ВТОРНИК, 07.06.22 г. 305, 405

 ГРУППА 305 ХИМИЯ  56, 57

ТЕМА: ДИФФЕРЕНЦИРОВАННЫЙ ЗАЧЕТ

ДИФФЕРЕНЦИРОВАННЫЙ ЗАЧЕТ   ПО ХИМИИ

Вариант 1

1. Одноосновная бескислородная кислота

А) H₂S    Б) H₂CO₃    В)  HF      Г) HNO₃

2. Сумма коэффициентов в полном ионном уравнении  BaCl₂ + H₂SO₄=

А) 11     Б)   10     В)  7     Г)  9

3. Коэффициенты перед  AlCL₃   и  NH₄Cl    в уравнении реакции                                                         NH₄NO₃ + AlCL₃ = Al(NO₃)₃  + NH₄Cl    соответственно равны…

А) 1 и 2      Б)  1 и 3    В)     3 и 1     Г) 2 и 1

4. Элементы только побочных подгрупп находятся в ряду

А) Sc, Mo, W         Б) Ta, Ca, Mn           В) As, Br, Cr          Г) Sb, Co, Ge

5. Металлические свойства убывают в ряду

А) Ge, Sn, Pb     Б) Sr,  Y,  Mo      В) Tc,  Nb,  Sr        Г)  K, Rb, Cs

6. Самый активный неметалл

А) At      Б) F        В)  B         Г)  Si

7. Максимальная валентность атома  Se  равна

А) 2              Б)  4              В)  8                    Г)   6

8. Относительная молекулярная масса K₂S

А)  71     Б)  110 ат. ед. м.    В)  110     Г)  71 ат. ед. м.

9. Электронное строение атома калия соответствует выражению

А) 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶4S¹           Б) 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶3d¹

В) 1S²2S²2P⁶3S²3P⁷                         Г) 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶4S²

10. Количество элементов в 5 периоде

А)  18        Б)  32        В)  8             Г) 24

11. Максимальное число электронов на р-орбиталях:

 

А) 2;            Б) 6;            В) 10;             Г) 14.

 

12. Число нейтронов в атоме цинка равно:

 

А) 65;             Б) 22;            В) 30;              Г) 35.

 

13. В периоде слева направо уменьшается

А) число уровней       Б) число валентных электронов 
В) радиус атома         Г) активность неметаллов

 

14. Степень окисления атома углерода в соединении Ca(ClO₂)₂   равна

 

А ) -4                 Б) -3               В) +4               Г) +3

 

15.  Сумма коэффициентов в полном ионном уравнении реакции взаимодействия хлорида кальция и нитрата серебра
А) 10             Б) 8            В) 14            Г) 12

16. Сокращённое ионное уравнение: Fe²⁺ + 2OH^- = Fe (OH)₂ соответствует взаимодействию

А) FeCO₃ + 2NaOH           В) Fe(NO₃)₂ + 2NaOH         С) FeSiO₃ + LiOH

D) FeCl₂ + Cu(OH)₂           Е) FeS+ 2KOH

 

17. Изомером бутина-1 является вещество:

 

A)     СН₂=СН - С₂Н₅

 

Б)       СН₃ – СН – СН₃

                         ׀

                      СН₃                    

В)    НС ≡С – С₂Н₅                      

Г)  Н₂С = СН – СН₂ – СН₃

 

18. При по­вы­ше­нии дав­ле­ния хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие сме­стит­ся в сто­ро­ну ис­ход­ных ве­ществ в системе…

А)2SO₂ + O₂ 2SO₃ +Q

Б)  CH₄ + H₂O  CO + 3H₂ - Q

В)  CO + 2H₂ CH₃OH + Q

Г) 4HCl + O₂ 2H₂O + Cl₂ + Q

 

19. «Бесцветная жидкость с резким запахом, легче воды, хорошо растворим в воде, гигроскопичен, обладает бактерицидными свойствами» - данные свойства  соответствуют:

А)  бензол       Б)  этиловый спирт      В)  сахароза     Г) бензол

20. Название вещества

а) 3 метал 5 пропил гептан                 б) 3 пропил 5 метил гептен3   

в) 3 пропил 5 метил гептан                г)  2, 5 диметил 3этил гептен 3

21. (Выбрать несколько вариантов ответа)С какими веществами  взаимодействует HNO₃

а) HCL      б) Mg     в)  P₂O₅      г)  Fe₂O₃

22. (Выбрать несколько вариантов ответа)Выбрать кислоты:

 

А) MgCl₂       Б) Al(OH)₃    В) H₃PO₄     Г) HF     Д) NaOH    Е) CO₂

 

23. (Выбрать несколько вариантов ответа)Прочитать текст.

