Гдз по химии 9 класс по учебнику кузнецова титова гара

У нас вы можете скачать книгу гдз по химии 9 класс по учебнику кузнецова титова гара в fb2, txt, PDF, EPUB, doc, rtf, jar, djvu, lrf!

Решебники для 9-го класса Учебники для 9-го класса. Учебник Химия 9 класс Н. Гара год Авторы: Теоретические основы химии стр. Химические реакции и закономерности их протекания стр. Теория электролитической диссоциации стр. Элементы-неметаллы и их важнейшие соединения стр. Общая характеристика неметаллов стр.

Подгруппа кислорода и ее типичные представители стр. Подгруппа азота и ее типичные представители стр. Общие сведения об органических соединениях стр. Общие свойства металлов стр. Приведите примеры уравнений реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме, характеризующих химические свойства растворимого, нерастворимого и амфотерного оснований. Получение нерастворимых оснований и изучение их свойств. В каждую пробирку медленно добавьте раствор гидроксида натрия NaOH до появления признака реакции.

В каждую из пробирок добавьте растворы разбавленных кислот: Отметьте наблюдения, укажите признаки реакций и составьте полные и сокращенные ионные уравнения. Дайте определения сильных и слабых электролитов. Назовите основания и кислоты — сильные электролиты. Гидроксид алюминия — амфотерное малорастворимое в воде основание. С помощью уравнений реакций объясните, что происходит при его диссоциации. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: KA1 S04 2, K.

Если рассматривать соли как продукт реакции нейтрализации, т. Кислые и основные соли — продукты неполного замещения в реакциях нейтрализации ионов водорода катионами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками. Средние соли, в отличие от кислых и основных, являются продуктами полной нейтрализации: Составьте уравнения реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме, характеризующих химические свойства солей.

Составьте уравнения реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме, характеризующие химические свойства солей. В качестве способов получения солей можно рассматривать следующие реакции; 1 между металлами и неметаллами: Какие из реакций, характеризующих способы получения солей, являются реакциями ионного обмена?

Составьте их уравнения в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме. Составьте уравнения реакций, отражающие все возможные способы получения солей: Выясните, где и как применяются эти соли. Чистый оксид цинка, необходимый для приготовления пудры, медицинских препаратов подсушивающего и вяжущего действия и лейкопластыря, получают прокаливанием основного карбоната цинка карбоната гидроксоцинка. В старину в России — до середины XIX в. Щелок, полученный обработкой золы водой, выпаривался в горшках до образования кристаллического поташа.

Почему такой способ получения экономически и экологически несостоятелен? Какими другими способами он заменен? Все исследуемые в опыте вещества — растворы солей, сильных электролитов. Почему же в разных растворах окраска лакмуса изменилась неодинаково? Начнем анализировать результаты опыта с раствора ацетата натрия, в котором лакмус стал синим. При растворении соль диссоциировала; CHXOONa СН3СОО Na" Катионы натрия и ацетат-ионы находятся в растворе, где наряду с молекулами воды присутствуют и ее ионы, которые в незначительных количествах образуются при диссоциации этого слабого электролита.

Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу, при столкновениях они могут ассоциироваться. Однако гидроксид натрия — сильный электролит, поэтому образовавшиеся ионные пары будут вновь диссоциировать. Связывание ацетат-ионами протонов ведет к накоплению в растворе гидроксид-ионов, что и объясняет наличие щелочной среды и изменение окраски лакмуса в растворе ацетата натрия на синюю: Существует даже целая отрасль народного хозяйства — гидролизная промышленность, занимающаяся производством ценных продуктов глюкозы, белковых дрожжей из непищевого сырья — древесных опилок, соломы, кукурузных кочерыжек и т.

Мы пока познакомимся лишь с одним частным случаем, а именно с гидролизом солей. Разобранный выше пример позволяет сформулировать определение. Гидролиз соли — взаимодействия ионов соли с водой с образованием малодиссо-циирующих электролитов.

Уравнение гидролиза ацетата натрия можно записать следующим образом: Отсюда становится понятным сохранение фиолетовой окраски лакмуса в растворе нитрата калия. При диссоциации этой соли; KNO. Покраснение лакмуса в растворе соли алюминия объясняется тем, что катионы алюминия в водном растворе взаимодействуют с водой, связывая гидроксид-ионы.

Накопление ионов водорода определяет кислую реакцию среды, в которой лакмус становится красным. Поскольку катион алюминия трехзаряден, гидролиз может протекать по ступеням. При обычных условиях гидролиз в наибольшей степени идет по первой ступени, поэтому мы ограничимся написанием уравнений гидролиза по первой ступени.

По способности к гидролизу все соли на основе их состава могут быть разделены на четыре группы табл. Посмотрим, как с позиций разных теорий рассматривается важнейшее понятие химии — химическая реакция табл. Химическая реакция с позиций разных изученных теорий Теория и время ее создания Уровень структурной организации веществ Структурные изменения, происходящие в ходе реакции Пример 1 2 3 4 Ато.

Атомы, молекулы Перегруппировка неиз-меняющихся в процессе реакции атомов ЭЛ. Атомы, протоны, электроны, ионы, молекулы Переход электронов. Реакции делятся на электронодинамичные и электроностатичные.

