Продолжение. Начало см. в № 11, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 23/2005;
1, 2, 3, 4, 6, 7, 8/2006

Ответы на упражнения
и контрольные вопросы
к теме 8

Урок 43

1. Элементы-неметаллы расположены в правой верхней части таблицы Д.И.Менделеева. Это элементы VIIа (наряду с галогенами сюда часто помещают также водород Н) и VIIIa подгрупп, VIа подгруппы (за исключением полония), а также элементы подгрупп Vа – N, P, As, IVа – С, Si, IIIа – В.

2.

3. Кислотные оксиды СО₂ и SO₂ встречаются в воздухе, особенно вблизи промышленных объектов и в крупных городах.

Кислоты HNO₃ и H₂SO₄ проливаются на землю с кислотными дождями, попадают в реки со сточными водами предприятий.

Основания NaOH и Са(ОН)₂ наряду с атомами металлов содержат атомы неметаллов О и Н. В природе эти основания (главным образом Са(ОН)₂) встречаются редко в составе щелочных почв.

4. Неметаллы углерод (алмаз) и кремний образуют атомные кристаллические решетки, в узлах которых находятся атомы неметаллов. Неметаллы Н, О, N, Cl, P, S и другие образуют молекулярные кристаллические решетки, в узлах которых находятся молекулы Н₂, О₂, N₂, Cl₂, P₄, S₈. Благородные газы – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn – находятся в виде отдельных атомов.

Кристаллические решетки: а – атомная (алмаза); б – молекулярная (йода)

5. В свободном виде в природе встречаются простые вещества-неметаллы – С (уголь), N₂ и О₂ (азот и кислород воздуха), Ar, Kr и Xe (благородные газы, содержатся в малом количестве в воздухе), сера S (в вулканических породах). Применение: С – топливо, его сжигают на воздухе (реакция с кислородом); N₂, Ar, Kr и Xe – для создания инертной (бескислородной) атмосферы; N₂ – в производстве азотных удобрений; S – для получения серной кислоты.

6. Уголь образовался в результате разложения углеводов зеленых растений без участия кислорода воздуха:

7. Тяжелые газы – простые вещества – фтор F₂ (t_кип = –188 °С, = 1,69 г/л) и хлор Cl₂ (t_кип = –34 °С, = 3,2 г/л) используют в синтезе веществ с полезными свойствами (лекарства, полимеры, каучуки), кроме того, хлором отбеливают ткани, обеззараживают воду.

8. Жидкий неметалл – Br₂ (t_кип = 59 °C, t_пл = –7 °С); неметаллы-газы – Н₂, N₂, О₂, F₂, Cl₂ и благородные газы; твердые – В, С, Si, Р, As, S, Se, I₂.

9.

а) CBr₄ – тетрабромид углерода (тетрабромметан);

б) РСl₃ – трихлорид фосфора (хлорид фосфора(III));

в) SF₆ – гексафторид серы (фторид серы(VI)).

Урок 44

1. В таблице Д.И.Менделеева в периодах слева направо неметаллические свойства элементов усиливаются, а в главных подгруппах сверху вниз ослабевают.

2. Кислород – газ, в открытом сосуде он смешивается с воздухом вследствие диффузии. Сера (твердая) окисляется на воздухе, отравляя окружающую среду ядовитым сернистым газом SO₂. Жидкий бром улетучивается на воздухе, а твердый йод возгоняется на воздухе.

3.

4.

5. a) Mg₃N₂; б) K₃P; в) Al₂S₃; г) FeCl₃; д) Ca₂Si.

6. a) C + 2H₂SO₄ (конц.) = 2H₂O + CO₂ + 2SO₂;

б) 3C + 4HNO₃ (конц.) = 2H₂O + 3CO₂ + 4NO;

в) 9P + 15HNO₃ (конц.) = 5H₃PO₄ + 15NO + 2P₂O₅;

г) S + 2HNO₃ (разб.) = H₂SO₄ + 2NO.

