Задания по ЕГЭ № 7
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс)

Слайд 1

Задание 7 В результате выполнения задания 7 ЕГЭ по химии проверяются следующие требования/умения: Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов. Характерные химические свойства кислот. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных ; комплексных (на примере гидроксосоединений алюминия и цинка). Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты. Реакции ионного обмена

Слайд 2

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH. Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН) n , где Ме – металл; n – индекс.

Слайд 3

Номенклатура оснований Название основания = « Гидрооксид » + название Me + валентность (в скобках) NaOH , Ca (OH) 2 , Fe(OH) 2

Слайд 4

Классификация оснований

Слайд 5

Химические свойства щелочей (Щ) 1.Водные растворы Щ изменяют окраску индикаторов, тем самым можно определить реакцию среды.

Слайд 6

2.Реакция нейтрализации NaOH + HCl → NaCl + H 2 O реакция характерна и для щелочей, и для нерастворимых оснований . 3.Для Щ характерны реакции с солями , в результате образуется другая соль и основание. 2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Слайд 7

4. Могут вступать в реакции с кислотными оксидами, при этом образуется нерастворимая соль и вода . Ca (OH) 2 + CO 2 = CuCO 3 ↓ + H 2 O 5. В отличии от нерастворимых оснований, Щ не разлагаются при нагревании.

Слайд 8

Химические свойства нерастворимых оснований 1.Так же как и щелочи, могут изменять окраску индикаторов. 2.Характерна реакция нейтрализации. Fe (OH) 2 + H 2 SO 4 → FeSO 4 + 2H 2 O 3. При нагревании разлагаются с образованием основного оксида и воды Cu (ОН) 2 →С u О + H 2 O

Слайд 9

Химические свойства амфотерных гидроксидов ZnO — Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2 Al2O3 — Al(OH)2 ↔ H3AlO3 GeO2 — Ge(OH)4 ↔ H4GeO4 В нейтральной среде не растворяются и не диссоциируют на ионы. Способны разлагаться в кислотах и щелочах.

Слайд 10

2.При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода. Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O Zn (OH) 2 + 2NaOH =Na 2 [ Zn (OH) 4 ] Способны взаимодействовать с основными оксидами 2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O 5. Так же как и щелочи взаимодействуют с солями. 2Al(OH) 3 + Na 2 CO 3 = 2NaAlO 2 + CO 2 + 3H 2 O

Слайд 12

Кальций Оксид и гидроксид кальция Соли кальция 1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: 2 Ca+O2=2CaO Ca+Cl2=CaCl2 Ca+S=CaS Ca+H2=CaH2 3. Вытесняет водород из воды: Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2↑ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): 2 Ca+ThO2=Th+2CaO Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: CaCl2=Ca+Cl2↑ 1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: CaO+H2O= Ca (OH)2 б) взаимодействует с кислотными оксидами: CaO+SiO2=CaSiO3 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: Ca (OH)2=Ca2++2OH– Ca (OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O; Ca (OH)2+Ca(HCO3)2=2CaCO3↓+2H2O$ Получение 1. Оксида — обжиг известняка: CaCO3=CaO+CO2↑ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: CaO+H2O= Ca (OH)2 1. Образует нерастворимый карбонат: Ca2++CO32−=CaCO3↓ и растворимый гидрокарбонат: CaCO3( кр )+ CO2+H2O= Ca (HCO3)2( р−р) 2. Образует нерастворимый фосфат: 3С a2++2PO43−=Ca3(PO4)2↓ и растворимый дигидрофосфат : Ca3(PO4)2( кр )+4 H3PO4=3Ca(H2PO4)2( р−р) 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: Ca (HCO3)2=CaCO3↓+CO2↑+H2O 4. Обожженный природный гипс: CaSO4·2H2O=CaSO4·0,5H2O+1,5H2O затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: CaSO4·0,5H2O+1,5H2O=CaSO4·2H2

Слайд 13

Алюминий Соединения алюминия Оксид алюминия Гидроксид алюминия 1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: 4Al+3O2=2Al2O3 3. Вытесняет водород из воды: 2Al+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2↑ 4. Взаимодействует с кислотами: 2Al0+6H+=2Al3++3H20↑ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: 2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): 8Al+3Fe3O4=9Fe+4Al2O3+Q Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): 2Al2O3=4Al+3O2↑–3352кДж 1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: Al2O3+6H+=2Al3++3H2O б) со щелочами: Al2O3+2OH–=2AlO2−+H2O Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: 4 Al+3O2=2Al2O3 б) в реакции алюминотермии: 2 Al+Fe2O3=Al2O3+2Fe; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: 2 Al(OH)3=Al2O3+3H2O 1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O б) со щелочами: Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O Al(OH)3+OH–=AlO2−+2H2O 3. Разлагается при нагревании: 2 Al(OH)3=Al2O3+3H2O Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): Al3++3OH–=Al(OH)3↓ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): AlO2−+H++H2O=Al(OH)3↓ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются : Al3++H2O⇄AlOH2++H+ AlOH2++H2O⇄Al(OH)2++H+ Al(OH)2++H2O⇄Al(OH)3+H+