В первых осуществляется переход электронов, т. Молекулы, ионы, кристаллы Разрушение кристаллических решеток исходных веществ. Качественное и количест- электронного протекающие тип и энергия венное описание химиче- строения с изменением связи, структура ских процессов. Запись соответствующих уравнений реакций Раздел II Элементы-неметаллы и их важнейшие соединения в процессе изучения химии вы уже ознакомились со многими неметаллическими элементами и их соединениями.

Наиболее известные вам неметаллы — водород, кислород и их уникальное соединение — вода. В 8 классе на примере VII группы главной подгруппы периодической системы вы ознакомились с семейством неметаллических элементов — галогенами, с их свойствами.

В этом разделе вы получите целостные представления об элементах-неметаллах. Учитывая, что вы имеете некоторый запас знаний о них, умеете использовать периодическую систему Д. Менделеева, мы изменим привычный порядок изложения и пойдем в изучении неметаллов не от частного к общему, а, наоборот, от их общих свойств к ознакомлению с их группами, а затем и с конкретными представителями групп неметаллов.

Такой подход называют дедуктивным. Менделеева и в природе I? I По каким признакам можно разделить все химические элементы?

Как различаются по строению атомов элементы металлов и неметаллов? Чем элементы-неметаллы отличаются от простых веществ-неметаллов? Где в периодической системе размещаются неметаллические элементы и где металлические, каких больше? Какие неметаллы наиболее роспространены в природе? Рассмотрим положение элементов-неметаллов в периодической системе.

Уточним вначале их место в периодах. Элементы-неметаллы находятся в правом верхнем углу периодической системы, занимая большую часть малых периодов и размещаясь в конце нечетных рядов больших периодов. С увеличением порядковых номеров неметаллические свойства этих элементов усиливаются. Причину следует искать в изменении электронных структур их атомов: I Почему фтор является самым активным неметаллом?

У неона, завершающего второй период, все электроны внешнего слоя валентные электроны спарены. При обычных условиях их простые вещества, как правило, не вступают в химические реакции и представляют собой одноатомные газы. Поэтому их часто называют инертными газами или благородными газами. Вместе с тем не все А-группы периодической системы состоят из элементов-неметаллов. Их число в главной подгруппе возрастает с увеличением ее номера.

В VIIA-rpynne уже все элементы — неметаллы. Это известные вам галогены. УТПА-группу занимают благородные газы. Их также относят к неметаллам. Проведенный анализ положения элементов-неметаллов в периодической системе Д. Менделеева позволяет сделать следующие вьшоды.

Элементы-неметаллы расположены в правом верхнем углу периодической системы, границы которого определяются условной диагональю, соединяющей знак бериллия самый верхний элемент слева и знак астата см. Самый активный неметалл — фтор рис.

Положение элементов-неметаллов в периодической системе Д. Рассмотрим периодическое изменение некоторых свойств элементов-неметаллов на примере третьего периода табл. Для этих элементов характерны газообразные водородные соединения и высшие кислородные соединения кислотного характера. Формы и свойства водородных и высших кислородных соединений зависят от характерных степеней окисления данного элемента.

Анализ свойств элементов-неметаллов по их положению в главных подгруппах. У всех элементов-неметаллов одной А-группы одинаковое число внешних электронов при разном количестве электронных слоев в атомах.

Число электронов внешнего слоя у атомов элементов одной А-группы равно номеру группы, в которой они располагаются. Их числу соответствует и высшая степень окисления элемента в кислородных соединениях, а также форма последних.

Рассмотрим закономерности изменения некоторых свойств элементов-неметаллов на примере уже изученной вами подгруппы галогенов табл. Распространение неметаллов на Земле и в космосе различно. Их содержание обычно выражается в массовых или атомных долях. Среднее относительное содержание химического элемента в какой-либо природной среде называется его распространенностью. Наиболее распространенными элементами земного шара являются кислород, кремний и азот. Другие элементы-неметаллы встречаются в природе в значительно меньшем количестве.

Выдающаяся роль кислорода в жизни природы явилась причиной того, что кислород, по выражению Я. Вторым по распространенности на Земле элементом после кислорода является кремний. Это не только основополагающий элемент царства минералов, но и элемент, играющий огромную роль в жизни растений и животных, в научно-техническом прогрессе общества. К распространенным элементам природы следует отнести и азот. Жизнь на Земле многим обязана азоту.

В общем-то мы обитаем в азотной атмосфере, умеренно обогащенной кислородом. Кислород и азот в обычных условиях не взаимодействуют между собой, что имеет большое значение для жизни на Земле. В малых количествах в атмосфере встречаются и инертные газы. Они также при обычных условиях не реагируют с другими компонентами воздуха. В атмосфере водород присутствует в незначительных количествах. На Зеллле он относился бы к крайне редким элементам, если бы большие массы водорода не сосредоточивались в гидросфере в виде его самого распространенного соединения — воды.

Во Вселенной водород является господствующим элементом. Его особая роль в жизни Вселенной заключается в том, что водород является источником энергии, питающей Солнце и звезды. Углерод встречается в природе как в виде аллотропных модификаций графит, алмаз , так и в виде разнообразных соединений углекислый газ, соли и органические вещества.

Вам хорошо известны такие природные соединения углерода, как известняки, сланцы, графит, торф, нефть, уголь и др. Помимо Земли углерод обнаружен в метеоритах, в атмосфере молодых звезд.

