Задания по теме неметаллы егэ

Всего: 87    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 87    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Единый государственный экзамен по химии

Тема «Неметаллы»

Часть 1

А1. В каком случае представлены химические знаки наиболее активных неметаллов, расположенных в порядке усиления их неметалличности:

А) N, C, B;                      В) F, S, Cl;

Б) Сl, O, F;                      Г) Si, B, H.

А2. Бор имеет кристаллическую решетку:

А) атомную;                   В) ионную;

Б) молекулярную;          Г) металлическую.

А3. Из предложенных  ниже групп формул водородных соединений неметаллов выберите ту, которая включает формулы веществ со свойствами кислот, расположенных в порядке увеличения их силы:

А) CH4, NH3, H2O;         В) H2S, PH3, SiH4;

Б) HBr, HCl, HI;             Г) HCl, HBr, HI.

А4. К солеобразующим оксидам относится:

А) CO;                            В) NO;

Б) N2O;                           Г) N2O5.

А5. Какой высший оксид неметалла 4 периода обладает наименее ярко выраженными кислотными свойствами:

А) SeO3;                         В As2O3;

Б) Mn2O7;                       Г) As2O5.

А6. Выберите наиболее сильную кислоту:

А) H3PO4;                  

Б) H3AsO4;

В) H3SbO4.

А7. Из предложенных  ниже групп формул водородных соединений неметаллов выберите ту, которая содержит формулы веществ со свойствами оснований:

А) CH4, NH3, H2O;          В) NH3, PH3;

Б) SiH4, HCl;                   Г) H2O, H2S, H2Se.

А8. Выберите наиболее сильную кислоту:

А) HClO;                         В) HClO3;

Б) HClO2;                        Г) HClO4.

А9. Кислотные свойства от оксида фосфора (V) к оксиду серы (VI) увеличиваются по следующим причинам:

А) увеличение радиуса атома;                  

Б) увеличение положительного заряда неметалла;

В) уменьшение электроотрицательности неметалла.

А10. По агрегатному состоянию бром является:

А) газом;                  

Б) жидкостью;

В) твёрдым веществом.

А11. Реакционная способность галогенов – простых веществ – в подгруппе сверху вниз с ростом порядкового номера:

А) уменьшается;                         В) уменьшается, а затем возрастает;

Б) увеличивается;                       Г) не изменяется.

А12. Только восстановительные свойства проявляет кислота:

А) HClO;                         В) HCl;

Б) HClO2;                        Г) HClO4.

А13. Соляная кислота —  это:

А) водный раствор хлора;                      

Б) тяжелая маслянистая жидкость с желтоватым оттенком;                      

В) водный раствор хлороводорода;

Г) бесцветные кристаллы.

А14. Температуры плавления и кипения галогенов – простых веществ – в подгруппе сверху вниз с ростом порядкового номера:

А) уменьшаются;                        В) уменьшаются, а затем возрастают;

Б) увеличиваются;                       Г) не изменяются.

А15. Свободный хлор Cl2 может выделиться в результате реакции:

А) HCl + F2 →               В) HCl + Mg →

Б) HCl + Br2 →              Г) HCl + MgO →

А16. При добавлении раствора йодида натрия к раствору нитрата серебра образуется осадок:

А) жёлтого цвета;

Б) желтоватого цвета;

В) белого цвета.

А17. Наличие в растворе сульфат-ионов можно определить с помощью раствора:

А) индикатора;                                 В) хлорида бария;

Б) гидроксида калия;                       Г) соляной кислоты.

А18. В водном растворе какой соли среда щелочная:

А) хлорид аммония;                        В) сульфат бария;

Б) карбонат калия;                           Г) нитрат магния.

А19. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции, схема которой NH3 + O2 → NO + H2O равен:

А) 1;                        В) 3;

Б) 2;                         Г) 5.

А20. Для увеличения скорости реакции в 81 раз (температурный коэффициент равен 3), температуру газообразной смеси следует повысить на:

А) 40º С;                        В) 20º С;

Б) 30º С;                         Г) 50º С.

А21. Химическое равновесие реакции N2(газ) + O2(газ) ⇋2NO(газ)–Q смещается в сторону образования продукта реакции при:

А) понижении температуры;       В) повышении температуры;

Б) уменьшении давления;            Г) увеличении давления.

А22. Аллотропными формами одного и того же элемента являются:

А) кислород и озон;                      В) вода и лед;

Б) кварц и кремень;                       Г) сталь и чугун.

А23. В реакции цинка с концентрированной азотной кислотой окислителем является:

А) Zn2+;                       В) H+;

Б) NO3—;                       Г) Zn0.

А24. В периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева неметаллы расположены в углу:

А) правом верхнем;                      В) левом верхнем;

Б) правом нижнем;                        Г) левом нижнем.

А25. Конечным веществом в цепочке превращений на основе азота

А) нитрат аммония;                     В) оксида азота (IV);

Б) оксида азота (I);                      Г) азотная кислота.

А26. Для того, чтобы идентифицировать углекислый газ с помощью раствора хлорида кальция, в последний надо добавить:

А) NaCl;                                        В) HCl;

Б) NaOH;                                       Г) Ca(NO3)2.

А27. Силан образуется в результате реакции:

А) Si + H2 →;                               В) Mg2Si + HCl (раствор)→;

Б) SiO2 + H2 →;                           Г) Si +NaOH (раствор)→.

А28. Для проведения опыта необходимо взять некоторое количество питьевой соды, на склянках же с реактивами указаны только формулы веществ.  Склянку с какой этикеткой необходимо взять:

А) Na2CO3;                                  В) KHCO3;

Б) K2CO3;                                     Г) NaHCO3.

А29. При обработке карбоната металла кислотой образуется:

А) углерод;                                  В) угарный газ;

Б) кислород;                                Г) углекислый газ.

А30. Вещество А в цепи превращений H2S→S→A→SO3 →Na2SO4 

А) оксид серы (IV);                     В) сероводород;

Б) вода;                                         Г) сернистая кислота.

А31. Свойство концентрированной серной кислоты отражает уравнение:

А) C + H2SO4 → CO2 + SO2 + H2O;                  

Б) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2;

В) Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2;                  

Г) Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O.

А32.  Химическая связь в молекуле фтороводорода:

А) ковалентная полярная;            В) ионная ;

Б) ковалентная неполярная;         Г) водородная.

А33. При обжиге пирита получается:

А) сера и оксид железа (III);              

Б) сернистый газ и оксид железа (III);

В) сернистый газ и оксид железа (II);          

Г) сернистый газ и железо.