Для изготовления активированного угля используют различные углеродсодержащие материалы органического происхождения: торф, каменноугольный кокс, древесный и коксовый угли. В результате получают вещество, обладающее высокими адсорбирующими и каталитическими свойствами. Именно большое количество пор обуславливает мощную впитывающую способность активированного угля, который используют для поглощения токсических веществ, газообразных соединений. Однако при этом уголь слабо поглощает такие соединения, как щелочи и кислоты. Использование активированного угля эффективно впервые 12 часов после отравления. При отравлении, в том числе тяжелом, активированный уголь нужно принимать еще до промывания желудка. Принимать уголь нужно в расчете 1 таблетка на 10 кг веса. Попадая в организм уголь, подобно губке, впитывает в себя вредные вещества и спустя некоторое время естественным путем выводится вместе с ними.

 

Выбрать истинные суждения, согласно тексту.(Ответов несколько)

А) Активированный уголь делают из древесного угля

Б)  Лучше всего уголь использовать после промывания желудка

В) Активированный уголь эффективен при любых отравлениях

Г) Для подростка весом 60кг нужно выпить 3 таблетки угля

Д) Для подростка весом 60кг нужно выпить 6 таблеток угля

Е) Активированный уголь является адсорбентом

Ж) Эффективнее использовать порошок угля  чем таблетки

 

 

Часть В

1. Соотнести виды химической связи и формулу вещества

1) ковалентная полярная

2) ионная

А) NaCl      Б)  HCl      В)  Mg(OH)₂      Г)  Cl₂     Д) NO₂

Ответ оформите  в виде таблицы:

1	2

2.  Соотнести название продукта и тип дисперсной системы:

1) суспензия

2) порошок

3) гель

А) мука     Б) компот     В) цукаты     Г) холодец

Ответ оформите  в виде таблицы:

1	2	3

3.Соотнести формулы веществ и класс углеводородов. Ответ представить в виде таблицы.

 

Формулы                                           Класс углеводородов

А) С₄Н₁₀                                                        1) Алканы

Б) С₆Н₁₂                                                        2) Алкены

В) С₂Н₆                                                          3) Алкины

Г) С₄Н₈

Д) С₈Н₁₆

Е) С₅Н₈

 

Часть С

21. В 15%-ном рас­тво­р   кис­ло­ты мас­сой 300 г добавили 30г. Рас­счи­тай­те мас­со­вую долю сер­ной кис­ло­ты в по­лу­чен­ном рас­тво­ре.

30.Записать два изомера и два гомолога для 2- метил пентана

31.Осуществить схему превращений:

CH3 ─  CH3  →  CH2 ═CH2 → CH ≡CH

ГРУППА 405 ХИМИЯ  56, 57

ТЕМА:  Взаимодействие железа с кислотами. Получение гидроксида железа(II)  и взаимодействие его с кислотами. Получение гидроксида железа(III)  и взаимодействие его с кислотами. Получение гидроксида хрома (III) и исследование его свойств.

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ЖЕЛЕЗА С КИСЛОТАМИ ОЗНАКОМЬТЕСЬ С ТЕКСТОМ ЗДЕСЬ

Получение гидроксида железа (II) и взаимодействие его с кислотами

Получим гидроксид  железа (II) Fe(OH)₂. Для этого воспользуемся реакцией растворимой соли  железа (II) со щелочью: соединим сульфат  железа (II) и гидроксид калия.

FeSO₄ + 2KOH = Fe(OH)₂↓ + K₂SO₄

Образуется серо-зеленый осадок гидроксида железа (II). Вспомним, что гидроксид  железа (III) – бурый. По цвету получаемого осадка гидроксида различают соли железа (II) и  железа (III). Как подействует кислота на серо-зеленый осадок гидроксида? Добавляем раствор соляной кислоты.

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O

Осадок гидроксида растворяется. Образуется раствор хлорида железа (II).

Оборудование: колба, пипетка.

Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

 

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

 

Посмотреть опыт

 

Получение гидроксида железа (III) и взаимодействие его с кислотами

Получим гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ взаимодействием растворов хлорида железа (III) FeCl₃ и гидроксида калия KOH. Это обычный способ получения нерастворимых оснований – реакция обмена растворимой соли и щелочи.

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃ ↓+ 3KCl

Выпадает бурый осадок. Это гидроксид  железа (III). Как гидроксид реагирует с кислотами? Добавим раствор соляной кислоты.

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Осадок гидроксида железа растворяется, образуется желтый раствор хлорида  железа (III). Реакции обмена с кислотами могут превращать нерастворимые основания в растворимые соли.

Оборудование: колба, пипетка.

Техника безопасности.

Соблюдать правила обращения с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

 

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

 

Посмотреть опыт

ПОЛУЧАЕМ гидроксид хрома (III) взаимодействием хлорида хрома (III) и по каплям приливаемого гидроксида натрия.ОБРАЩАЕМ внимание на получаемый осадок, затем приливаем  избыток щелочи: осадок растворился. Уравнение реакции получения гидроксида хрома (III):

CrCl3 + 3NaOH → Cr(ОН)3 ↓+ 3NaCl;

Таким образом,  гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.

Сr(ОН)3 ↓+ 3NaOH → Na3[Cr(ОН)6] (раствор) 

ТЕМА: Электрохимический ряд напряжений металлов. Металлотермия.