В значительно меньших количествах в природе встречаются элементы-неметаллы — фосфор, сера и др. Как и многие элементы, неметаллы имеют изотопы. В природе элементы-неметаллы находятся в виде смеси изотопов см. Химические элементы и их природные соединения, распространение их в земной коре и — насколько возможно — на земном шаре в целом изучает наука геохимия. Элементы и образованные ими вещества, как формы их существования, составляющие живую и неживую природу, включаются в разные биогеохимические циклы — круговороты.

Элементы, входящие в состав организмов и выполняющие важные биологические функции, называются биогенными. Основными биогенными элементами являются кислород, углерод, водород, азот, фосфор и некоторые другие.

Круговорот биогенных элементов в биосфере представляет собой переход их из минеральной формы в живую материю и наоборот за счет множества химических, геохимических и биохимических превращений. С круговоротом перечисленных выше элементов вам предстоит познакомиться при дальнейшем изучении неметаллов. Какие элементы и по каким признакам относятся к неметаллическим?

Какое место занимают неметаллы в периодической системе? Назовите элементы-неметаллы, наиболее распространенные в земной коре, в атмосфере, составьте таблицу или диаграмму их распространенности. Сравните строение атомов и свойства кислорода и фтора. Опишите реакции кислорода, серы, хлора и других неметаллов с металлами. Составьте уравнения этих реакций методом 59 электронного баланса см. Назовите прод тсты этих реакций.

Взаимодействие неметаллов с водородом. Неметаллы взаимодействуют с водородом. Эти реакции — окислительно-восстановительные водород является восстановителем , экзотермические. Но характер их протекания зависит от условий. Так, например, кислород и хлор могут спокойно реагировать с водородом, а могут и со взрывом см.

С водородом реагируют и другие неметаллы, например сера: Горение водорода в кислороде и в хлоре. Если проверенный на чистоту водород поджечь у конца газоотводной трубки от прибора, в котором его получают, и внести пламя в сосуды рис. В данном случае изменение условий повлекло за собой изменение характера взаимодействия, но продукты реакции в обоих случаях будут те же самые. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами. В этом случае неметаллы могут выступать в качестве как окислителей, так и восстановителей.

Например, при взаимодействии с водородом сера — окислитель см. Вы наблюдали, как сгорают в кислороде уголь и фосфор. Охарактеризуйте эти реакции и напишите их уравнения. Взаимодействия неметаллов со сложными веществами. Со многими реакциями этого вида вы встречались при изучении процессов горения, химических свойств галогенов, серы и др.

Эти реакции являются окислительно-восстановительными. Щ Общие способы получения неметаллов. Неметаллы как простые вещества можно получить различными способами: Приведите примеры простых веществ-неметаллов. Какое строение имеют их кристаллические решетки?

Приведите примеры аллотропии некоторых неметаллов. Какого типа кристаллические решетки у неметаллов в твердом состоянии? Перечислите основные химические свойства неметаллов. Какие общие признаки в их проявлении вы можете указать? Предложите схему, обобщающую физические и химические свойства неметаллов и их связь со строением этих веществ. Водородные и кислородные соединения неметаллов I? I Приведите примеры формул высших кислородных и летучих водородных соединений элементов 3-го периода.

Для атомов каких элементов характерны такие водородные соединения? Приведенные в нижней части периодической системы Д. Менделеева общие формулы высших кислородных и летучих водородных соединений элементов разных групп отражают типичные для эт1тх групп элементов формы их соединений.

Общие формулы отражают состав соединений, типичный для целой группы или подгруппы элементов. Опираясь на общие формулы водородных и кислородных соединений элементов 3-го периода, отметьте закономерные изменения состава и свойств этих соединений, а также изменения характера элементов. Элементы-неметаллы, в отличие от металлов, имеют газообразные водородные соединения. При рассмотрении свойств летучих водородных соединений неметаллов в соответствии с их положением в периодах периодической системы можно наблюдать некоторые общие закономерности в изменении их свойств полярность, растворимость, характер водородных и кислородных соединений.

Вы уже знакомы с хорошей растворимостью хлороводорода в воде. Еще раз обратимся к хорошо известному вам опыту по растворению хлороводорода в воде см.

Напомним, что в 1 л воды растворяется около л хлороводорода. Вода с силой врывается в разреженное пространство, образовавшееся в сосуде, и бьет фонтаном, заполняя склянку. Добавленный в водный раствор лакмус краснеет, что доказывает образование кислоты. Рассмотрим сущность этого процесса: В периодах слева направо усиливается кислотный характер водородных соединений неметаллов: В А-группах полярность молекул, растворимость и основный характер водородных соединений неметаллов в воде, наоборот, уменьшаются при переходе сверху вниз: По отношению к воде летучие водородные соединения неметаллов можно разделить на три группы: К ним относятся летучие водородные соединения бора, кремния, германия.

Они подвергаются гидролизу с образованием свободного водорода и кислот: Газообразные водородные соединения, присущиер-элементам главных подгрупп, подчеркивают их неметаллический характер. К другой группе соединений, характеризующих свойства неметаллов, относятся высшие кислородные соединения — оксиды: Высшие оксиды неметаллов обычно являются кислотными оксидами, еще их называют ангидридами кислот.

Им соответствуют гидроксиды, относящиеся к кислотам: Установим периодические закономерности изменения свойств кислородных соединений неметаллов в периодах и А-группах. С увеличением порядкового номера Z или заряда ядра атомов элементов в периодах кислотный характер высших оксидов и гидроксидов неметаллов усиливается, в А-группах — ослабевает.