А34. Кислые соли сероводородной кислоты называются:

А) гидросульфиды;                      В)  гидросульфаты;

Б) гидросульфиты;                       Г)  сульфиды.

А35. Соляная кислота НЕ взаимодействует с:

А) магнием;                                  В) гидроксидом калия;

Б) ртутью;                                     Г) карбонатом натрия.

Часть 2

В1.  Какова массовая доля серы в сульфиде магния?

Ответ:_____.

В2.  Высший оксид фосфора имеет формулу____________ и при растворении в воде даёт____________(формула).

В3. Самые активные неметаллы находятся в ________группе, их высшая степень окисления равна________, по отношению к металлам они выполняют функцию_____________.

В4.  В сокращённом ионном уравнении реакции серной кислоты с нитратом бария сумма коэффициентом равна_______________.

В5.  Запишите число нейтронов в ядре атома фосфора-31.

Ответ:_____.

В6. Соединения азота с металлами называются ____________.

В7. Что такое аллотропия (напишите определение)?

В8. Фенолфталеин в водном растворе аммиака приобретает ____________окраску.

В9. При действии электрического тока на смесь азота и кислорода можно получить соединение ________.

В10. Доказать наличие в растворе нитратов (например, нитрата натрия) можно с помощью реакций_________.

Часть 3

 С1. При обработке фосфида кальция водой выделяется газ фосфин – аналог аммиака. Какой объём фосфина (измеренный при нормальных условиях) можно получить из 18,2 г фосфида кальция?

С2. При кипячении 100 см3 раствора серной кислоты, содержащего 10% H2SO4 по массе и имеющего плотность 1,07 г/см3, выпарили 50 мл воды. Опрделеите массовую долю серной кислоты в полученном растворе. Сколько моль гидроксида калия необходимо для полной нейтрализации полученного раствора H2SO4?

С3. При нагревании 126,4 г перманганата калия получили 6,72 л кислорода. Какова массовая доля неразложившегося KMnO4?

С4.  Первой стадией получения азотной кислоты в промышленности является окисление аммиака кислородом. Рассчитайте объём воздуха (н.у.), который необходим для получения 1 м3 (н.у.)  оксида азота (II) из аммиака, если выход продукта 75%.

С5. Реакция образования фосгена обратима:

СО(газ) + Сl2 (газ) ⇋ COCl (газ) + Q

Перечислите все условия, при которых происходит смещение равновесия в этой системе в сторону исходных веществ. Объясните действие каждого из условий.

1. Задания с выбором ответов А1-А13

I.  Выбор од­но­го пра­виль­но­го ва­ри­ан­та из 4 пред­ло­жен­ных

Во­прос	Ком­мен­та­рий
А1. Какая фор­му­ла со­от­вет­ству­ет элек­трон­ной кон­фи­гу­ра­ции внеш­не­го элек­трон­но­го уров­ня се­ле­на? 1. …3s23p4 2. …4s24p4 3. …3s23p6 4. …4s24p6	Селен на­хо­дит­ся в VI–A груп­пе, зна­чит, на по­след­нем слое 6 элек­тро­нов. В 4-ом пе­ри­о­де, зна­чит, 4 элек­трон­ных уров­ня. Пра­виль­ный ответ 2.
А2. У ка­ко­го эле­мен­та ярче вы­ра­же­ны неме­тал­ли­че­ские свой­ства: 1. тел­лур 2. сера 3. селен 4. кис­ло­род	Все эле­мен­ты VI-A груп­пы, а в рам­ках груп­пы неме­тал­ли­че­ские свой­ства уси­ли­ва­ют­ся снизу вверх. Пра­виль­ный ответ 4.
А3. В каком со­еди­не­нии сера про­яв­ля­ет сте­пень окис­ле­ния +6? 1. SO2 2. H2SO3 3. H2SO4 4. Al2S3	Опре­де­ля­ем сте­пень окис­ле­ния серы в каж­дом ве­ще­стве, зная, что О-2, а Н+1. Сумма всех сте­пе­ней окис­ле­ния в мо­ле­ку­ле долж­на быть равна 0. Пра­виль­ный ответ 3.
А4. Какой из пе­ре­чис­лен­ных ме­тал­лов не ре­а­ги­ру­ет с кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­той? 1. Медь 2. Цинк 3. Каль­ций 4. Же­ле­зо	Кон­цен­три­ро­ван­ная сер­ная кис­ло­та ре­а­ги­ру­ет и с теми ме­тал­ла­ми, ко­то­рые на­хо­дят­ся в элек­тро­хи­ми­че­ском ряду на­пря­же­ний пра­вее во­до­ро­да. Но она не ре­а­ги­ру­ет с неко­то­ры­ми ме­тал­ла­ми из-за пас­си­ва­ции. Среди этих ме­тал­лов и же­ле­зо. Пра­виль­ный ответ 4.
А5. В какой из при­ве­ден­ных пар оба ве­ще­ства ре­а­ги­ру­ют с раз­бав­лен­ной сер­ной кис­ло­той? 1. сера и оксид серы (IV) 2. медь и гид­рок­сид меди (II) 3. оксид меди (II) и хло­рид меди (II) 4. оксид меди (II) и гид­рок­сид бария	Раз­бав­лен­ная сер­ная кис­ло­та вза­и­мо­дей­ству­ет с ос­нов­ны­ми ок­си­да­ми, ос­но­ва­ни­я­ми, ме­тал­ла­ми, на­хо­дя­щи­ми­ся в ряду на­пря­же­ний до во­до­ро­да и с со­ля­ми, если по­лу­ча­ет­ся оса­док или газ. Пра­виль­ный ответ 4.
А6. В ка­че­стве ре­а­ген­та на можно ис­поль­зо­вать рас­твор, со­дер­жа­щий ионы: 1. Ba2+ 2. H+ 3. Cu2+ 4. Fe2+	Ка­че­ствен­ной ре­ак­ци­ей на сер­ную кис­ло­ту и её соли, т.е на ион яв­ля­ет­ся ре­ак­ция с рас­тво­ри­мы­ми со­ля­ми бария. Пра­виль­ный ответ 1.
А7. Сте­пень окис­ле­ния азота может быть: 1. +1 2. -4 3. +6 4. +7	Азот может про­яв­лять сте­пе­ни окис­ле­ния  от -3 до +5. В ука­зан­ном ин­тер­ва­ле под­хо­дит толь­ко ва­ри­ант 1. Пра­виль­ный ответ 1.
А8. Срав­ни­те устой­чи­вость во­до­род­ных со­еди­не­ний азота и фос­фо­ра: 1. во­до­род­ное со­еди­не­ние азота более устой­чи­во 2. во­до­род­ное со­еди­не­ние азота менее устой­чи­во 3. оба со­еди­не­ния  неустой­чи­вы 4. оба со­еди­не­ния оди­на­ко­во устой­чи­вы	Во­до­род­ные со­еди­не­ния азота NH3 – ам­ми­ак, и фос­фо­ра PH3 – фос­фин. PH3 фос­фин са­мо­вос­пла­ме­ня­ет­ся на воз­ду­хе. Пра­виль­ный ответ 1.
А9. В каком со­еди­не­нии азот про­яв­ля­ет сте­пень окис­ле­ния +4? 1. N2O 2. NaNO2 3. NaNO3 4. NO2	Опре­де­ля­ем сте­пень окис­ле­ния азота в каж­дом ве­ще­стве, зная, что О-2, а Na+1. Сумма всех сте­пе­ней окис­ле­ния в мо­ле­ку­ле долж­на быть равна 0. Пра­виль­ный ответ 4.
А10. Какую кри­стал­ли­че­скую ре­шет­ку имеет твер­дый ам­ми­ак? 1. атом­ную 2. мо­ле­ку­ляр­ную 3. ион­ную 4. ме­тал­ли­че­скую	Ам­ми­ак со­сто­ит из мо­ле­кул. Пра­виль­ный ответ 2.
А11. Каким спо­со­бом по­лу­ча­ют ам­ми­ак в ла­бо­ра­то­рии? 1. со­еди­не­ни­ем азота с во­до­ро­дом 2. раз­ло­же­ни­ем солей ам­мо­ния 3. вос­ста­нов­ле­ние ок­си­дов азота во­до­ро­дом 4. вза­и­мо­дей­стви­ем солей ам­мо­ния с гид­рок­си­дом каль­ция	При про­мыш­лен­ном про­из­вод­стве ам­ми­а­ка из во­до­ро­да и азота тре­бу­ют­ся вы­со­кие тем­пе­ра­ту­ра и дав­ле­ние, и ка­та­ли­за­тор. 2NH4NO3 + Сa(OH)22NH3↑ + 2H2O + Сa(NO3)2. Пра­виль­ный ответ 4.
А12. С ка­ки­ми ве­ще­ства­ми ам­ми­ак всту­па­ет в ре­а­ции со­еди­не­ния: 1. кис­ло­ты 2.кис­ло­род 3. ще­ло­чи 4. соли	По опре­де­ле­нию ре­ак­ции со­еди­не­ния, ам­ми­ак всту­па­ет в ре­ак­ции со­еди­не­ния с кис­ло­та­ми, об­ра­зу­ют­ся соли ам­мо­ния. Пра­виль­ный ответ 1.
А 13. Как раз­ли­чить рас­тво­ры солей хло­ри­да ам­мо­ния и хло­ри­да на­трия? 1. по за­па­ху 2. по дей­ствию нит­ра­та се­реб­ра 3. по дей­ствию кис­ло­ты при на­гре­ва­нии 4. по дей­ствию ще­ло­чи при на­гре­ва­нии	Ха­рак­тер­ным за­па­хом об­ла­да­ет ам­ми­ак, а не соли ам­мо­ния. Они за­па­ха не имеют. 2NH4Cl+ Сa(OH)22NH3↑ + 2H2O + СaCl2. Ам­ми­ак опре­де­ля­ет­ся по за­па­ху. Пра­виль­ный ответ 4.

