯ НА АНОДЕ

А) К₂SO₄ 1) 4OH^— – 4e → O₂ + 2H₂O

Б) H₂S 2) S²⁺+ 2e → S⁰

В) KF 3) 2H₂O – 4e → O₂ + 4H+

Г) KOH 4) K⁺ + 1e → K

5) 2F^— – 2e → F₂

6) 2H⁺ + 2e → H₂

А	Б	В	Г
3	2	3	1

(ЕГЭ 30) Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции

K₂Cr₂O₇ + SO₂ + … === Cr₂(SO₄)₃ + … + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

(ЕГЭ 30) Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции

FeSO4 + … + H2SO4 === MnSO4 + … + H2O

Определите окислитель и восстановитель.

(ЕГЭ 31) В нагретую концентрированную серную кислоту внесли медную проволоку и выделяющийся газ пропустили через избыток раствора едкого натра. Раствор осторожно выпарили, твердый остаток растворили в воде и нагрели с порошкообразной серой. Непрореагировавшую серу отделили фильтрованием и к раствору прибавили серную кислоту, при этом наблюдали образование осадка и выделение газа с резким запахом. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

(ЕГЭ 31) Сернистый газ пропустили через раствор перекиси водорода. Из образовавшегося раствора выпарили воду и к остатку добавили магниевую стружку. Выделившийся газ пропустили через раствор медного купороса. Выпавший осадок черного цвета отделили и подвергли обжигу. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

(ЕГЭ 31) Нитрат калия нагрели с порошкообразным свинцом до прекращения реакции. Смесь продуктов обработали водой, а затем полученный раствор отфильтровали. Фильтрат подкислили серной кислотой обработали иодидом калия. Выделившееся простое вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой. В атмосфере образовавшегося при этом бурого газа сожгли красный фосфор. Запишите уравнения описанных реакций.

(ЕГЭ 31) Раствор иодида калия обработали избытком хлорной воды, при этом сначала наблюдали образование осадка, а затем его полное растворение. Образующуюся при этом иодосодержащую кислоту выделили из раствора, высушили и осторожно нагрели. Полученный оксид прореагировал с угарным газом. Запишите уравнения описанных реакций.

(ЕГЭ 31) При обжиге некоторого минерала А, состоящего из двух элементов, образуется газ с резким запахом, который обесцвечивает бромную воду с образованием в растворе двух сильных кислот. При взаимодействии вещества Б, состоящего из тех же элементов, что и минерал А, но в другом соотношении, с концентрированной хлороводородной кислотой выделяется ядовитый газ с запахом тухлых яиц. При взаимодействии газов друг с другом образуется вещество желтого цвета и вода. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

(ЕГЭ 33) Определите массовые доли (в %) сульфата железа(II) и сульфида алюминия в смеси, если при обработке 25 г этой смеси водой выделился газ, который полностью прореагировал с 960 г 5%-ного раствора сульфата меди.

(ЕГЭ 33) В результате прокаливания смеси сульфата, нитрата и гидрокарбоната натрия массой 24 г выделился газ, объемом 2, 24 л (н.у.). При пропускании этого газа через избыток известковой воды, выпал осадок, массой 5,0 г. Определите массовые доли солей в смеси.

Смесь оксида и пероксида бария обработали избытком серной кислоты. Осадок отфильтровали, высушили и взвесили, его масса составила 46,6 г. К полученному раствору добавили избыток раствора перманганата калия, в результате выделилось 3,36 л газа (н. у.). Рассчитайте массовые доли веществ в исходной смеси.

Решение задач и выполнение упражнений по материалам ЕГЭ по теме «Халькогены»

1. Верны ли следующие суждения о свойствах кислорода и серы?

А. Максимальная валентность этих элементов в соединениях равна номеру группы.

Б. При взаимодействии с водородом кислород и сера проявляют окислительные свойства.