Как объяснить уменьшение основных свойств в ряду следующих водородных соединений неметаллов: В ряду летучих водородных соединений неметаллов: Выберите правильные характеристики свойств.

Почему единственное соединение фтора с кислородом называют фторидом кислорода, а не оксидом фтора? Водородные и кислородные соединения неметаллов могут реагировать друг с другом, например сероводород и оксид серы IV: Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода и их простых веществ I 7 I Что называют группой элементов? По каким признакам элементы объединяются в группу? Выделите известные вам закономерности в изменении свойств элементов главной подгруппы.

По каким общим признакам элементы объединяются в подгруппы? Элементы главной подгруппы VI группы принято называть лсшгькоге-нами.

В Распространенность этих элементов в земной коре неравномерна. Как вы уже знаете, самым распространенным элементом на Земле является кислород. I Сколько электронов на внешнем уровне у элементов VIA-группы и какие орбитали они занимают? Установите сходство и различие в электронных структурах атомов кислорода и серы. Этим определяется сходство их химических свойств. Иная картина наблюдается у элементов третьего и последующих периодов VIA-группы. Свойства этих элементов также находятся в периодической зависимости от порядкового номера Z и номера периода, в котором находится элемент.

На их свойства влияет не только электронная структура атома и его радиус, но и тип кристаллической решетки вещества. Для халькогенов характерна аллотропия. Каждый из них имеет по нескольку аллотропных модификаций. Однако не все аллотропные модификации халькогенов устойчивы.

Устойчивы при нормальных условиях н. У простых веществ элементов VIA-группы ярко, но в меньшей степени, чем у галогенов, выражены неметаллические свойства табл. Их химические свойства проявляются наиболее характерно в окислительно-восстановительных реакциях. В зависимости от другого реагента Рис. Структура ромбической серы, в которой слои циклических молекул Sj, связаны между собой 66 Таблица Водные растворы хачькогенидов — кислоты.

Свойства водородных соединений, несмотря на определенное их сходство, также закономерно изменя- 67 ются в подгруппе с увеличением порядкового номера элемента Z и ради ха его атома. Какие элементы относят к VIA-rpynne, какие из них халькогены и почему их так назьтают? Дайте сравнительную характеристику халькогенов и галогенов и уюоките на закономерности изменения их свойств в подгруппе.

Составьте уравнения реакций серы, селена и теллура с кислородом и цинком. Дайте названия полученным веществам. Напишите формулы и дайте характеристику водородных соединений халькогенов. Как изменяются их свойства в подгруппе? Найдите сходство и различия в свойствах селена и брома, укажите их причины.

Используя знания о проводниках, полупроводниках и диэлектриках, объясните, почему электропроводность полупроводников селена и теллура увеличивается при их нагревании и освещении. Используя знания биологии и химии, раскройте позитивные биологические функции халькогенов и их негативное влияние на живые организмы. Подготовьте сообщение об одном из халькогенов. Особая роль в существовании жизни на Земле принадлежит кислороду, не только как самому распространенному элементу Земли, но и как сильнейшему природному окислителю.

Кислород входит в состав таких жизненно важных неорганических и органических веществ, как вода, жиры, белки, углеводы. Кислород и его соединения незаменимы для поддержания жизни. Он играет важнейшую роль в процессах обмена веществ, в дыхании. Сера входит в состав белков и аминокислот, содержащихся во всех животных тканях особенно много серы содержится в волосах, шерсти, рогах, копытах.

Соединения серы обнаружены в хрящах, костях, в желчи. Сера участвует в окислительно-восстановительных процессах организма. Вместе с тем повышенное содержание в окружающей среде таких соединений серы, как сероводород сернистый газ и др.

В отличие от серы, селен реже встречается в биологических системах. Вместе с тем он в микродозох обнаружен в большинстве растений. Недавно обнаружено, что в селене нуждаются человек и животные. В глазах орла содержится в 1 00 раз больше селена, чем у человека. В концентрациях, намного превышающих потребности организма, селен токсичен, его летучие соединения ядовиты и опасны для жизни.

Озон В 8 классе вы на основе атомно-молекулярного учения и химического эксперимента изучали кислород как химический элемент и простое вещество. В этом параграфе мы рассмотрим строенР1е кислорода с позиций электронной теории, дополним и обобщим сведения о нем. I Что вы знаете о распространении кислорода в природе, каков основной источник его поступления в атмосферу?

Опишите физические и химические свойства кислорода. Как получают кислород в лаборатории, где он находит применение? Кислород — самый распространенный из элементов нгппей планеты и наиболее легкий элемент VIA-группы. Кислород входит в состав разнообразных горных пород гранитов, гнейсов, известняков, сланцев, песка, металлических руд и др.

Кислород как элемент — непременная часть состава тела человека, животных и растений. Кроме того, кислород как составная часть воздуха необходим для дыхания живых организмов, его отсутствие в течение нескольких минут вызывает гибель организма в результате остановки жизненно важных процессов, протекающих с участием кислорода.

Его количество в воздухе постоянно пополняется благодаря фотосинтезу. Строение и физические свойства кислорода Og. Кислород — элемент 2 периода, VIA-группы. Наличие двух неспаренных электронов обеспечивает его связи с атомами других элементов.