2. Задания с кратким ответом и на соответствие В1-В10

В1. Ука­жи­те число воз­мож­ных ре­ак­ций, про­те­ка­ю­щих с об­ра­зо­ва­ни­ем во­до­ро­да, ко­то­рые можно про­ве­сти между сле­ду­ю­щи­ми ве­ще­ства­ми

1. Рас­твор сер­ной кис­ло­ты

2. Маг­ний

3. Ртуть

4. Азот­ная кис­ло­та

5. Оксид маг­ния

Ком­мен­та­рий

Для ре­ше­ния задач о воз­мож­но­сти вза­и­мо­дей­ствия ве­ще­ства с несколь­ки­ми ве­ще­ства­ми удоб­но де­лать таб­ли­цу:

	H2SO4	Mg	Hg	HNO3	MgO
H2SO4	—	MgSO4+H2↑	Х	Х	MgSO4+H2O
Mg	MgSO4+H2↑	—	Х	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	Х
Hg	Х	Х	—	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	Х
HNO3	Х	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	Во­до­род не вы­де­ля­ет­ся	—	Mg(NO3)2+H2O
MgO	MgSO4+H2O	Х	Х	Mg(NO3)2+H2O	—

Ве­ще­ство не ре­а­ги­ру­ет само с собой, по­это­му по диа­го­на­ли ста­вим про­чер­ки.

Ме­тал­лы и оксид маг­ния не будут вза­и­мо­дей­ство­вать между собой с об­ра­зо­ва­ни­ем во­до­ро­да. Обе кис­ло­ты будут вза­и­мо­дей­ство­вать с ос­нов­ным ок­си­дом MgO, но будет об­ра­зо­вы­вать­ся соль и вода. Азот­ная кис­ло­та любой кон­цен­тра­ции яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем не за счет H⁺, а за счет N⁺⁵, по­это­му при вза­и­мо­дей­ствии с ме­тал­ла­ми во­до­род не вы­де­лит­ся. Раз­бав­лен­ная сер­ная кис­ло­та с Hg не вза­и­мо­дей­ству­ет, так как Hg стоит в ряду ак­тив­но­сти ме­тал­лов после во­до­ро­да, а с Mg вы­де­ля­ет­ся во­до­род.

Пра­виль­ный ответ: одна ре­ак­ция.