В таблице Д. И. Менделеева Металлы располагаются ниже диагонали бор-астат.

Рис. 2 Положение металлов в периодической системе Д.И.Менделеева.

Объединены эти элементы в группу металлов по нескольким сходным признакам: относительно большие радиусы атомов, во внешнем слое малое количество электронов (1-3). Например, для атомов калия и железа:

При сближении атомов, валентные орбитали соседних атомом перекрываются, образуется металлическая связь.

Рис.3 Металлическая связь

Вещества с металлической связью реализуют металлические кристаллические решетки, в которых узлы представлены атомами или катионами, а обобществлённые электроны электростатически притягиваются катионами, обеспечивая стабильность и прочность. Такое строение объясняет физические и химические свойства металлов.

Кроме сходного строения атомов у металлов можно выделить группу общих физических свойств: электро- и теплопроводность, пластичность, ковкость, металлический блеск. Эти свойства позволяют человеку широко применять металлы в жизни.

Атомы металлов имеют небольшие значения электроотрицательности:

Все металлы имеют исключительно восстановительные свойства, т.е. способны только отдавать электроны.

Силу восстановительных свойств можно отобразить в электрохимическом ряду напряжения металлов. Используя эти данные, можно записать уравнения взаимодействия металлов с водой. 

Например:

Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2↑

3Fe+ 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Электрохимический ряд напряжения металлов можно использовать для прогнозирования взаимодействия и получения металлов: Металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей те металлы, которые стоят правее него, а также вытеснять водород из разбавленных кислот.

 Например:

CuSO4 + Fe –> FeSO4 + Cu

NiSO4 + Zn –> Ni + ZnSO4

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Основные способы получения металлов: пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия.

Пирометаллургия — восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов — алюминия, магния.

Например, медь восстанавливают из куприта Cu2O прокаливанием с углем (коксом):

SnО2+ 2С = Sn + 2СО↑; Cu2O + С = 2Cu+ СО ↑.

Алюминотермия и магниетермия способы получения металлов, основанные на восстановлении металлов из их соединений (оксидов, галогенидов и др.) более активными металлами (Al и Mg). Например:

tо

2Al + 3BaO → 3Ba + Al2O3

TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2

Металлотермические опыты получения металлов впервые осуществил русский ученый Н. Н. Бекетов в XIX в.

Восстановительные свойства металлов проявляются при взаимодействии с неметаллами. Например:

H2O

2Al + 3I2 → 2AlI3 (инициатором реакции является вода)

to

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (реакция горения)

2Na + S → Na2S (реакция идет самопроизвольно при смешивании серы и натрия)

Основными восстановителями для получения металлов являются С, СО, Н2.

Например:

Кроме восстановителей для получения металлов ещё используют электрохимический способ – электролиз.

Электролиз получил широкое распространение в металлургии цветных металлов и в ряде химических производств. Такие металлы, как алюминий, цинк, магний, получают главным образом путём электролиза.

Сущность электролиза заключается в выделении из электролита частиц вещества при протекании через электролитическую ванну постоянного тока и осаждении их на погруженных в ванну электродах. Цель процесса - получение возможно более чистых незагрязнённых примесями металлов.

Рис. 6. Процессы, протекающие при электролизе.

Схема электролизной ванны: 1 - ванна, 2 - электролит, 3 - анод, 4 - катод, 5 - источник питания

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

Задания необходимо решать с использование ряда напряжения металлов:

Задание 1: Составьте уравнение реакций взаимодействия металлов с кислотами, расставьте коэффициенты и найдите их сумму.

Al + Н2SО4 →

Fe + Н2SО4 →

Алюминий и железо стоят левее водорода в ряду напряжения металлов, поэтому могут вытеснить водород из разбавленных кислот. При прохождении реакции наблюдаем выделение водорода в виде мелких пузырьков.

Коэффициенты расставляем, уравнивая количество атомов одного элемента до и после стрелки.

Сумма коэффициентов в уравнении с алюминием : 9 (2+3+1+3).

В уравнении с железом: 4 (1+1+1+1).

Задание 2: Составьте уравнение реакций взаимодействия металлов с солями, расставьте коэффициенты и найдите их сумму.

PbSO4 + Fe →

Zn+CuCl2 →

Свинец стоит в ряду напряжения металлов правее железа, поэтому будет вытеснен из соли более активным металлом (Fe):

PbSO4 + Fe = FeSO4 + Pb,

Аналогичные рассуждения можно применить в следующей реакции:

Zn+CuCl2 = ZnCl2 + Cu (цинк более активный, чем медь).

Так медь, которая в ряду активностей металлов стоит после водорода, не будет реагировать с хлоридом цинка, поэтому реакция замещения не будет проходить.

ZnCl2 + Cu →

Коэффициенты расставляем, уравнивая количество атомов одного элемента до и после стрелки.

Сумма коэффициентов в уравнении с цинком: 4 (1+1+1+1).