1) верно только А    2) верно только Б   3) верны оба суждения       4) оба суждения неверны

2. В двух пробирках находился раствор сульфида аммония. В первую пробирку добавили раствор вещества Х, а во вторую — раствор вещества Y. В первой пробирке выпал белый осадок и выделился газ, а во второй пробирке образовался тёмный осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

1) HCl      2) CuSO4    3) AlCl3     4) NaOH        5) NaCl

3. Из предложенного перечня веществ (перманганат калия, гидрокарбонат калия, сульфит натрия, сульфат бария, гидроксид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

4. Из предложенного перечня веществ (хлорид меди (II), нитрат натрия, перманганат калия, сульфат натрия, сульфид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

5. Вычислите массу кислорода (в граммах), необходимого для полного сжигания 6,72 л (н.у.) сероводорода.

6. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

Fe + S = FeS + 1200 кДж,

выделилось 480 кДж теплоты. Какая объем масса серы при этом вступила в реакцию?

7. Вычислите массу воды (в граммах), которую следует добавить к 55 г раствора сероводорода с массовой долей 30%, чтобы уменьшить концентрацию раствора до 12%.

Решение задач и выполнение упражнений по материалам ЕГЭ по теме «Халькогены»

1. Верны ли следующие суждения о свойствах кислорода и серы?

А. Максимальная валентность этих элементов в соединениях равна номеру группы.

Б. При взаимодействии с водородом кислород и сера проявляют окислительные свойства.

1) верно только А    2) верно только Б   3) верны оба суждения       4) оба суждения неверны

2. В двух пробирках находился раствор сульфида аммония. В первую пробирку добавили раствор вещества Х, а во вторую — раствор вещества Y. В первой пробирке выпал белый осадок и выделился газ, а во второй пробирке образовался тёмный осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

1) HCl      2) CuSO4    3) AlCl3     4) NaOH        5) NaCl

3. Из предложенного перечня веществ (перманганат калия, гидрокарбонат калия, сульфит натрия, сульфат бария, гидроксид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

4. Из предложенного перечня веществ (хлорид меди (II), нитрат натрия, перманганат калия, сульфат натрия, сульфид калия; допустимо использование водных растворов) выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций, используя не менее двух веществ из предложенного перечня. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

5. Вычислите массу кислорода (в граммах), необходимого для полного сжигания 6,72 л (н.у.) сероводорода.

6. В результате реакции, термохимическое уравнение которой

Fe + S = FeS + 1200 кДж,

выделилось 480 кДж теплоты. Какая объем масса серы при этом вступила в реакцию?

7. Вычислите массу воды (в граммах), которую следует добавить к 55 г раствора сероводорода с массовой долей 30%, чтобы уменьшить концентрацию раствора до 12%.

Химические свойства кислорода.

Кислород ($O$) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере ($21%$ по объему), в земной коре ($92%$), в гидросфере ($89%$).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при $0°С$ и давлении $1$ атм. $1,43$ г/л, что в $1,11$ раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При $20°С$ и атмосферном давлении в $100$ объемах воды растворяется $3$ объема $O_2$. Температура кипения кислорода равна $–183°С$; при этой температуре и давлении $1$ атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

— неметаллов:

$C+O_2=CO_2; S+O_2=SO_2; 4P+5O_2=2P_2O_5;$

— металлов:

$3Fe+2O_2=Fe_3O_4$, или $FeO·Fe_2O_3$.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

$2Cu+O_2=2CuO$;

б) горение сложных веществ:

$2{C_2H_2}↙{ацетилен}+5O_2→4CO_2+2H_2O$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон $O_3$. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы ($Au, Pt, Ag$):

${Ag+O_3=AgO+O_2↑}↙{text «(с кислородом серебро не реагирует)» }$

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне $6{e}↖{-}$, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления $+2,+4,+6$. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления $–2$.