В2. За­кон­чи­те ре­ак­цию вза­и­мо­дей­ствия между медью и кон­цен­три­ро­ван­ной азот­ной кис­ло­той. Ко­эф­фи­ци­ент перед фор­му­лой азот­ной кис­ло­ты равен: 1.      2 2.      4 3.      6 4.      8	Cu + 4HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O N+5+е— = N+4        2 Cu0 -2е— = Cu+2     1  Пра­виль­ный ответ :2.
В3. Какое ве­ще­ство об­ра­зу­ет­ся в ре­зуль­та­те це­поч­ки пре­вра­ще­ний: Р…  …  ? В ответ надо за­пи­сать на­зва­ние ве­ще­ства.	4P+5O2 = 2P2O5 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 2NH3 + H3РO4 = (NH4)2НРO4(гид­ро­ор­то­фос­фат ам­мо­ния) Пра­виль­ный ответ: гид­ро­ор­то­фос­фат ам­мо­ния
В4. При вза­и­мо­дей­ствии 6 л азота и 12 л во­до­ро­да (н.у.) вы­де­ли­лось 2 л ам­ми­а­ка. Най­ди­те выход ам­ми­а­ка от тео­ре­ти­че­ски воз­мож­но­го.	Объ­ё­мы газов от­но­сят­ся как неболь­шие целые числа. N2+3H2⇆2NH3 Во­до­род на­хо­дит­ся в недо­стат­ке, вести рас­чё­ты будем от­но­си­тель­но во­до­ро­да. С 12л Н2 долж­но было об­ра­зо­вать­ся 8л NH3. На­хо­дим тео­ре­ти­че­ский выход Пра­виль­ный ответ: 25%.
В5. Какое ве­ще­ство об­ра­зу­ет­ся в ре­зуль­та­те сле­ду­ю­щих пре­вра­ще­ний: NH3…  …  …?	4NH3+5O2NO+6H2O 2NO +О2 ⇄ 2NO2 4NO2+ 2H2O + О2 ⇄ 4HNO3 NH3+ H NO3 = NH4NO3 Пра­виль­ный ответ: нит­рат ам­мо­ния.
В6. На сго­ра­ние 1м3 газа рас­хо­ду­ет­ся 3м3 кис­ло­ро­да. При этом об­ра­зу­ет­ся 2м3 во­дя­ных паров и 2м3 уг­ле­кис­ло­го газа. Ука­жи­те мо­ляр­ную массу ис­ход­но­го газа.	СхНу +        3О2 →        2СО2 +       2Н2О 1м3                  3м3             2м3             2 м3 Из урав­не­ния ре­ак­ции видно, что весь кис­ло­род, со­дер­жа­щий­ся в воде и уг­ле­кис­лом газе, бе­рет­ся из мо­ле­ку­ляр­но­го кис­ло­ро­да, ис­поль­зу­ю­ще­го­ся для окис­ле­ния. Со­от­вет­ствен­но, дру­гих эле­мен­тов, кроме уг­ле­ро­да и во­до­ро­да, в ис­ход­ном газе нет. Зна­чит, это уг­ле­во­до­род. х = 2; у = 4, это эти­лен С2Н4. М (С2Н4) = 28 г/моль. Пра­виль­ный ответ: 28 г/моль.
В7. Для вне­се­ния 14 г азота на 1м2 почвы ис­поль­зо­ва­ли нит­рат ам­мо­ния. Ука­жи­те массу нит­ра­та ам­мо­ния, необ­хо­ди­мо­го для вне­се­ния на 1м2 почвы.	NH4NO3 в  х г со­дер­жит­ся 14 г азота в 80г со­дер­жит­ся 28 г азота.  Ре­ша­ем про­пор­цию х= ;  х = 40 (г). Для вне­се­ния 14 г азота на 1м2 почвы нужно вне­сти 40 г нит­ра­та ам­мо­ния. Пра­виль­ный ответ: 40г NH4NO3
В8. Смесь меди и ок­си­да меди (II) мас­сой 38,4 г рас­тво­ри­ли в кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­те. При этом вы­де­лил­ся оксид серы (IV) объ­ё­мом 6,72 л (н.у.). Опре­де­ли­те мас­со­вую долю ок­си­да меди в смеси (в%).	Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O CuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O =50% Пра­виль­ный ответ: =50%
В9. Ука­жи­те номер пе­ри­о­да, неко­то­рые эле­мен­ты ко­то­ро­го об­ра­зу­ют ве­ще­ства с во­до­род­ны­ми свя­зя­ми.	Во­до­род­ные связи могут об­ра­зо­вы­вать­ся толь­ко в во­до­род­ных со­еди­не­ни­ях наи­бо­лее элек­тро­от­ри­ца­тель­ных эле­мен­тов: N, O, F и дру­гих га­ло­ге­нов. N, O, F на­хо­дят­ся во вто­ром пе­ри­о­де. Пра­виль­ный ответ: пе­ри­од №2.
В10. Над разо­гре­тым по­рош­ком (Х1) про­пу­сти­ли во­до­род. По­лу­чен­ное ве­ще­ство крас­но­го цвета (Х2) рас­тво­ри­ли в кон­цен­три­ро­ван­ной сер­ной кис­ло­те. По­лу­чен­ный рас­твор ве­ще­ства го­лу­бо­го цвета (Х3) ней­тра­ли­зо­ва­ли рас­тво­ром ще­ло­чи KOH, выпал го­лу­бой оса­док (Х4), ко­то­рый при на­гре­ва­нии пре­вра­тил­ся в чер­ный по­ро­шок (Х1). Ука­жи­те мо­ляр­ную массу ис­ход­но­го и по­лу­чен­но­го ве­ще­ства.	Суль­фат ме­тал­ла го­лу­бо­го цвета – это СuSO4(X3). Зна­чит, все ве­ще­ства – это со­еди­не­ния меди. CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4 Cu(OH)2↓ CuO + H2O CuO +H2 Cu + H2O, от­сю­да сле­ду­ет, что ис­ход­ное ве­ще­ство – это CuO. М(CuO) = 80 г/моль Пра­виль­ный ответ: М(CuO)=80 г/моль

3. Задания с развернутым ответом С1-С2

Во­прос	Ком­мен­та­рий
С1. На­пи­ши­те урав­не­ния ре­ак­ций, ко­то­рые нужно про­ве­сти для осу­ществ­ле­ния сле­ду­ю­щих пре­вра­ще­ний:. NaBr →NaCl →Cl2→ KClO3→KCl                              Ca(OCl)2	2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2 NaCl + 2H2O  = 2NaOH + H2↑ + Cl2↑ 3Cl2 + 6KOH(горяч., конц.) → 5KCl + KClO3 + 3H2O 2KClO3 2KCl + 3O2↑ 2Ca(OH)2 + 2Cl2 → Ca(OCl)2 + CaCl2 + 2H2O
С2. Мас­со­вая доля азота в удоб­ре­нии со­став­ля­ет 14%. Весь азот вхо­дит в удоб­ре­ние в со­ста­ве мо­че­ви­ны СO(NH2)2. Вы­чис­ли­те мас­со­вую долю мо­че­ви­ны в этом удоб­ре­нии.	Пусть было 100 г удоб­ре­ния. Со­став­ля­ем про­пор­цию. В 1 моль мо­че­ви­ны (60г) со­дер­жит­ся 28 г азота В х г мо­че­ви­ны долж­но со­дер­жать­ся 14 г азота. Ре­ша­ем про­пор­цию. х = 30 г. От­сю­да сле­ду­ет Пра­виль­ный ответ: 30%.