При этом степень окисления атома кислорода обычно В жидком и твердом состоянии имеет бледно-синюю окраску. По химической активности кислород уступает только фтору. С большинством простых веществ реагирует непосредственно, за исключением галогенов, благородных газов, платины и золота. Эти реакции окислительно-восстановительные, экзотермические. Опишите горение известных вам простых и сложных веществ в кислороде, укажите условия возникновения и протекания реакций, запишите уравнения этих реакций.

Н Вы знаете, что человеку и другим живым организмам молекулярный кислород необходим для дыхания. Главная химическая функция кислорода — окисление веществ. Реакции окисления в организме биохимические всегда сопровождаются выделением энергии, часть которой превращается в тепловую, а часть используется в ряде внутренних процессов, обеспечивающих жизнедеятельность.

Для живых клеток чрезвычайно важно, чтобы в этих процессах кислород полностью утилизировался. Если процесс восстановления кислорода нарушается, то образуются разные активные его формы, способствующие свободно-радикальному окислению различных биосубстратов, накоплению свободных радикалов в клетке.

Защита от вредного воздействия активных форм кислорода осуществляется с помощью веществ-антиоксидантов, обычно восстановителей, превращающих эти активные формы кислорода в восстановленные в биосистемах — это вода. Но все эти процессы энергичнее протекают в чистом кислороде. Получение и применение кислорода Задание. Вспомните и опишите реакции, с помощью которых можно получить кислород в лаборатории. Это метод фракционной перегонки. Иногда его получают разложением воды электрическим током при наличии дешевой электроэнергии.

Кислород хранят и транспортируют в стальных баллонах. Кислород находит широкое применение в металлургической для выплавки чугуна и стали, для резки и сварки металлов и др. Кислород используется как компонент дыхательной смеси в подводных лодках, самолетах, космических корабях и в медицине, для поддержания жизни больных с затрудненным дыханием.

Жидкий кислород применяют для изготовления взрывчатых веществ и как составляющую ракетного топлива. Важнейшими соединениями кислорода кроме оксидов металлов и неметаллов являются вода которая может рассматриваться как оксид водорода и пероксид водорода. Озон как аллотропное видоизменение кислорода I Озон — молекулярное простое вещество, его молекулярная масса равна Она имеет форму равнобедренного треугольника. При обычных условиях озон — газ светло-голубого цвета с характерным запахом, который можно ощутить, гуляя в сосновом бору после грозы.

Озон в 1,5 раза тяжелее кислорода. Растворимость его в воде гораздо больше, чем кислорода: При низких концентрациях озон не токсичен, а при высоких — ядовит! Озон — газ, который, как и многие молекулярные вещества, можно перевести в другие агрегатные состояния — жидкое и твердое. В твердом состоянии озон почти черный.

В природе озон образуется из кислорода воздуха во время грозовых разрядов, а также при окислении смолы хвойных деревьев. Воздух хвойных лесов считается особенно полезным, в нем всегда содержится некоторое количество озона.

Небольшое содержание озона в воздухе благоприятно для организма человека, так как он убивает болезнетворные микроорганизмы. В лаборатории озон обычно получают действием тихого разряда электрического разряда без искр на газообразный чистый и высушенный кислород. Для этого используют особый прибор — озонатор, схема которого представлена на рисунке рис.

Через внутреннюю трубку пропущен металлический стержень, а наружная трубка обмотана металлической спиралью. Стержень и спираль присоединяют к полюсам индукционной катушки высокого напряжения.

При включении рубильника катушки тихий разряд происходит в пространстве между стенками внешней и внутренней трубок. Реакцию получения озона можно выразить уравнением: Из этого уравнения следуют выводы. Реакция превращения кислорода в озон самопроизвольно протекать не может, для ее осуществления требуется затрата энергии. Обратная реакция — распад озона — самопроизвольно протекающая, так как в ходе ее энергия системы уменьшается.

Отсюда следует, что озон — эндотермичное и очень неустойчивое вещество, при высоких концентрациях взрывоопасное, легко превращающееся в кислород. Наиболее характерным химическим свойством озона является его исключительно высокая окислительная активность. Озон — один из сильнейших окислителей, более сильный, чем кислород. Он взаимодействует со многими веществами, в том числе и с теми, с которыми кислород при обычных условиях не реагирует.

В ходе большинства из этих реакций молекула озона теряет один атом кислорода, идущий на окисление веществ, и переходит в молекулярный кислород. Так, при пропускании озонированного воздуха через водный раствор иодида калия выделяется свободный иод. Так, металлическое серебро под действием озона чернеет, образуя на поверхности металла оксид серебра II: Например, резина под его действием разрушается, а спирт, эфир, смоченная скипидаром, керосином и другими органическими жидкостями вата самовоспламеняются.

Как сильный окислитель озон широко используют но водоочистительных станциях для окончательной очистки воды от болезнетворных микробов, а также для обеззараживания воздуха. Озон используют также в научных лабораториях для установления строения молекул некоторых веществ. В верхних слоях земной атмосферы в стратосфере озон получается из кислорода под воздействием ультрафиолетового излучения Солнца, образуя озоновый слой, защищающий Землю от проникновения губительной для живых организмов ультрафиолетовой радиации.

Озон, содержащийся в стратосфере, воздействует и на климат, он — важный фактор формирования средней температуры воздуха, а следовательно, и климата. Поэтому любые виды человеческой деятельности, приводящие к уменьшению среднего содержания озона в стратосфере, имеют весьма серьезные последствия для климата, здоровья людей, состояния всей живой природы более подробно об этом вы узнаете в классах.