В уравнении с железом: 4 (1+1+1+1).

СУББОТА, 04.06.22 г.

ГРУППА 408 БИОЛОГИЯ 54

ТЕМА: Видообразование – результат эволюции.

Вспомните!

Что такое вид?

Какие виды древних растений и животных вам известны?

Какую роль играет изоляция в процессе эволюции?

Видообразование – это процесс возникновения новых видов. В настоящее время на земном шаре обитает несколько миллионов разнообразных видов, а за всё время существования Земли, как считают учёные, их было в 50–100 раз больше. Как же возникало всё это гигантское многообразие?

Способы видообразования. Большой вклад в решение проблем видообразования внёс известный американский зоолог и эволюционист Эрнст Майр. Он выделил три основных способа видообразования (рис. 34).

Первый способ – преобразование одного вида в другой (А в В). При этом общее число видов не изменяется, потому что постепенно на смену одному виду приходит другой, новый вид.

Второй способ основан на гибридизации двух видов, в результате чего образуется третий, новый вид (межвидовое образование). Как правило, при этом исходные виды не исчезают, поэтому общее число видов увеличивается (+1). Примером такого видообразования может служить возникновение культурной сливы (2n = 48) в результате гибридизации тёрна (2n = 32) и алычи (2n = 16).

Рис. 34. Три основных способа видообразования

Третий способ, который Майр назвал истинным видообразованием, связан с расхождением (дивергенцией) признаков. Этот способ был подробно изучен и описан Ч. Дарвином. Если исходный и вновь образующийся виды остаются жизнеспособными, число видов увеличивается. Именно таким способом образовалось большинство видов.

Пути видообразования. Если особи, принадлежащие к разным популяциям внутри одного вида, скрещиваются и образуют плодовитое потомство, вид является единым целым. Поток генов между внутривидовыми популяциями формирует единый видовой генофонд. Для образования нового вида необходимо, чтобы между популяциями возникла изоляция. В результате обмен генами между изолированными популяциями прекращается, накапливаются межпопуляционные различия, что в дальнейшем может привести к превращению таких популяций в самостоятельные генетические системы, сначала виды, а затем и более крупные таксоны (рис. 35).

В зависимости от изолирующего механизма, можно выделить два основных пути видообразования: географическое и экологическое.

Рис. 35. Возникновение изоляции между популяциями может привести к образованию новых видов

Географическое видообразование[2]. При пространственной изоляции популяций происходит географическое видообразование. Если некая популяция мигрировала за пределы ареала исходного вида, утратила связь с остальными видовыми популяциями и попала в иные условия, накопление адаптаций к этим новым условиям обитания может привести к формированию нового вида.

Также географическое видообразование может происходить при разделении исходного целостного ареала родительского вида на несколько изолированных самостоятельных ареалов. Такая изоляция возникает в результате глобальных геологических процессов: дрейфа континентов, горообразования, образования водных преград и т. д. Классическим примером такого видообразования являются вьюрки, которых Дарвин изучал на различных Галапагосских островах.

Примером видообразования путём фрагментации (от лат. fragmentum – обломок, кусок) ареала материнского вида служит возникновение разных видов ландыша. Несколько миллионов лет назад исходный предковый вид ландыша был широко распространён в лесах Евразии, однако в связи с оледенением его ареал распался на несколько независимых территорий. Ландыш сохранился лишь на территориях, которые ледник не затронул: на юге Дальнего Востока, в Закавказье и на юге Европы. В дальнейшем эти три изолированные популяции развивались самостоятельно, что привело к образованию нескольких новых видов, отличающихся размером и окраской листьев и венчиков.

Рис. 36. Видообразование путём фрагментации ареала материнского вида. Образование разных видов ландыша

Видообразование протекает очень медленно, в течение сотен тысяч и миллионов лет в результате смены сотен тысяч поколений. Если мы проследим процесс последовательного отделения фрагментов суши от единого древнего континента, то сможем выявить чёткую корреляцию. Острова и континенты, имеющие более длительную историю самостоятельного существования, гораздо сильнее отличаются по флоре и фауне.

Экологическое видообразование. В пределах ареала исходного вида осуществляется экологическое видообразование. Оно может происходить несколькими способами. Один из них – быстрое возникновение новых видов путём кратного увеличения числа хромосом (полиплоидизация). Например, у исходного вида табака 12 хромосом, но известны формы с 24, 48, 72 хромосомами.

Другой способ основан на экологической изоляции видов. В этом случае изолирующими барьерами служат различия в условиях обитания, в результате чего образуются экологические подвиды, предпочитающие те или иные экологические ниши. В дальнейшем такие подвиды могут дать начало новым самостоятельным видам (§ 5, разные виды дубов, растущие на разных почвах).