Под­ве­де­ние итога

Вы смог­ли про­ве­рить свои зна­ния по теме «ЕГЭ. Неме­тал­лы». Вы си­сте­ма­ти­зи­ро­ва­ли и за­кре­пи­ли зна­ния по рас­ши­рен­ной теме «Неме­тал­лы», рас­смот­рев опре­де­лен­ные во­про­сы и разо­брав ре­ше­ния задач, ко­то­рые воз­мож­ны на Еди­ном го­су­дар­ствен­ном эк­за­мене.

23.03.2014

Публикуем теоретические и практические задания, которые необходимы при подготовке к ЕГЭ по химии.

Тема: Неметаллы главных подгрупп IV–VII групп

Весь материал соответствует кодификатору ЕГЭ по химии. В конце каждого теоретического блока публикуются практические задания с правильными ответами. Вы можете сразу же проверять качество пройденного материала.

Смотреть в PDF:

Или прямо сейчас: Скачайте в pdf файле.

Добавить комментарий

Комментарии без регистрации. Несодержательные сообщения удаляются.

Цель: работы является проверка знаний по теме « Неметаллы», степень подготовленности учащихся к сдаче экзамена. В работе рассматриваются не только вопросы, связанные с химическими свойствами, но и строение атома, окислительно — восстановительные процессы, реакции ионного обмена, генетическая связь, а также решение задач на разные типы.

На выполнение работы отводится 40 минут. Текстовая контрольная работа состоит из 12 заданий разного уровня сложности.

Скачать варианты заданий и ответы

1 вариант заданий

1. До завершения внешнего энергетического уровня не хватает одного электрона элементу:

• а) селену;
• б) натрию;
• в) бору;
• г) водороду;

2. Степень окисления азота в хлориде аммония соответствует:

• a) +3;
• б) -3;
• в) +4;
• г) -4.

3. Большийрадиус имеет элемент:

• а) кислород;
• б) азот;
• в) углерод;
• г) фтор.

4. Укажите неметалл с атомным типом кристаллической решетки:

• а) кремний;
• б) йод;
• в) кислород;
• г) бром.

5. Укажите пару соединений, которые относятся к кислотному и несолеобразующему оксиду:

• a) В2O3 и СO2;
• б) NO и СО;
• в) CO и N2O3;
• г) SO2 и SO3.

6. Азот имеет валентности:

• a) IV и V ;
• б) IV и III
• в) VI и III;
• г) VI, V, III

Задание 1. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми может протекать окислительно-восстановительная реакция. В ответе укажите только одну окислительно восстановительную реакцию. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.

Задание 2. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми может протекать реакция ионного обмена. Запишите молекулярное, полное, сокращенное уравнения только одной из возможных реакций.

Задание 3. К раствору нитрата кальция добавили раствор фосфата натрия. Выпавший осадок отделили, высушили и прокалили в присутствии углерода и оксида кремния. Полученное при этом простое вещество растворили в концентрированном растворе азотной кислоты, при этом выделился бурый газ. Полученный бурый газ поглотили раствором гидроксида бария.

Задание 4. Смесь кремния и cеры массой 21 г обработали избытком концентрированного раствора гидроксида калия. В результате реакции выделился водород в количестве, достаточном для восстановления 32 г Fe2O3 до алюминия. Определите массовую долю кремния в смеси.

2 вариант заданий

1. До завершения внешнего энергетического уровня не хватает одного электрона элементу:

• а) селену;
• б) брому;
• в) бору;
• г) криптону;

2. Меньший радиус имеет элемент:

• а) кислород;
• б) углерод;
• в) азот;
• г) фтор.

3. Какую степень окисления азот проявляет в ионе аммония NH4 + :

• a) +3;
• б) -3;
• в) +4;
• г) — 4

4. Укажите вещество с атомным типом кристаллической решетки:

• а) оксид кремния (IV);
• б) оксид углерода (IV);
• в) оксид углерода (II);
• г) хлорид аммония.

5. Укажите пару соединений, которые относятся к кислотному оксиду и несолеобразующему оксиду:

• a) В2O3 и СO2;
• б) NO2 и СО;
• в) CO2 и N2O3;
• г) SO2 и SO3.

6. Степень окисления -1 всегда проявляет атом:

• а) водорода;
• б) фтора;
• в) хлора;
• г) брома.

Задание 1. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми может протекать окислительно-восстановительная реакция. В ответе укажите только одну окислительно восстановительную реакцию. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель в этой реакции.

Задание 2. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми может протекать реакция ионного обмена. Запишите молекулярное, полное, сокращенное уравнения только одной из возможных реакций.

Задание 3. Нитрат меди (II) прокалили, через твердый остаток оксид меди (II) пропустили оксид углерода (II). Образовавшееся в результате простое вещество растворили в концентрированном растворе азотной кислоты Полученный в результате бурый газ поглотили раствором гидроксида натрия.

Задание 4. Смесь кремния и углерода массой 10,5 г обработали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия. В результате реакции выделился водород в количестве, достаточном для восстановления 20,4 г АI2O3 до алюминия. Определите массовую долю кремния в смеси.

• 10 тренировочный вариант ЕГЭ 2023 по химии задания и ответы
• Тренировочные варианты ЕГЭ по химии

ПОДЕЛИТЬСЯ МАТЕРИАЛОМ

*

Простые вещества — неметаллы.

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода $Н_2$, галогенов $F_2, Br_2, I_2$), двойные (например, в молекулах серы $S_2$), тройные (например, в молекулах азота $N_2$) ковалентные связи.

Как вам уже известно, простые вещества — неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы ($H_2, N_2, O_2, F_2, Cl_2, O_3$) или твердые вещества ($I_2, P_4, S_8$), и лишь один-единственный бром ($Br_2$) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. Атомное строение. Эти вещества образованы длинными цепями атомов ($Cn, Bn, Sin, Sen, Ten$). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ — аллотропных модификаций. Как вы помните, это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул ($О_2, О_3$), и с разным строением кристаллов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен.

Элементы-неметаллы, обладающие свойством аллотропии, обозначены в схеме звездочкой. Так что простых веществ — неметаллов гораздо больше, чем химических элементов — металлов. Вы знаете, что для большинства металлов, за редким исключением (золото, медь и некоторые другие), характерна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ — неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: $P, Se{аморф.}$ — желтые; $Bа{морф.}$ — коричневый; $О{2(ж)}$ — голубой; $Si, As{мет.}$ — серые; $Р_4$ — бледно-желтый; $I{1(г)}$ — фиолетово-черный с металлическим блеском; $Br{2(ж)}$ — бурая жидкость; $Cl{2(г)}$ — желто-зеленый; $F{2(г)}$ — бледно-зеленый; $S{8(т)}$ — желтая.