Сера ($S$) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера $S_8$ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с $t°{пл}=112,8°С$. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с $t°{пл}=119,3°С$, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при $160°С$ серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: $S+O_2=SO_2$ (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: $Fe+S=FeS$ $H_2+S=H_2S$ (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера $S$, сульфиды: $FeS_2$ (пирит), $CuS$; сульфаты: $CaSO_4·2H_2O$ (гипс), $Na_2SO_4$	1. При обычных условиях $SO_2$ — газ, $SO_3$ — жидкое вещество ($t°{пл}=16,8°С$). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: — с водой: $SO_2+H_2O⇄H_2SO_3$ $SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — со щелочами: $SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$ $SO_3+2NaOH=Na_2SO_4+H_2O$ — с основными оксидами: $SO_3+CaO=CaSO_4$ Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: — горение серы $S+O_2=SO_2$ — обжиг пирита $4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2$ б) в лаборатории: $Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2↑+H_2O$; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): $2SO_2+O_2=2SO_3$	1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($ρ≈2 г/см^3$), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: $H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$ 3. Взаимодействует с металлами: $Zn+H_2SO_4=ZnSO_4+H_2↑$ В концентрированной кислоте пассивируются $Al$ и $Fe$. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: $H_2SO_4+2NaOH=Na_2SO_4+2H_2O$ $H_2SO_4+Cа(OH)_2=CаSO_4+2H_2O$ $3H_2SO_4+2Al(OH)_3=Al_2(SO_4)_3+6H_2O$ 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: $H_2SO_4+CuO=CuSO_4+H_2O$ $H_2SO_4+ZnO=ZnSO_4+H_2O$ 6. Концентрированная кислота гигроскопична: Получение в промышленности в соответствии со схемой: $FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

VI а группа – халькогены – nS²nP⁴

1)     
₈O   —   H₂⁺¹O^-2    ,
H₂O₂^-1  ;  O⁺²F₂^-1

 

 ₁₆S   —   2;O  +2; +4; +6                        НеМе       О — самый
распространенный хими-

 ₃₄Se   —   2;O  +2;
+4; +6                      св-ва         
ческий эл-т на Земле. O₂ и O₃;
ромби-

₅₂Te   —   2;O  +2; +4;
+6                       уб-ют        
ческая, моноклинная S₈, аморфный Se,

₈₄Po   —   2;O  +2; +4;
+6                 ЭО ум-ся         
серый Se, неск-ко аллотропный видоизм.

2)     
O₃ –озон, сильный окислитель – Г, З, Ц

      O₃ = O + O₂. Вдыхание O₃ в больших количествах вредно.

3)      Сера. В природе FeS₂,      FeCuS₂,     
MgS,    Na₂SO₄ ^. 10H₂O,    CaSO₄ ^. 2H₂O

Встречается не
только в виде соединений, но и в свободном виде.

                                  
^{пирит      
халькопирит                                 мирабилит                     гипс}

S нерастворима в H₂O, но хорошо растворима в CS₂ (сероуглероде)

1.      с Ме – сульфиды 2Na+S         Na₂S                         
Fe + S = FeS

2.     
c НеМе  O₂, F₂, Cl₂, Br₂ (с N₂ не
взаимодействует, нитрид образуется косвенно)

   S + O₂          SO₂              H₂
+ S =H₂S

3.      c кислотами:

               S + 4HNO₃ = SO₂ + 4NO₂
+ 2H₂O                S + 2H₂SO₄ = 3SO₂
+ 2H₂O

                                ^{конц.                                                               конц.}

4.     
с щелочами:             

  3S
+ 6NaOH          2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Получение FeS₂
= FeS + S

4)     
Сероводород – H₂S – Ц, З тухлых яиц, Яд, растворимый
в H₂O

Сильный
восстановитель и слабая кислота:  

H₂S
+ 6HNO₃            SO₂ + 6NO₂ + 4H₂O

·        
c Ме:       

   
2H₂S + 2Na            2NaHS + H₂

·        
c основными оксидами:

H₂S
+ ZnO           ZnS + H₂O

·        
с солями

H₂S
+ Cu(NO₃)₂            CuS       + 2HNO₃,              
PbS

                                                                                                       черный          

    5H₂S +
2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄
+ 8H₂O

   Окисление в водном растворе или при
недостатке O₂:

   2H₂S + O₂ = 2H₂O +2S

   2H₂S + 3O₂ (изб.) = 2SO₂ + 2H₂O

   Окисляется галогенами в водном растворе:

   H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O              H₂SO₄
+ 8HCl

   H₂S + J₂ = 2HJ + S

5)     
Оксид S(IV) – SO₂ – сернистый газ – Г, Ц, резкий З,
кислотный оксид.