Подобный способ видообразования встречается и у животных. Например, у яблонной пестрокрылки существуют две экологические группы, которые предпочитают кормиться и размножаться на двух разных видах растений – боярышнике и яблоне. Как выяснилось, распознавание и предпочтение хозяина контролируется одним геном. Следовательно, мутация, возникшая в этом гене, может положить начало формированию экологических рас, затем подвидов и в дальнейшем видов. Доказательством того, что видообразование завершено, является возникновение репродуктивной изоляции (невозможности скрещивания) даже при исчезновении изолирующих барьеров.

Образовавшийся новый вид в дальнейшем вступает в сложные межвидовые взаимоотношения, которые и определяют его последующую судьбу: процветание, гибель или распад на новые виды.

Вопросы для повторения и задания

1. Сравните три основных способа видообразования.

2. Охарактеризуйте механизмы основных путей видообразования.

3. Какую роль играет изоляция в процессе видообразования?

4. Приведите примеры географического и экологического видообразования.

5. Каково значение пространственной изоляции для образования новых видов?

ГРУППА 406 ХИМИЯ 52,53,54,55 ТЕМА:Обратимость химических реакций. Обратимые и необратимые реакции.  Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды.Химическое равновесие и способы его смещения.  Обратимость химических реакций. Обратимые и необратимые реакции.                  Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и способы его смещения ПОНЯТИЕ ПРЯМОЙ И ОБРАТНОЙ РЕАКЦИИ Рассмотрим некоторую абстрактную реакцию, которую запишем в виде: А+В→АВ, Прямая реакция. Но многие химические реакции могут идти в обратную сторону. АВ А+В; Обратная реакция. Для краткости такую реакцию записывают, используя две стрелки, одну – вперед, другую – назад. А+ВАВ При повышении температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Но оказывается, что в случае некоторых реакций продукт реакции при температуре, когда она идет с хорошей скоростью, уже начинает разлагаться. В частности, такая ситуация реализуется при взаимодействии водорода с йодом при получении йодоводорода. Н2 + I2       (1) Скорость химической реакции увеличивается с увеличением концентрации исходных веществ и соответственно уменьшается с уменьшением концентрации исходных веществ. Получается, что, по мере прохождения реакций, скорость прямой реакции будет уменьшаться, т. к. исходные вещества будут расходоваться. А скорость обратной реакции будет возрастать, потому что концентрация вещества АВ исходного для обратной реакции будет постепенно увеличиваться. До каких пор скорость прямой реакции будет уменьшаться, а обратной увеличиваться? Это будет до того момента, когда скорости прямой и обратной реакции станут равными. Наступит химическое равновесие. Рис. 1. Рис. 1 Химическое равновесие – это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны. КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ Равновесная концентрация веществ Равновесная концентрация веществ – это концентрации веществ в реакционной смеси, находящихся в состоянии химического равновесия. Равновесная концентрация обозначается химической формулой вещества, заключенной в квадратные скобки.                                              Например, следующая запись обозначает,  что равновесная концентрация водорода в равновесной системе составляет 1 моль/л. Рис. 2 Химическое равновесие  (Рис. 2) отличается от привычного для нас понятия «равновесие». Химическое равновесие – динамическое. В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. Константы скорости прямой и обратной реакции – это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов.  Если  , то в системе больше исходных веществ. Если  , то в системе больше продуктов реакции. ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ Если константа равновесия значительно больше 1, такую реакцию называют необратимой. Необратимыми называются химические реакции, которые происходят только в одном направлении до полного расходования одного из реагентов. Например, это реакция:                           4Р+5О2 =2Р2О5                (2) Обратимыми называются  химические реакции, которые осуществляются во взаимно противоположных направлениях при одних и тех же условиях. ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ Если изменить внешние условия, то состояние химического равновесия нарушится. Смещение равновесия в зависимости от изменения внешних условий в общем виде определяется · Принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведённого воздействия. Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Равновесие смещается вправо, если повысились равновесные концентрации продуктов прямой реакции. Если повышаются равновесные концентрации исходных веществ прямой реакции, то равновесие смещается влево. Какие факторы можно изменять, чтобы сместить равновесие? Это · Температура · Давление · Концентрации веществ · Добавление катализатора · Изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций Добавление катализатора и изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций не оказывают влияние на смещение химического равновесия. Остальные факторы рассматриваем более детально. Температура Реакция синтеза аммиака (Рис. 3) относится к экзотермическим реакциям. При прохождении прямой реакции теплота выделяется, а при прохождении обратной – поглощается. Если увеличить температуру, то, согласно правилу Ле Шателье, равновесие