Несмотря на большие различия в физических свойствах неметаллов, все-таки нужно отметить и некоторые их общие черты. Все газообразные вещества, жидкий бром, а также типичные ковалентные кристаллы — диэлектрики, т.к. все внешние электроны их атомов использованы для образования химических связей. Кристаллы непластичны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Общие химические свойства неметаллов.

Как мы уже отмечали, для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства простых веществ — неметаллов.

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются, в первую очередь, при их взаимодействии с металлами (как вы знаете, металлы — всегда восстановители):

Окислительные свойства хлора $Cl_2$ выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл $Fe$, который имеет в соединениях устойчивые степени окисления $+2$ и $+3$, окисляется им до более высокой степени окисления.

2. Большинство неметаллов проявляют окислительные свойства при взаимодействии с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения:

3. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности:

Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окислительные свойства:

Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя.

Фтор $F_2$ — самый сильный окислитель из неметаллов, проявляет в реакциях только окислительные свойства.

4. Окислительные свойства неметаллы проявляют и в реакциях с некоторыми сложными веществами.

Отметим, в первую очередь, окислительные свойства неметалла кислорода в реакциях со сложными веществами:

а)${C}↖{-4}H_4+2{O_2}↖{0}→{C}↖{+4}{O_2}↖{-2}+2H_2{O}↖{-2}$

восстановитель ${C}↖{-4}-8{e}↖{-}→{C}↖{+4}|1$

окислитель ${O_2}↖{0}+4{e}↖{-}→2{O}↖{-2}|2$

б)$2{S}↖{+4}O_2+{O_2}↖{0}{→}↖{t°,кат.}2{S}↖{+6}{O_3}↖{-2}$

восстановитель ${S}↖{+4}-2{e}↖{-}→{S}↖{+6}|1$

окислитель ${O_2}↖{0}+4{e}↖{-}→2{O}↖{-2}|2$

Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами — неорганическими (а, б) и органическими (в, г):

а)$2{Fe}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{Cl_2}↖{0}=2{Fe}↖{+3}{Cl_3}↖{-1}$

восстановитель ${Fe}↖{+2}-1{e}↖{-}→{Fe}↖{+3}|2$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-}|1$

Сильный окислитель хлор $Cl_2$ окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III);

б)$2{K}↖{+1}{I}↖{-1}+{Cl_2}↖{0}={K}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{I_2}↖{0}$

восстановитель $2{I}↖{-1}-2{e}↖{-}→{I_2}↖{0}|1$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-1}|1$

Хлор $Cl_2$ как более сильный окислитель вытесняет иод $I_2$ в свободном виде из раствора иодида калия;

в)${C}↖{-4}H_4+{Cl_2}↖{0}{→}↖{свет}{CH_3}↖{-2}{Cl}↖{-1}+H{Cl}↖{-1}$

восстановитель ${C}↖{-4}-2{e}↖{-}→{C}↖{-2}|1$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-1}|1$

Галогенирование метана — характерная реакция для алканов;

г)${C}↖{-2}H_2{=}↙{водный р-р}{C}↖{-2}H_2+{Br_2}↖{0}→{C}↖{-1}H_2{Br}↖{-1}-{C}↖{-1}H_2{Br}↖{-1}$

восстановитель ${C}↖{-2}-1{e}↖{-}→{C}↖{-1}|2$

окислитель ${Br_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Br}↖{-1}|1$

Вы помните, конечно, качественную реакцию на непредельные соединения — обесцвечивание бромной воды.

Восстановительные свойства простых веществ — неметаллов. При рассмотрении реакций неметаллов друг с другом мы уже отмечали, что, в зависимости от значения их электроотрицательности, один из них проявляет свойства окислителя, а другой — свойства восстановителя.

1. По отношению ко фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства.

2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислородом:

В результате реакций образуются оксиды неметаллов: несолеобразующие и солеобразующие кислотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: ${Cl_2}↖{+1}{O}↖{−2}, {Cl}↖{+4}{O_2}↖{-2}, {Cl_2}↖{+7}{O_7}↖{-2}, {Br_2}↖{+1}{O}↖{-2}, {Br}↖{+4}{O_2}↖{-2}, {I_2}↖{+5}{O_5}↖{-2}$ и др., которые получают косвенным путем.

3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами — окислителями:

а)${H_2}↖{0}+{{Cu}↖{+2}O}↙{оксид}{→}↖{t°}{Cu}↖{0}+{H_2}↖{+1}C$

восстановитель ${H_2}↖{0}-2{e}↖{-}→2{H}↖{+1}|1$

окислитель ${Cu}↖{+2}+2{e}↖{-}→{Cu}↖{0}|1$

б)$6{P}↖{0}+5{K{Cl}↖{+5}O_3}↙{соль}{→}↖{t}5K{Cl}↖{-1}+3{P_2}↖{+5}O_5$

восстановитель ${P}↖{0}-5{e}↖{-}→{P}↖{+5}|6$

окислитель ${Cl}↖{+5}+6{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|5$

в)${C}↖{0}+4{H{NO}↖{+5}O_3}↙{кислота}{→}↖{t°}{C}↖{+4}O_2↑+4{N}↖{+4}O_2↑+2H_2O$

восстановитель ${C}↖{0}-4{e}↖{-}→{C}↖{+4}|1$

окислитель ${N}↖{+5}+1{e}↖{-}→{N}↖{+4}|4$

г)

восстановитель ${H_2}↖{0}-2{e}↖{-}→{2H}↖{+}|1$

окислитель ${C}↖{0}+2{e}↖{-}→{C}↖{-2}|1$

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования):

а)${Cl_2}↖{0}+H_2O⇄H{Cl}↖{-1}+H{Cl}↖{+1}O$

восстановитель ${Cl}↖{0}-1{e}↖{-}→{Cl}↖{+1}|1$

окислитель ${Cl}↖{0}+1{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|1$

б)$3{Cl_2}↖{0}+6KOH=5K{Cl}↖{-1}+K{Cl}↖{+5}O_3+2H_2O$

восстановитель ${Cl}↖{0}-5{e}↖{-}→{Cl}↖{+5}|1$

окислитель ${Cl}↖{0}+1{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|5$

Итак, подведем итоги. Большинство неметаллов могут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстановительные свойства не присущи только фтору $F_2$).

Водородные соединения неметаллов. Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений, в большинстве из которых неметалл имеет низшую степень окисления.