Слайд 14

Химические свойства меди Медь ( Cu ) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: (...3d104s1). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с 4s-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления +1(Cu 2 O) и +2( CuO ). Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник . Температура плавления 1083°С. Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями: Cu+2H2SO4( конц .)=CuSO4+SO2↑+2H 2 O; Cu+4HNO3( конц .)= Cu (NO3)2+2NO2↑+2H2O. Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид CuO черного цвета и воду: Cu 2+ + 2OH – = Cu (OH)2↓ Cu (OH)2→tCuO+H2O

Слайд 15

Химические свойства цинка При нагревании 1. Zn+Cl2→ZnCl2 2. 2Zn+O2→2ZnO 3. Zn+S→ZnS 4. Zn+2 Н + = Zn 2+ +H 2 ↑ 5. ZnSO4+2NaOH=Zn(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 6. Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкатнатрия

Слайд 16

Химические свойства хрома 1. Cr+2H + =Cr 2+ +H 2 ↑ 2. 4Cr(OH)2+O2+2H2O=4Cr(OH)3 3. Ему соответствует амфотерный оксид Cr2O3. Оксид и гидроксид хрома (в высшей степени окисления) проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты (H2CrO4) в кислой среде превращаются в дихроматы — соли дихромовой кислоты (H2Cr2O7). Окисление сопровождается изменением окраски, т.к. соли хроматы желтого цвета, а дихроматы — оранжевого.

Слайд 17

Химические свойства железа Железо Оксиды железа (II) и (III) Гидроксиды железа (II) и (III) 1. Серебристо-белый металл. 2. Взаимодействует с простыми веществами: а) горит в кислороде: 3Fe+2O 2 = Fe 3 O 4 б) реагирует с хлором: 2Fe+3Cl2=2FeCl3 в) взаимодействует с серой: Fe+S = FeS 3. Реагирует с растворами кислот: Fe+2H+=Fe2++H2↑ 4. Вытесняет водород из воды при сильном нагревании: Fe+H2O=FeO+H2↑ 5. Окисляется в присутствии воды и кислорода воздуха (с образованием ржавчины): 4Fe+6H2O+3O2=4Fe(OH)3 6. Замещает менее активный металл в растворе его соли: Fe+Cu 2+ =Fe 2 + + Cu Проявляют основные свойства, взаимодействуя с кислотами: FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O 2. Оксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, взаимодействуя при нагревании с основными оксидами с образованием ферритов: MnO+Fe2O3= Mn (FeO2)2 Получение Восстановление оксидов железа оксидом углерода (II), водородом или алюминием: Fe3O4+4CO=3Fe+4CO2 FeO+H2=Fe+H2O Fe2O3+2Al=2Fe+Al2O3 1. Проявляют свойства нерастворимых в воде оснований: а) взаимодействуют с кислотами: Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O б) разлагаются при нагревании: Fe(OH)2=FeO+H2O 2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O 2. Гидроксид железа ( III) проявляет слабые амфотерные свойства, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)3+NaOH=NaFeO2+2H2O 3. Гидроксид железа ( II) на воздухе окисляется в гидроксид железа ( III): 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 4. Соли железа ( II) и ( III) гидролизуются : Fe2++H2O⇄FeOH++H+; Fe3++H2O⇄FeOH2++H+

Слайд 18

К ислоты Признаки классификации Группы кислот Примеры Наличие кислорода в кислотном остатке а) кислородные б) бескислородные H3PO4,HNO3 H2S,HCl,HBr Основность а) одноосновные б) двухосновные в) трехосновные HCl,HNO3 H2S,H2SO4 H3PO4 Растворимость в воде а) растворимые б) нерастворимые H2SO4,H2S,HNO3 H2SiO3 Летучесть а) летучие б) нелетучие H2S,HCl,HNO3 H2SO4,H2SiO3,H3PO4 Степень электролитической диссоциации а) сильные б) слабые H2SO4,HCl,HNO3 H2S,H2SO3,H2CO3 Стабильность а) стабильные б) нестабильные H2SO4,H3PO4,HCl H2SO3,H2CO3,H2SiO3

Слайд 20

Простые вещества Кислоты Mg Al Zn Fe Cr Cu P S HNO3 разбавленная Mg(NO3)2 NH4NO3 N2 Al(NO3)3 NH4NO3 N2 Zn(NO3)2 NH4NO3 N2 Fe(NO3)3 NH4NO3 N2 Cr(NO3)3 NO Cu(NO3)2 NO H3PO4 NO H2SO4 NO HNO3 концентрированная Mg(NO3)2 N2O пассивирует Zn(NO3)2 N2O пассивирует пассивирует Cu(NO3)2 N2O H3PO4 N2O H2SO4 N2O H2SO4 разбавленная MgSO4 H2 Al2(SO4)3 H2 ZnSO4 H2 FeSO4 H2 CrSO4 H2 — — — H2SO4 концентрированная горячая MgSO4 H2S Al2(SO4)3 H2S ZnSO4 H2S S Fe2(SO4)3 SO2 S Fe2(SO4)3 SO2 CuSO4 SO2 H3PO4 SO2 SO2 H2O