сместится в таком направлении, чтобы уменьшить это воздействие. В данном случае влево, так как теплота поглощается. Реакция синтеза аммиака проводится при температуре около 500 Если реакция эндотермическая, то повышение температуры приведет к смещению равновесия вправо. Изменение концентрации веществ При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесной реакции, равновесие реакции сместится в сторону его расходования, а соответственно, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ – в сторону реакции его образования. Например, при увеличении концентрации азота в реакции синтеза аммиака, равновесие сместится вправо, т. е. в сторону расходования азота. Если же в этой реакции удалять из реакционной смеси аммиак, то равновесие сместится в сторону его образования. Сделать это можно, например, при растворении аммиака в воде. Изменение давления Изменение давления может оказывать влияние только на реакции с участием газообразных веществ. Если в реакции синтеза аммиака увеличить давление, равновесие сместится в сторону уменьшения числа моль газа. Если слева число моль газа больше, чем справа, равновесие сместится в сторону образования аммиака. Если число моль газа одинаково и слева и справа, например, в реакции получения оксида азота (II), N2 +O2      (3) то изменение давления не будет оказывать влияние на положение химического равновесия в таких реакциях. Изучение химического равновесия имеет большое значение, как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. Окончательный выбор условий требует учета влияния их и на скорость процесса. Подведение итога урока На уроке была изучена тема «Химическое равновесие», рассмотрены условия смещения равновесия в случае обратимых реакций. ТЕМА: Металлы. Особенности строения атомов и кристаллов. Физические свойства металлов. Классификация металлов по различным признакам.Химические свойства металлов. Положение металлов в периодической системе В перечне простых веществ, составленном великим французским химиком Лавуазье в 1789 г. присутствует 17 металлов, в первом варианте периодической таблицы Д.И. Менделеева (1869) – их уже 47. Из 114 химических элементов 92 являются металлами. В традиционном варианте Периодической системе элементы-металлы расположены в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит прямая, проведенная от бора до астата в длинном варианте периодической таблицы. Металлы оказываются левее и ниже этой прямой, неметаллы – правее и выше, а элементы, находящиеся вблизи прямой имеют двойственную природу, иногда их называют металлоидами. В Периодической системе, утвержденной ИЮПАК, металлы расположены в 1-12 группах. ОСОБЕННОСТИ СТРОЕНИЯ МЕТАЛЛОВ Атомы металлов на внешнем уровне содержат не более четырех электронов, как правило, от одного до трех. Отдавая эти электроны, они приобретают устойчивую оболочку ближайшего инертного газа: ТЕМА: Химические свойства металлов.  ТЕМА: ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ. В настоящее время известно  химических элементов, из которых  являются металлами. В Периодической системе металлы находятся в начале периодов, а также в побочных подгруппах. Все элементы побочных подгрупп являются металлами. Условной границей, отделяющей металлы от неметаллов, служит диагональ бор — астат, левее и ниже которой все элементы относятся к металлам. Элементы, находящиеся вблизи диагонали, имеют двойственную природу. Некоторые металлы, такие как золото, серебро, ртуть, медь, олово, железо, свинец известны человечеству с глубокой древности. Алхимики связывали их с планетами и соответствующим образом обозначали: золото — Солнце, серебро — Луна, ртуть — Меркурий, медь — Венера, олово — Юпитер, свинец — Сатурн. Рис. 1. Обозначение химических элементов в алхимии У атомов наиболее типичных металлов, к которым относятся щелочные и щёлочноземельные, а также у переходных металлов на внешнем уровне содержится  электрона. Алюминий, галлий, бериллий, германий, олово, свинец и сурьма имеют на внешнем уровне  электронов. Металлы характеризуются низкими значениями электроотрицательности. Металлические свойства обусловлены способностью атомов отдавать электроны внешнего уровня. С ростом заряда ядра атома металлические свойства ослабевают слева направо по периоду и возрастают сверху вниз по подгруппе. Отдавая электроны внешнего уровня, атомы металлов образуют устойчивую оболочку ближайшего благородного газа и приобретают положительную степень окисления. Металлы химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Принципиальное отличие простых веществ металлов от простых веществ неметаллов заключается в том, что в химических реакциях металлы являются только восстановителями. Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий ( %), за ним следуют железо ( %), кальций (%), натрий ( %), калий ( %), магний ( %). Для простых веществ металлов характерна металлическая кристаллическая решётка. В узлах металлической решётки находятся катионы металла, между которыми перемещаются электроны, образуя так называемый «электронный газ». «Электронный газ» движется между узлами решётки, обеспечивая её устойчивость. Металлическая решётка характерна для металлов и их сплавов. Свободно перемещающиеся электроны обусловливают характерные свойства веществ с металлической решёткой. Рис. 2. Металлическая кристаллическая решётка Металлическая связь и строение кристаллических решеток металлов обусловливают все важнейшие характерные физические свойства металлов, а именно: электропроводность, теплопроводность, пластичность, металлический блеск. Электропроводность большинства металлов обусловлена присутствием в их кристаллических решётках подвижных электронов, которые направленно перемещаются под действием электрического поля. Наиболее электропроводными металлами являются серебро и медь, наименее — ртуть. Теплопроводность металлов также связана с высокой подвижностью свободных электронов: сталкиваясь с колеблющимися в узлах решетки ионами, электроны обмениваются с ними энергией. Пластичность – свойство вещества изменять форму под внешним воздействием и сохранять принятую форму после прекращения этого воздействия. Пластичность металлов обусловлена способностью их атомов под внешним воздействием смещаться друг относительно друга, но не рассыпаться за счёт прочного удерживания атомов общим электронным облаком. Наиболее пластичны золото, серебро, медь, олово. Так, золото легко прокатывают в тонкую фольгу, получая так называемое сусальное золото, которое используется в декоративных целях для золочения различных изделий. Металлический блеск металлов обусловлен их способностью отражать световые лучи. Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах. Наибольшей твёрдостью обладают металлы побочной подгруппы  группы; самый твёрдый металл — хром, он царапает стекло, самые мягкие металлы — щелочные, они легко режутся ножом. Металлы с плотностью меньше  относятся к лёгким (щелочные, щёлочноземельные, алюминий, титан), с плотностью больше  — к тяжёлым (железо, медь, серебро). Самым лёгким металлом является литий (плотность ), самым тяжёлым — осмий (плотность ). Рис. 3. Плотность некоторых металлов При обычных условиях все металлы, кроме ртути имеют твёрдое агрегатное состояние. Ртуть — единственный жидкий металл. К легкоплавким металлам относятся цезий и галлий, они могут плавиться на ладони руки. Самый тугоплавкий металл — вольфрам. Рис. 4. Температура плавления некоторых металлов Металлы делят на чёрные, к которым относятся железо и его сплавы, и цветные — все остальные. Однако для большинства металлов характерен белый или серый цвет. Золото окрашено в жёлтый цвет, а медь — в красный. Золото, серебро, платину и некоторые другие металлы относят к драгоценным металлам. Коротко о главном Наиболее распространённым в земной коре металлом является алюминий. Металлы — химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Атомы большинства металлов содержат на внешнем уровне содержится  электрона. Металлы характеризуются низкими значениями электроотрицательности. В химических реакциях металлы являются только восстановителями. Важнейшими характерными физическими свойствами металлов являются высокие электро- и теплопроводность, пластичность, металлический блеск. Общие свойства металлов обусловлены металлической связью и строением их кристаллических решёток. Такие свойства металлов, как твёрдость, плотность, температура плавления изменяются в широких пределах. Вопросы для самоконтроля Сравните строение атомов металлов и неметаллов. Поясните, почему атомы металлов способны проявлять только восстановительные свойства Как изменяются металлические свойства в периодах и главных подгруппах с ростом заряда ядра атома? Какой тип кристаллической решетки характерен для металлов? Как свойства металлов связаны с особенностями их кристаллической решётки? ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ Химические свойства металлов определяются их активностью. Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются восстановительные свойства). Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются: благородные металлы (серебро, золото, платина, иридий); щелочные металлы – I(A) группа; щелочноземельные металлы – II(A) группа, кроме Be, Mg. Металлы встпают в реакции с простыми веществами – неметаллами (кислород, галогены, сера, азот, фосфор и др.) и сложными веществами (вода, кислоты, растворы солей) Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами 1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды: 4Li + O2 =обыч. усл.= 2Li2O 2Mg + O2 =t, °C= 2MgO Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют Au + O2 ≠ Видео «Горение магния на воздухе» Видео "Самовоспламенение никеля на воздухе" 2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и йодом), образуя галогениды – Ме+nГ-1n 2Na + Cl2 = 2NaCl 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Zn + S = ZnS Видео «Взаимодействие цинка с серой» 4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами. 3Ca + N2 =t, °C= Ca3N2 3Na + P =t, °C= Na3P Взаимодействие со сложными веществами I. Взаимодействие воды с металлами 1). Взаимодействие с самыми активными металлами, находящимися в периодической системе в I(А) и II(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий. В результате образуются основание и газ водород. Me + H2O = Me(OH)n + H2 (р. замещения) Видео «Взаимодействие натрия с водой» Внимание! Алюминий и магний ведут себя также: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3+3H2 Магний (в горячей воде): Mg + 2H2O =t°C= Mg(OH)2+H2 2) Взаимодействие с менее активными металлами, которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода. Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н2) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода Me + Н2О = МехОу + Н2 (р. замещения) Бериллий с водой образует амфотерный оксид: Be + H2O =t°C= BeO + H2 Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe3O4 и водород: 3Fe + 4H2O =t°C= FeO‧Fe2O3 + 4H2 3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой. Cu + H2O ≠ нет реакции II. Взаимодействие растворов кислот с металлами Металлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот (раствор азотной кислоты – исключение), образуя соль и водород. Кислота (раствор) + Me до (Н2) = Соль + H2↑ Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑ Cu + H2SO4 ≠ Au + H2SO4 ≠ Видео «Электрохимический ряд напряжений - вытеснение водорода металлами» III. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами: H2SO4 (конц.) + Me = Сульфат + H2O + Х 2H2SO4 (конц.) + Cu =t°C= CuSO4 + 2H2O + SO2↑ 8Na0 + 5H2+6SO4 = 4Na2+1SO4 + H2S-2­↑ + 4H2O Повторите «Окислительные свойства концентрированной серной кислоты» HNO3 + Me = Нитрат + H2O + Х 4HNO3 (k) + Cu = Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO2↑ 8HNO3 (p) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑ 4Zn + 10HNO3 (раствор горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O 4Zn + 10HNO3 (оч. разб. горячий) =t˚C= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Zn + 4HNO3 (конц. горячий) =t˚C= Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Повторите «Специфические свойства азотной кислоты» IV. С растворами солей менее активных металлов Ме + Соль = Новый металл + Новая соль Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu FeCl2 + Cu ≠ Видео «Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металла из соли другими металлами» Видео «Взаимодействие металлов с солями» Активность металла в реакциях с кислотами, водными растворами солей и др. можно определить, используя электрохимический ряд, предложенный в 1865 г русским учёным Н. Н. Бекетовым: от калия к золоту восстановительная способность (способность отдавать электроны) уменьшается, все металлы, стоящие в ряду левее водорода, могут вытеснять его из растворов кислот; медь, серебро, ртуть, платина, золото, расположенные правее, не вытесняют водород. Видео «Взаимодействие хлорида олова (II) с цинком («Оловянный ежик»)» ГРУППА 305 ХИМИЯ 54,55 ТЕМА:  Решение задач на нахождение молекулярной формулы газообразного углеводорода. Вывод формул соединений. Этот вид расчетов чрезвычайно важен для химической практики, т.к. позволяет на основании экспериментальных данных определить формулу вещества (простейшую и молекулярную). На основании данных качественного и количественного анализов химик находит сначала соотношение атомов в молекуле (или другой структурной единице вещества), т.е. его простейшую формулу. Например, анализ показал, что вещество является углеводородом CxHy, в котором массовые доли углерода и водорода соответственно равны 0,8 и 0,2 (80% и 20%). Чтобы определить соотношение атомов элементов, достаточно определить их количества вещества (число молей): Таким образом, CH3 является простейшей формулой данного вещества. Соотношению атомов C и H, равному 1 : 3, соответствует бесчисленное количество формул: C2H6, C3H9, C4H12 и т.д., но из этого ряда только одна формула является молекулярной для данного вещества, т.е. отражающей истинное количество атомов в его молекуле. Чтобы вычислить молекулярную формулу, кроме количественного состава вещества, необходимо знать его молекулярную массу. Для определения этой величины часто используется значение относительной плотности газа D. Так, для вышеприведенного случая DH2 = 15. Тогда M(CxHy) = 15 M(H2) = 15•2 г/моль = 30 г/моль. Поскольку M(CH3) = 15, то для соответствия с истинной молекулярной массой необходимо удвоить индексы в формуле. Следовательно, молекулярная формула вещества: C2H6. Решение расчетных задач на вывод молекулярной формулы вещества по массе (объему) продуктов сгорания Задача . При сжигании 29г углеводорода образовалось 88г углекислого газа и 45 г воды, относительная плотность вещества по воздуху равна 2. Найти молекулярную формулу углеводорода. Решение 1. Записать условие задачи. 2. Найти относительную молекулярную массу вещества: Mr = Dвозд•Мr(возд.), Mr(CхHy)= 2•29 = 58. 3. Найти количество вещества образовавшегося оксида углерода(IV): 4. Найти количество вещества углерода в сожженном веществе: (C) = (CO2) = 2 моль. 5. Найти количество вещества воды: (H2O) = 45/18 = 2,5 моль. 6. Найти количество вещества водорода в сожженном веществе: (H) = 2(H2O), (H) = 2,5•2 = 5 моль. 7. Найти простейшую формулу углеводорода: (C) : (Н) = 2 : 5, следовательно, простейшая формула – С2Н5. 8. Найти истинную формулу углеводорода: Мr(C2H5) = 29, Mr (CхHy) = 58, следовательно, истинная формула – C4H10. Задача . При сжигании 5,6 л (н.у.) газообразного органического вещества было получено 16,8 л (н.у.) углекислого газа и 13,5 г воды. Масса 1 л исходного вещества при н.у. равна 1,875 г. Найти его молекулярную формулу. Решение 1. Записать условие задачи. 2. Найти молекулярную массу вещества из пропорции: 1 л газа – 1,875 г, 22,4 л – m г. Отсюда m = 42 г, M = 42 г/моль. 3. Найти количество вещества углекислого газа и углерода: (CO2) = 16,8/22,4 = 0,75 моль, (C) = 0,75 моль. 4. Найти количества веществ воды и водорода: (H2O) = 13,5/18 = 0,75 моль, (H) = 0,75•2 = 1,5 моль. 5. Найти сумму масс углерода и водорода: m(C) + m(H) = 0,75•12 +1,5•1 = 10,5 г. 6. Найти массу сожженного вещества: Следовательно, вещество содержит только углерод и водород. 7. Найти простейшую формулу углеводорода CхHy: (C) : (H) = 0,75 : 1,5 = 1 : 2, следовательно, простейшая формула – СН2. 8. Найти истинную формулу углеводорода: Mr(CH2) = 14, Mr(в-ва) : Mr(CH2) = 42 : 14 = 3, следовательно, истинная формула – С3Н6.