Период	Группа
III	IV	V	VI	VII
$2$	${B_2H_6}↙{диборан}$	$ {CH_4}↙{метан}$	$ {NH_3}↙{аммиак}$	$ {H_2O}↙{вода}$	$ {HF}↙{фтороводород}$
$3$		${SiH_4}↙{силан}$	$PH_3↙{фосфин}$	${H_2S}↙{сероводород}$	${HCl}↙{хлороводород}$
$4$			${AsH_3}↙{арсин}$	${H_2Se}↙{селеноводород}$	${HBr}↙{бромоводород}$
$5$				${H_3Te}↙{теллуроводород}$	${HI}↙{йодоводород}$

Среди приведенных формул веществ много таких, свойства, применение и получение которых вы изучали ранее: $CH_4, NH_3, H_2O, H_2S, HCl$.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом, т.е. синтезом:

$table 1.H_2+Cl_2=2HCl; 2.N_2+3H_2⇄2NH_3;}$ В промышленности так получают хлороводород и аммиак.

$table 3.C+2H_2=CH_4; 4.2H_2+O_2=2H_2O; 5.H_2+S⇄H_2S;}$ Синтезы метана, воды и сероводорода имеют в основном теоретическое значение.

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость).

Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание — $NH_3·H_2O$.

При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: $H_2S, H_2Se, H_2Te, HF, HCl, HBr, HI$.

Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго ($NH_3, H_2O, HF$) или третьего ($PH_3, H_2S, HCl$), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э—Н (где Э — неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов $HF, HCl, HBr, HI$ прочность связи Э—Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах $HCl, HBr, HI$ диссоциируют практически полностью — это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от $HF$ к $HI$. При этом $HF$ относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором — межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей $…Н—F…H—F…$. Атомы водорода связаны с атомами фтора $F$ не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

*

*

Химические свойства водорода.

В свободном состоянии водород существует в виде молекул $H_2$, атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной связью.

Водород ($Н$) — самый легкий газ из всех газообразных веществ. Имеет самую высокую теплопроводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При температуре $–252,8°С$ и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной:

$H_2=2H – 432$ кДж$.

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами:

$Ca+H_2=CaH_2$,

образуя гидрид кальция, и с $F_2$, образуя фтороводород:

$F_2+H_2=2HF$.

3. При высоких температурах получают аммиак:

$N_2+3H_2=2NH_3$.

и гидрид титана (металл в порошке):

$Ti+H_2=TiH_2$.

4. При поджигании водород реагирует с кислородом:

$2H_2+O_2=2H_2O+484 кДж$.

5. Водород обладает восстановительной способностью:

$CuO+H_2=Cu+H_2O$.

Химические свойства галогенов: хлор, бром, йод.

У галогенов наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

Внешний энергетический уровень у атомов галогенов содержит семь электронов, что соответствует номеру группы Периодической системы — VII. Два электрона занимают s-орбиталь, пять — $p$-орбитали. Для элементов этой группы при увеличении числа заполненных электронами уровней размер атомов возрастает, а прочность связи с ядром снижается.

Молекулы галогенов двухатомные ($Cl_2, Br_2, I_2$). Галогены — вещества молекулярного строения. Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы этих веществ. Хлор — газ желто-зеленого цвета, бром — красно-коричневая жидкость, йод — твердое вещество серо-фиолетового цвета. Водные растворы галогенов в воде называют хлорной, бромной и йодной водой.

1. Галогены — сильные окислители. Они окисляют простые и сложные вещества:

2. По окислительной активности каждый вышестоящий в Периодической таблице галоген является более сильным по отношению к нижестоящему. Поэтому каждый галоген вытесняет любой нижестоящий из его соединений:

3. Галогены активно реагируют с неметаллами:

На свету взрывается.

4. Галогены реагируют с водой, образуя атомарный кислород:

$H_2O+Cl_2=2HCl+O; O+O=O_2$.

5. Галогены очень активны в присутствии воды. Так, сухой хлор хранят в железных баллонах, а во влажном хлоре железо быстро ржавеет (совместное действие с водой продуктов реакции — кислоты и атомарного кислорода).

Водный раствор хлороводорода $HCl$ называют соляной, или хлороводородной, кислотой. Ей присущи все свойства кислот. Соляная кислота принимает участие в пищеварении живых организмов. В огромных масштабах соляная кислота используется во многих отраслях промышленности: химической, нефтедобывающей и нефтеперерабатывающей.

*

*

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: $FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

Химические свойства азота.

Азот ($N$) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления $–3$ в соединениях с водородом (аммиак $NH_3$) и с металлами (нитриды $Li_3N, Mg_3N_2$).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления $+3$ и $+5$. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления $+1, +2, +4$.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы $N_2$, атомы связаны прочной ковалентной связью $N≡N$. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится $78%$. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли ($NH_4NO_3, KNO_3$) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот	Соединения азота
Аммиак	Оксиды азота	Азотная кислота
1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула. 2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами): $N_2+3H_2⇄2NH_3$ $N_2+3Mg=Mg_3N_2 3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом): $N_2+O_2=2NO$ Получение 1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха. 2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония: $NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O$	1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ. 2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания: $NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}$ 3. Схема электронного строения иона аммония: 4. Взаимодействует с кислотами: $NH_3+H^{+}=NH_4^+$ 5. Проявляет восстановительные свой ства: $2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$ $4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O$ $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$ Получение 1. В промышленности: $N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$ 2. В лаборатории: $2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$	1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре: $2NO+O_2=2NO_2$ 2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ Образуются при взаимодействии: 1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда: $N_2+O_2=2NO$ 2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора: $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$ 3) меди с азотной кислотой: а) концентрированной: $Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$ б) разбавленной: $3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$	1. Неустойчива, разлагается под действием света: $4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$ 2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе: $HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$ 3. Взаимодействует с основными оксидами: $CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$ $CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$ 4. Взаимодействует с основаниями: $Fe(OH)_3+3HNO_3=Fe(NO_3)_3+3H_2O$ $Fe(OH)*3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$ 5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла. Получение 1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ 2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании: $2NaNO*{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ($P$) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $+5$, а вот соединение фосфин ($PH_3$) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