H₂SO₃ – слабая кислота, 2 ряда солей: SO₃^-2 – сульфиты,
HSO₃^— — гидросульфиты. SO₂ вытесняет слабые кислоты из солей: SO₂ + Na₂CO₃ = CO₂ + Na₂SO₃.

Гидросульфит-ион и SO₂ вытесняются более сильными кислотами: Na₂CO₃ + CH₃COOH          NaHSO₃ +
NaCH₃COO

SO₂ – вещество с 2-ой окислительно-восстановительной природой, с  преобладающей
восстановительной функцией.

SO₂
+ J₂ + 2H₂O        2HJ + H₂SO₄

SO₂ + 2HNO₃ (конц.)          2NO₂ + H₂SO₄

2SO₂
+ O₂            2SO₃ ( t, кат.)

SO₂ + O₃ =
SO₃ + O₂ (при комн. t)

2K₂SO₃ + O₂        2K₂SO₄ (во
влажном воздухе)

4K₂SO₃ (t =
600^o) = 3K₂SO₄ + K₂S

Окислитель SO₂ + 2H₂S       
3S + 2H₂O (при комн. t)

SO₂ + C (t) = S + CO₂

Качественные
реакции на SO₂:

                         
I.     
Обесцвечивание подкисленным раствором  KMnO4:

5SO₂
+ 2KMnO₄ + 2H₂O (H+)          2MnO₄ +2H₂SO₄
+K₂SO₄

                      
II.     
Помутнение известковой воды:

Ca(OH)₂(изб.)
+ SO₂          CaSO₃     + H₂O

6)     
SO₃; H₂SO₄, соли сульфаты (щелочные Ме и NH₃ образуют гидросульфаты)

Раствор SO₃ в H₂SO₄(конц.)          
Олеум

H₂SO₄ – Ц, сиропообразная Ж,

H₂SO₄ реагирует с Ме, до Н в ЭХР

Fe + H₂SO₄
= FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ (конц.) — сильный окислитель,
восстанавливается до S⁺⁴
или S^-2, реже до S, часто выделяется смесь продуктов, например в реакции с Zn – SO₂, H₂S и S, но основной
продукт — H₂S;   4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O

H₂SO₄ (конц.) на холоде не реагирует с Al, Fe, Cr, при t с Cu, Ag, Hg

Cu + 2H₂SO₄ (t)           CuSO₄
+ SO₂    + 2H₂O 

2Fe +
6H₂SO₄ (t)          Fe₂(SO₄)₃
+ 3SO₂ + 6H₂O

H₂SO₄(конц.) окисляет НеМе, графит
(С), Р, S

2H₂SO₄(конц.) + C         2SO₂ + CO₂ + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) + 2P = 3SO₂ + 2H₃PO₄

 2H₂SO₄(конц.) +
S        3SO₂ + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) реагирует
со сложными веществами:

H₂SO₄(конц.) +8HJ        4J₂ + H₂S      + 4H₂O

H₂SO₄(конц.) + HBr = Br₂ + SO₂    + 2H₂O

H₂SO₄(конц.) + H₂S          S     + SO₂    + 2H₂O

С H₂SO₄(конц.)  органические
вещества обугливаются:

6H₂SO₄(конц.) + C₆H₁₂O₆ = 6C
+ 6H₂SO₄ + H₂O

Сульфаты окислительными свойствами не обладают, при t окисляют
вещества

Na₂SO₄ + 4C(изб.)(t) = Na₂S + 4CO

Качественная
реакция на H₂SO₄ и растворимые соли:

SO₄^2-
+ Ba²⁺ = BaSO₄ (белый)