7. 2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂, 2FeBr₃ + 3Cl₂ = 2FeCl₃ + 3Br₂,

NaH + Br₂ = NaBr + HBr, Ca₃N₂ + 3F₂ = 3CaF₂ + N₂,

Ca₃P₂ + 4O₂ = Ca₃(PO₄)₂.

8. a) 2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂;

б) 3NO₂ + H₂O 2HNO₃ + NO;

в) 4KClO₃ 3KClO₄ + KCl;

г) 3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O;

д) 3KClO = KClO₃ + 2KCl;

е) 6I₂ + 6Ba(OH)₂ = Ba(IO₃)₂ + 5BaI₂ + 6H₂O;

ж) 4ClO₂ + 2Ba(OH)₂ = Ba(ClO₂)₂ + Ba(ClO₃)₂ + 2H₂O;

з) 3Ca(ClO₂)₂ + 3CO₂ + 3H₂O = 3CaCO₃ + 4HClO₃ + 2HCl;

и) SO₂ + 2H₂S = 2H₂O + 3S;

к) 2H₂SO₄ (конц.) + S = 3SO₂ + 2Н₂О;

л) 2XeF₄ = XeF₆ + XeF₂;

м) 2KOH + Cl₂ = KCl + KClO + H₂O.

Все реакции, кроме и), к), – реакции диспропорционирования.

Урок 45

1. Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

2.

3. а) Нет; б) нет.

4. Оксиды азота: N₂O и NO – несолеобразующие, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅ – солеобразующие, всего шесть оксидов.

5.

6. Кислотные свойства высших оксидов неметаллов в периоде таблицы Д.И.Менделеева слева направо усиливаются, например в 3-м периоде: SiO₂ < P₂O₅ < SO₃ < Cl₂O₇. В группе сверху вниз кислотные свойства ослабевают, например для Vа подгруппы: N₂O₅ > P₂O₅ > As₂O₅.

7. Kислотные оксиды реагируют с водой и превращаются в кислоты, с основаниями дают соли и воду, а с основными оксидами – соли:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄, SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O,

P₂O₅ + 3CaO = Ca₃(PO₄)₂.

8. 4P + 5O₂ = 2P₂O₅, C + 2H₂SO₄ (конц.) = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O,

2SO₃ = 2SO₂ + O₂, 2Pb(NO₃)₂ 2PbO + 4NO₂ + O₂.

9. 272,7 кг.

Урок 46

1.

2.

3. SO₃, CO₂, N₂O₅, B₂O₃.

4. m(P₂O₅)/m(H₂O) = 142/54.

5. HNO₃ – одноосновная, H₂SO₄ – двухосновная, H₃PO₄ – трехосновная кислота. Атомы водорода многоосновных кислот замещаются на атомы металлов последовательно. У них бывают кислые и средние соли:

NaHSO₄, Na₂SO₄, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, Na₃PO₄.

6. a) H₂SO₃ и H₂CO₃; б) H₂SO₄ (t_кип = 270 °C) и CH₃COOH (t_кип = 118 °C); в) HNO_3; г) H₃PO₄.

7. a) H₃PO_4, H₂CO₃, CH₃COOH; б) H₂SO₄; в) HNO₃.

Уравнения реакций:

а) Mg + H₂CO₃ = MgCO₃ + H₂;

б) Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂,

Zn + 2H₂SO₄ (конц.) = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

в) 3Ag + 4HNO₃ (разб.) = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O,

Ag + 2HNO₃ (конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

8. 3H₂SO₄ + Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O,

H₂SO₄ (конц.) + NaCl (кр.) = NaHSO₄ + HCl,

H₂SO₃ + KOH = KHSO₃ + H₂O,

H₂CO₃ + Ba(OH)₂ = BaCO₃ + 2H₂O,

2HNO₃ + K₂CO₃ = 2KNO₃ + H₂O + CO₂,

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄ + 2HNO₃.