Фосфор	Соединения фосфора
Оксид фосфора (V)	Фосфорная кислота
1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый. 2. Горит в кислороде: $4P+5O_2=2P_2O_5$ (проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре: $P_4+3O_2=2P_2O_3$ Получение $2Ca_3(PO_4)_2+10C+6SiO_2=P_4↑+10CO↑+6CaSiO_3–Q$	1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета. 2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя — с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$ — со щелочами: $P_2O_5+6NaOH=2Na_3PO_4+3H_2O$ — с основными оксидами: $P_2O_5+3CaO=Ca_3(PO_4)_2$ Получение Сжигание фосфора в избытке воздуха: $4P+5O_2=2P_2O_5$	1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде. 2. Слабая трехосновная кислота: $H_3PO_4⇄H^{+}+H_2PO_4^{-}⇄2H^{+}+HPO_4^{2−}⇄3H^{+}PO_4^{3−}$ 3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком: $H_3PO_4+3NaOH=Na_3PO_4+3H_2O$ $H_3PO_4+2NaOH=Na_2HPO_4+2H_2O$ $H_3PO_4+NH_3=NH_4H_2PO_4$ $H_3PO_4+2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$ 4. Взаимодействует с основными оксидами: $2H_3PO_4+3CaO=Ca_3(PO_4)_2+3H_2O$ 5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат): $Ca_3(PO_4)_2+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$ Получение в промышленности: 1) по реакции оксида фосфора (V) с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4;$ 2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании: $Ca_3(PO_4)_2+3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4+2H_3PO_4$

Химические свойства углерода.

Углерод ($C$) — первый элемент главной подгруппы IV группы Периодической системы. На его высшем энергетическом уровне $4$ электрона, поэтому его атомы могут принимать четыре электрона, приобретая степень окисления $–4$, т.е. проявлять окислительные свойства, и отдавать свои электроны, проявляя восстановительные свойства, приобретая степень окисления $+4$.

О свойствах аллотропных модификаций алмаза и графита мы уже говорили ранее. Химические свойства углерода и его соединений обобщены в таблице.

Углерод — это особый химический элемент. Он — основа многообразия органических соединений, из которых построены все живые организмы на планете.

Углерод и его соединения.

Углерод	Соединения углерода
Оксид углерода (IV)	Угольная кислота
1. Имеет аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен. 2. Проявляет восстановительные свойства: а) горит в кислороде: $C+O_2=CO_2+Q$ неполное сгорание: $2C+O_2=2CO+Q;$ б) взаимодействует с оксидом углерода (IV), образуя ядовитое вещество — угарный газ: $C+CO_2=2CO;$ в) восстанавливает металлы из их оксидов: $C+2CuO=CO_2+2Cu$ Получение Неполное сжигание метана: $CH_4+O_2=C+2H_2O$	1. Газ без запаха, цвета и вкуса, тяжелее воздуха. 2. Кислотный оксид. 3. При растворении взаимодействует с водой: $CO_2+H_2O⇄H_2CO_3$ 4. Реагирует с основаниями (известковая вода при его пропускании мутнеет): $CO2+Ca(OH)_2=CaCO_3↓+H_2O$ 5. Реагирует с основными оксидами: $CO_2+CaO=CaCO_3$ 6. Образуется в реакциях: — горения углерода в кислороде: $C+O_2=CO_2$ — окисления оксида углерода (II): $2CO+O_2=2CO_2$ — сгорания метана: $CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O$ — взаимодействия кислот с карбонатами: $CaCO_3+2HCl=CaCl_2+CO_2↑+H_2O$ — термического разложения карбонатов и гидрокарбонатов: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ $2NaHCO_3=Na_2CO_3+CO_2↑+H_2O$ — окислительных биохимических процессов дыхания, гниения	1. Непрочная молекула. Слабая двухосновная кислота. Равновесие в водном растворе: $CO_2+H_2O⇄H_2CO_3⇄H^{+}+HCO_3^{−}⇄2H^{+}+CO_3^{2−}$ 2. Взаимодействует с растворами щелочей как раствор углекислого газа в воде с образованием кислых (гидрокарбонатов) и средних (карбонатов) солей: $CO_2+NaOH=NaHCO_3$ $CO_2+2NaOH=Na_2CO_3+H_2O$ 3. Вытесняется из солей более сильными кислотами: $CaCO_3+2HCl=CaCl_2+CO_2↑+H_2O$ 4. Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу: $2Na^{+}+CO_3^{2−}+H_2O⇄2Na^{+}+HCO_3^{−}+OH^{–}$ $CO_3^{2−}+H_2O⇄HCO_3^{−}+OH^–$

Химические свойства кремния.

Кремний ($Si$) — второй представитель главной подгруппы IV группы. По распространенности в природе кремний — второй после кислорода. Наиболее распространенными соединениями кремния являются диоксид кремния $SiO_2$ — кремнезем и силикаты.

Кристаллический кремний имеет структуру алмаза, очень хрупок, относится к тугоплавким веществам. При обычных условиях инертен, что объясняется прочностью его кристаллической решетки. В таблице обобщены химические свойства кремния и его соединений.

Соединения кремния служат основой производства стекла и цемента. Состав оконного стекла: $Na_2O·CaO·6SiO_2$.

Кремний и его соединения.

Кремний	Соединения кремния
Оксид кремния (IV)	Кремниевая кислота
1. Обладает полупроводниковыми свойствами. 2. Горит в кислороде: $Si+O_2=SiO_2+Q$ Получение — Восстановление оксида кремния (IV) углеродом (в промышленности): $SiO_2+2C=Si+2CO$ — порошком магния (в лаборатории): $SiO_2+2Mg=Si+2MgO$	1. Твердое бесцветное прозрачное вещество, легко затвердевающее в виде стекла. 2. В воде не растворяется и с водой не реагирует. 3. Как кислотный оксид взаимодействует с: а) щелочами: $SiO_2+2NaOH=Na_2SiO_3+H_2O;$ б) основными оксидами: $SiO_2+CaO=CaSiO_3$ 4. Вытесняет из солей летучие кислоты (реакции, лежащие в основе варки стекла): $SiO_2+Na_2CO_3=Na_2SiO_3+CO_2↑$ $SiO_2+CaCO_3=CaSiO_3+CO_2↑$	1. Очень слабая двухосновная не растворимая в воде кислота состава $mSiO_2·nH_2O(H_2SiO_3)$ 2. Разлагается уже при несильном нагревании: $H_2SiO_3=SiO_2+H_2O$ 3. Соли кремниевой кислоты (силикаты) подвергаются гидролизу: $4Na^{+}+2SiO_3^{2-}+2H_2O⇄4Na^{+}+Si_2O_5^{2−}+2OH^–$ $2SiO_3^{2-}+2H_2O⇄Si_2O_5^{2−}+2OH^–$ Получение Действие кислот на растворимые силикаты: $Na_2SiO_3+2HCl=2NaCl+H_2SiO_3↓$