Электронная формула атома кислорода —. Кислород — сильный окислитель, по величине ОЭО он уступает лишь фтору и образует огромное число соединений с атомами других элементов. Кислород взаимодействует с простыми и сложными веществами с образованием различных оксидов, проявляя в них степень окисления Кислород играет чрезвычайью важную роль в биологических системах, участвуя в процессах дыхания и обмена веществ. Его широко используют в металлургии, химической промышленности, в медицине, авиации и др.

Аллотропной формой кислорода является озон, являющийся более сильным окислителем, чем кислород. Чем отличается элемент 1сислород от других элементов VIA-группы?

Чем обусловлена высокая окислительная способность кислорода? Почему озон лучше кислорода растворяется в воде?

Составьте схему строения и укажите свойства пероксида водорода. Охарактеризуйте горение красного фосфора в кислороде, запишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите массовую долю кислорода в составе продукта этой реакции. В кислороде, полученном при нагревании 20 г перманганата калия, сожгли 1,2 гугля. Составьте краткий схематический обзор, отражающий взаимосвязи состава, строения, свойств и применения озона, используя символико-графические формы описания. Каким же образом и за счет чего поддерживается постоянный количественный состав кислорода в воздухе?

Такая постоянная концентрация кислорода в атмосфере поддерживается благодаря процессу фотосинтеза. Вспомните из курсов ботаники и химии, как протекает этот процесс.

Напомним, что зеленые растения под действием солнечного света превращают углекислый газ и воду в углеводы и кислород. Почти такое же количество в течение года расходуется в процессе дыхания животных и растений, гниения растительных и животных остатков, конечными продуктами которых являются углекислый газ и вода. Эти продукты вновь подвергаются регенерации восстановлению за счет фотосинтеза в растениях.

Процесс фотосинтеза протекает по схеме: Таким образом осуществляется круговорот кислорода в природе, в основе которого лежат окислительно-восстановительные процессы. В результате этого круговорота в атмосфере поддерживается постоянное содержание кисларода. Из приведенного выше уравнения вытекает, что круговороты кислорода и углерода в природе взаимосвязаны. Аллотропия и свойства серы I? Какие общие химические свойства присущи сере кок холькогену?

Сера широко встречается в природе как в виде простого вещества самородная сера , так и в виде соединений сульфиды и сульфаты.

Большие залежи самородной серы у нас в стране находятся в Поволжье. Это один из распространенных элементов земной коры. Сера применялась в Древнем Египте уже за две тысячи лет до новой эры для приготовления красок и косметических средств, для беления тканей. В Древнем Риме ее использовали для лечения кожных заболеваний, а в Древней Греции, сжигая ее, дезинфицировали помещение и вещи.

Но именно из-за этого серу долго не рассматривали с научных позиций как химический элемент. Серу начали изучать лишь с момента крушения теории флогистона и кислородной теории кислот.

В отличие от названий кислорода от лат. В наши дни сера широко используется в химической промышленности. Аллотропия и физические свойства серы. Сера в свободном виде образует две относительно устойчивые аллотропные модификации: Известны и др тие, менее стойкие модификации серы. Из них состоят молекулярные кристаллы ромбической Рис. Все аллотропные а — ромбическая модификация; модификации СО временем переходят в ромби-6 — моноклинная модификация ческую форму как наиболее устойчивую.

При обычных условиях это хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Она нерастворима в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде, бензине, бен. Сера плохо проводит тепло и электричество. И На примере серы можно понять переход ее разных аллотропных форм друг в друга. Начинается разрыв колец с образованием открытых цепей, способных соединяться друг с другом, что приводит к увеличению вязкости, разрушению кристаллической решетки и переходу серы в пластическую модификацию.

Положим в пробирку кусочек ромбической черенковой серы и нагреем ее до плавления. Медленно охладим расплавленную серу до частичного затвердевания. Сольем еще не успевшую застыть серу.

На стенках пробирки ясно видны длинные темно-желтые игольчатые кристаллы моноклинной серы. Обращая пробирку к свету, рассмотрим форму этих кристаллов. Продолжаем нагревание, осторожно встряхивая пробирку. Обратите внимание на изменение окраски и загустевапие серы.

При дальнейшем нагревании сера начинает кипеть. Круговыми движениями выльем ее тонкой струйкой в стакан с холодной водой рис. Сера превращается в темно-коричневую массу. Достанем ее палочкой и убедимся на ощупь, что это мягкая, резиноподобная и хорошо растяги- 77 Рис.

Получение пластической серы Бающаяся масса. Это и есть пластическая сера. Через некоторое время сера становится хрупкой, желтеет, постепенно превращаясь в ромбическую серу. Сера — типичный химически активный неметалл, но менее активный, чем кислород и галогены. Реакции серы относятся к окислительно-восстановительным, в которых свободная сера выступает в роли как окислителя, так и восстановителя с изменением степени ее окисления: Окислительные свойства серы 1.

При нагревании сера взаимодействует с большинством металлов, кроме благородных: Продукты реакции — сульфиды: Взаимодействие с водородом при нагревании: Большинство этих соединений легко разлагается водой гидролиз. При нагревании сера взаимодействует с кислотами-окислителями например, с концентрированной серой: Сера в виде простого вещества находит широкое применение. Серу применяют в пиротехнике, в сельском хозяйстве для борьбы с болезнями растений, в медицине для лечения кожных заболеваний.