Слайд 21

Номенклатура солей Название кислоты Формула Название солей Формула (пример) Азотистая HNO2 Нитриты KNO2 Азотная HNO3 Нитраты Al(NO3)3 Хлороводородная (соляная) HCl Хлориды FeCl3 Сернистая H2SO3 Сульфиты K2SO3 Серная H2SO4 Сульфаты Na2SO4 Сероводородная H2S Сульфиды FeS Фосфорная H3PO4 Фосфаты Ca3(PO4)2 Угольная H2CO3 Карбонаты CaCO3 Кремниевая H2SiO3 Силикаты Na2SiO3

Слайд 25

Задание 7.1 В одну из пробирок с осадком гидроксида алюминия добавили сильную кислоту X, а в другую – раствор вещества Y. В результате в каждой из пробирок наблюдали растворение осадка. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции. 1) бромоводородная кислота 2) гидросульфид натрия 3) сероводородная кислота 4) гидроксид калия 5) гидрат аммиака 14

Слайд 26

Задание 7.2 В пробирку с раствором вещества X добавили несколько капель бесцветного раствора вещества Y. В результате реакции наблюдали выделение чёрного осадка. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанную реакцию. 1) гидроксид калия 2) сульфид натрия 3) хлороводородная кислота 4) нитрат цинка 5) хлорид меди ( II) 52

Слайд 27

Задание 7.3 В пробирку с раствором соли X добавили по каплям раствор вещества Y. При этом сначала наблюдали образование осадка, а затем – его растворение. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанную реакцию. 1) хлорид бария 2) гидроксид натрия 3) хлорид цинка 4) хлорид аммония 5) серная кислота 32

Слайд 28

Задание 7.4 В пробирку с раствором соли X добавили несколько капель раствора вещества Y. В результате реакции наблюдали образование белого осадка. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанную реакцию. 1) хлороводородная кислота 2) фторид натрия 3) уксусная кислота 4) нитрат серебра 5) нитрат калия 41

Слайд 29

Задание 7.5 В одну пробирку с раствором сульфата меди (II) добавили вещество X и в результате реакции наблюдали образование меди. В другую пробирку с раствором сульфата меди (II) добавили раствор вещества Y. В результате реакции образовался осадок голубого цвета. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции. 1) серебро 2) хлороводородная кислота 3) железо 4) гидроксид натрия 5) бромид калия 34

Слайд 30

Задание 7.6 В пробирку с раствором соли X добавили несколько капель раствора вещества Y. В результате реакции наблюдали выделение бесцветного газа. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанную реакцию. 1) карбонат железа (II) 2) карбонат калия 3) сульфат натрия 4) гидроксид калия 5) хлороводородная кислота 25

Слайд 31

Задание 7.7 Даны две пробирки с соляной кислотой. В первую пробирку добавили нерастворимое в воде вещество Х. В результате добавленное вещество полностью растворилось, выделения газа при этом не наблюдалось. Во вторую пробирку добавили раствор соли Y и наблюдали выделение газа. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые участвовали в описанных реакциях. 1) цинк 2) оксид магния 3) карбонат бария 4) гидрофосфат аммония 5) сульфит натрия 25

Слайд 32

Задание 7.8 Даны две пробирки с раствором бромида железа (III). В первую пробирку добавили раствор сильного электролита X, а во вторую - раствор слабого электролита Y. В результате в каждой из пробирок наблюдали образование осадка. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые участвовали в описанных реакциях. 1) азотная кислота 2) нитрат лития 3) аммиак (р-р) 4) фосфат калия 5) гидроксид меди (II) 43

Слайд 33

Задание 7.9 Даны две пробирки с раствором гидрокарбоната натрия. В первую пробирку добавили раствор вещества X, а во вторую - раствор вещества Y. В результате в первой пробирке образовался осадок, а во второй пробирке выделился газ. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые участвовали в описанных реакциях. 1) гидроксид железа (II) 2) бромоводород 3) аммиак 4) оксид углерода (IV) 5) гидроксид бария 52

Слайд 34

Задание 7.10 Даны две пробирки с раствором сульфата алюминия. В первую пробирку добавили раствор вещества X, в результате образовались нерастворимый гидроксид и растворимая соль. Во вторую пробирку добавили раствор вещества Y, в результате образовались две соли, одна из которых выпала в осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые участвовали в описанных реакциях. 1) гидроксид магния 2) гидроксид бария 3) гидроксид калия 4) фосфат натрия 5) ацетат аммония 43

Слайд 35

Задание 7.11 Даны две пробирки с раствором хлорида магния. В одну из них добавили раствор слабого электролита X, а в другую - раствор сильного электролита Y. В результате в каждой из пробирок наблюдали образование осадка. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции. 1) фтороводород 2) нитрат серебра 3) аммиак 4) бромоводород 5) бромид кальция 32

Слайд 36

F:\ ЕГЭ 20\ vopros_7_2018.pdf