9. Медная проволока растворяется только в азотной кислоте. Серная кислота с раствором ВаСl₂ дает белый осадок ВаSО₄, не растворимый в избытке кислоты. Фосфорную кислоту нейтрализуют щелочью NаОН и прибавляют раствор соли алюминия Al₂₍SO₄)₃ или серебра AgNO₃, в результате образуется белый (АlРО₄) или желтый (Аg₃РО₄) осадок. Пары нагретой уксусной кислоты при поджигании воспламеняются и горят желтым пламенем.

10. К₂СО₃ + 2НNО₃ = 2КNО₃ + Н₂О + СО₂,

К₂СО₃ + СаСl₂ = СаСО₃ + 2КСl,

Nа₃РО₄ + 3АgNО₃ = Аg₃РО₄ + 3NaNO₃,

Na₂SО₄ + Ва(NO₃)₂ = ВаSО₄+ 2NaNO₃,

К_2SO₃ + 2HCl = 2KCl + H₂O + SO₂,

3Na₂SО₃ + 2KMnO₄ (р-р) + Н₂О = 3Na₂SО₄ + 2MnO₂ + 2KOH.
                        (розовый)                                                     (черный)

11. Ответы на кроссворд. По горизонтали: 1. Карбид. 2. Сулема. 3. Ляпис. 4. Поташ. 5. Бура.
6. Сода. 7. Гипс. По вертикали: 1. Купорос.

Урок 47

1. IV группа – ЭН₄, V группа – ЭН₃, VI группа – Н₂Э, VII группа – НЭ.

2. Н₂ + Сl₂ = 2НСl + 184 кДж, Н₂ + 1/2О₂ = Н₂О (г.) + 310 кДж,

3Н₂ + N_{2 =} 2NН₃ + 97 кДж.

3. H₂ + F₂ = 2HF + 543 кДж (наиболее экзотермическая реакция),

H₂ + Cl₂ = 2HCl + 184 кДж, H₂ + Br₂ = 2HBr + 101 кДж,

H₂ + I₂ = 2HI + 11 кДж (обратимая реакция).

4. Уменьшается.

5. Кислотность соединений Н_хЭ, например галогеноводородов ННаl, тем выше, чем меньше энергия связи Э–Н и чем больше радиус неметалла Э.

                 0,1 моль
6. 4НСl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O; 2,24 л Cl₂.

Лабораторный способ получения хлора

7. 2NaBr + 3H₂SO₄ (конц.) = Br₂ + SO₂ + 2NaHSO₄ + 2H₂O.

8. 3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ (конц.) = K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 3S + 7H₂O.

9. 3Cl₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄Cl, 3Br₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄Br.

10. PH₃ + 2O₂ = HPO₃ + H₂O.

11. Аммиак – NH₃, ацетилен – С₂Н₂, бромоводород – HBr, вода – H₂O, гексан – С₆Н₁₄, дисилан – Si₂H_6, йодоводород – HI, кварц – SiO₂, «лисий хвост» – NO₂, метан – CH₄, нонан – С₉Н₂₀, октан – С₈Н₁₈, пентан – С₅Н₁₂, сернистый газ – SO₂, cерный ангидрид – SO₃, сероводород – H₂S, силан – SiH_4, толуол – CH₃C₆H₅, угарный газ – СО, углекислый газ – CO₂, фтороводород – HF, фосфин – РН₃, хлороводород – HCl, этан – C₂H₆, этилен – С₂Н₄.

Урок 48

1. Н₂ + Сl₂ = 2НСl, N₂ + 3H₂ = 2NH₃, H₂ + S = H₂S.

2. 4HCl + O₂ = 2Cl₂ + 2H₂O, 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O,

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O.

3. Хлор, фтор, бром.

4. 8NaI + 9H₂SO₄ = H₂S + 4I₂ + 8NaHSO₄ + 4H₂O.

5. Увеличивается.

6. a.

7. SO₂ + I₂ + 2H₂O = 2HI + H₂SO₄.

8. 2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O *.

9. Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O,

3Cl₂ + 6NaOH 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O.

10. б.

11. a.

12. 2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 8H₂O.

* Эта реакция протекает при комнатной температуре только в водном растворе. А в газовой фазе – на слое боксита Al₂O₃ при 270–300 °С.