Большое количество серы расходуется для вулканизации каучука при получении резины. В каком виде сера встречается в природе? Какие аллотропные модификации серы вы знаете и чем они отличаются друг от друга? Какой объем воздуха расходуется на сжигание 4 г серы? Назовите наиболее сильный окислитель и восстановитель из этих веществ.

При образовании 1 моль оксида серы IV из простых веществ выделяется ,8 кДж. Определите количество теплоты, выделяющееся при сгорании 1 г серы. Составьте схему взаимопереходов аллотропных модификаций серы и укажите условия, при которых они осуществляются. Используя книгу для чтения по неорганической химии и другую популярную литературу, приготовьте краткие иллюстрированные рефераты-сообщения: Напишите схемы электронных структур атомов водорода и серы и на их основе объясните механизм образования сероводорода.

Что вам уже известно о сероводороде? При изучении сероводорода мы будем исходить из взаимосвязи состава, строения и свойств этого вещества. Свойства же вещества определяют его получение и применение. В составе сероводорода два элемента-неметалла — водород и сера, атомы которых связаны ковалентными связями: Как объяснить различие в свойствах воды и сероводорода — близких по составу и строению веществ, образованных атомами элементов-аналогов?

Н Вь1 уже знаете, что чем больше разница между значениями ОЭО взаимодействующих атомов, тем более полярна их связь. Это свидетельствует о том, что степень полярности связей Н—S намного ниже, чем Н—О. Полярность молекулы сероводорода также меньше, чем полярность молекулы воды. Сероводород при нормальных условиях представляет собой бесцветный газ, тяжелее воздуха, с неприятным запахом тухлых яиц, очень ядовит. Он имеет невысокую растворимость в воде по сравнению с НС1, поскольку его молекулы менее полярны, чем молекулы воды.

Перекрывание орбиталей атомов в молекуле Н. Водный раствор сероводорода называют сероводородной водой, которая проявляет свойства слабой кислоты и диссоциирует ступенчато. В Сероводород очень ядовит. Даже один вдох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра.

Его коварство заключено в том, что после легкого отравления запах сероводорода перестает ощущаться. Именно от сероводорода, вырвавшегося при извержении Везувия, погиб в 79 г. Отравляющее действие сероводорода объясняется его способностью взаимодействовать с гемоглобином крови. Из курса анатомии вам известно, что в состав гемоглобина крови входит железо, с которым сероводород соединяется.

Противоядием в случаях отравления сероводородом служит вдыхание чистого воздуха или кислорода с примесью небольшого количества хлора.

При работе с сероводородом важно строго соблюдать технику безопасности. Проводить опыты с этим газом можно только в вытяжных шкафах и герметичных приборах! Для того чтобы экспериментально изучить химические свойства сероводорода, его надо сначала получить.

Получение сероводорода в лаборатории. Со способом получения сероводорода взаимодействием серы с водородом вы уже познакомились при изучении свойств серы: В пробирку положим кусочков сульфида железа величиной с горошину. Наполовину заполним пробирку раствором соляной кислоты и закроем пробкой с газоотводной трубкой.

Если реакция вначале пойдет медленно, то слегка подогреем пробирку. Опыт выполняется под тягой, так как сероводород очень ядовит. Наблюдаем появление гцзырьков газа. Подожжем выделяющийся из газоотводной трубки газ. Он горит голубым пламенем. Химические свойства сероводорода исследуются по ходу его получения. Сероводород горит голубым пламенем в атмосфере кислорода или на воздухе при поджигании см. Прикроем пламя горящего сероводорода холодным предметом, например колбой с холодной водой, ограничивая этим доступ воздуха.

Следовательно, при недостатке кислорода идет неполное сгорание сероводорода: Сероводород — сильный восстановитель. При взаимодействии с простыми и сложными веществами — окислителями например, с галогенами и солями сероводород проявляет свойства сильного восстановителя. В одну пробирку с небольшим количеством сероводородной воды прилейте бромную воду, в другую — йодную воду.

На поверхности растворов наблюдается появление серы: Взаимодействие сероводорода с водой. Растворение сероводорода в воде. К газоотводной трубке поднесите лакмусовую бумажку, смоченную водой, — 82 лакмусовая бумажка краснеет: Средние соли называют сульфидами NagS, CaS и др.

Например, эти соли получаются при взаимодействии с основаниями: Последнее название связано с тем, что это кислотный оксид и ему соответствует сернистая кислота H2SO3. Сернистый газ почти вдвое тяжелее воздуха, ядовит. В Природным источником сернистого газа являются вулканы. В составе газообразных продуктов извержения вулкана сернистого газа значительно больше, чем сероводорода. Примером постоянно действующего генератора сернистого газа является Ключевская сопка на Камчатке.

В некоторых местах Земли сернистый газ выделяется из трещин земной коры. Сернистая кислота — неустойчивое соединение, легко распадающееся при обычных условиях на сернистый газ и воду, поэтому существует только в водных растворах. Химические свойства соединений серы IV 1. Оксид серы IV SOg и сернистая кислота H2SO3 проявляют химические свойства, общие для кислотных оксидов и для кислот-электролитов без изменения степени окисления.

Назовите продукты этих реакций. Окислительно-восстановительные свойства соединений серы IV. Промежуточное значение степени окисления серы в оксиде серы IV и в сернистой кислоте предполагает их участие в окислительно-восстановительных реакциях: Самостоятельно напишите схемы электронного баланса для этих уравнений. Для сернистой кислоты как для двухосновной кислоты характерны два вида солей: Средние соли за исключением сульфитов аммония и щелочных металлов нерастворимы в воде, но все они разлагаются кислотами.

Качественная реакция на сернистую кислоту и ее соли. Оксид серы IV — превосходное дезинфицирующее и отбеливающее средство. Он применяется для окуривания складов с целью уничтожения паразитов и микробов, для уничтожения плесени в бродильных чанах и винных бочках, а также для консервирования плодов и фруктов. Этот процесс называется сульфитизацией. Соли сернистой кислоты также используют как отбеливатели: Сульфит и гидросульфит натрия широко применяют в фотографии. В промышленности диоксид серы получают сжиганием серы на воздухе, обжигом богатого серой минерала — пирита FeSg, а также улавливанием его из печных газов, образующихся при выплавке ряда металлов из сернистых руд.

Вычислите относительную плотность оксида серы IV по водороду, воздуху и кислороду. Дайте краткую характеристику сернистому ангидриду и сернистой кислоте. Какие группы их общих свойств и реакций можно выделить?

Дайте сравнительную характеристику сероводородной и сернистой кислот. Что общего и какие различия в свойствах они имеют? Какие свойства проявляет сернистая кислота в окислительно-восстановительных реакциях при взаимодействии с кальцием, сероводородом, иодом?

Запишите уравнения возможных реакций и укажите функции сернистой кислоты в них. С помощью каких реакций можно осуществить превращения: Запишите уравнения реакций, предложите прибор для получения этого вещества, исходя из особенностей реагентов и условий протекания реакции, дайте его описание, рисунок и обоснование конструкции.

I Приведите примеры известных вам способов получения серного ангидрида и серной кислоты. Напишите уравнения соответствующих реакций. Что вам известно о серной кислоте? Оксид серы У1 называют также серным ангидридом или триоксидом серы. Отдельные молекулы его в газообразном состоянии имеют форму равностороннего треугольника, в центре которого — предельно окисленный атом серы, а в вершинах — атомы кислорода.

Молекулы оксида серы VI склонны к полимеризации, т. При хранении, особенно в присутствии влаги, он полимеризуется и превращается в твердое прозрачное вещество полимер , напоминающее лед и состоящее из длинных щелковистых кристаллов. Оксид серы VI малорастворим в воде, но хорощо растворяется в серной кислоте.

Растворяясь, он реагирует с водой, образуя серную кислоту. При этом триоксид восстанавливается до диоксида серы. Она имеет огромное значение для промышленного получения серной кислоты.

При изучении химии вы познакомились с реакциями, идущими до конца, на примере реакций ионного обмена электролитов узнали, в каких случаях это происходит, т. Структуру моле-к лы серной кислоты изображает ее модель, приведенная на рисунке Безводная серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, растворяющаяся в воде в любых соотношениях.

Она гигроскопична, нелетуча, без запаха, не проводит электрический ток. Серная кислота очень хорошо растворима в воде: При растворении серной кислоты в воде образуются гидраты и выделяется большое количество теплоты.

Кислоту осторожно тонкой струйкой вливают в воду, а не наоборот. Не вливать воду в кислоту, иначе произойдет сильное разбрызгивание разогретого и опасного раствора серной кислоты рис.

Правило разбавления серной кислоты: Поэтому, когда мы вливаем в воду тонкой струйкой или по каплям кислоту, она равномерно опускается на дно сосуда, смешивается и взаимодействует с Н2О, образуя гидраты серной кислоты. Происходит равномерное разогревание смеси, так как эта реакция экзотермическая. Если, наоборот, вливать воду в кислоту, вода не будет опускаться вниз, а будет проникать лишь на небольшую глубину.

Разогревание раствора вследствие идущей там реакции гидратации сосредоточится на поверхности. Раствор здесь может нагреться до кипения. Образующийся пар будет разбрызгивать кислоту учитывая, что кислота имеет в 3 раза меньшую теплоемкость, чем вода. Серная кислота — химически активное вещество. Однако следует иметь в виду, что свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты весьма различны.

Охарактеризуйте серную кислоту как электролит. В растворе серная кислота, будучи сильным электролитом, изменяет окраску индикаторов: Почему степень диссоциации по первой ступени намного выше, чем по второй? Как двухосновная кислота серная кислота образует соли двух видов: Р В Большинство сульфатов растворимо в воде см. Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду и являются кристаллогидратами.

Их часто называют купоросами. Они проявляются в реакциях ионного обмена и окислительно-восстановительных. Окислительно-восстановительные реакции характерны для взаимодействия растворов серной кислоты с металлами.

Металлы, стоящие в ряду активности в ряду напряжения до водорода за исключением свинца , окисляются ионом водорода кислоты, а сам он восстанавливается до молекулярного водорода. Реакции обмена происходят при взаимодействии серной кислоты с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями.

Запищите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения таких реакций. Качественная реакция на серную кислоту и ее соли, с помощью которой можно распознать их среди других веществ, — реакция с растворимыми солями бария: Качественная реакция на сульфат-ион. Налейте в одну пробирку 1 мл раствора разбавленной серной кислоты, а в другую 1 мл раствора сульфата натрия. Прилейте в обе пробирки такой же объем раствора хлорида бария.