Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Ростислав Лидин

Избыток катионов Н+ легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также

проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl3:

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н+:

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al3+ (ведь в раствор AlCl3 мы не добавляли кислоту!).

Примеры заданий частей А, В

1. Сильный электролит – это

1) С6Н5ОН

2) СН3СООН

3) С2Н4(ОН)2

4) К(НСОО)

2. Слабый электролит – это

1) иодоводород

2) фтороводород

3) сульфат аммония

4) гидроксид бария

3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты

1) угольной

2) азотистой

3) азотной

4) серной

4—7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням

4. Н3РO4

5. H2SeO3

6. H4SiO4

7. HF

сумма коэффициентов равна

1) 3

2) 6

3) 9

4) 12

8—11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора

8. NaOH, Ва(ОН)2

9. Sr(OH)2, Са(ОН)2

10. КОН, LiOH

11. CsOH, Са(ОН)2

общая сумма коэффициентов составляет

1) 5

2) 6

3) 7

4) 8

12. В известковой воде содержится набор частиц

1) СаОН+, Са2+, ОН-

2) Са2+, ОН-, Н2O

3) Са2+, Н2O, О2-

4) СаОН+, О2-, Н+

13—16. При диссоциации одной формульной единицы соли

13. NH4NO3

14. К2Cr2O7

15. Al(NO3)3

16. Cr2(SO4)3

число образующихся ионов равно

1) 2

2) 3

3) 4

4) 5

17. Наибольшее количество иона РО4-3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль

1) NaH2PO4

2) NaHPO4

3) Н3РO4

4) Na3PO4

18. Реакция с выпадением осадка – это

1) MgSO4 + H2SO4 →…

2) AgF + HNO3 →…

3) Na2HPO4 + NaOH →…

4) Na2SiO3 + HCl →…

19. Реакция с выделением газа – это

1) NaOH + СН3СООН →…

2) FeSO4 + КОН →…

3) NaHCO3 + HBr →…

4) Pl(NO3)2 + Na2S →…

20. Краткое ионное уравнение ОН- + Н+ = Н2O отвечает взаимодействию

1) Fe(OH)2 + НCl →…

2) NaOH + HNO2 →…

3) NaOH + HNO3 →…

4) Ва(ОН)2 + KHSO4 →…

21. В ионном уравнении реакции

SO2 + 2OН = SO32- + Н2O

ион ОН- может отвечать реагенту

1) Cu(ОН)2

2) Н2O

3) LiOH

4) С6Н5ОН

22—23. Ионное уравнение

22. ЗСа2+ + 2РO43- = Са3(РO4)2↓

23. Са2+ + НРO42- = СаНРO4↓

соответствует реакции между

1) Са(ОН)2 и К3РO4

2) СаCl2 и NaH2PO4

3) Са(ОН)2 и Н3РО4

4) СаCl и К2НРO4

24—27. В молекулярном уравнении реакции

24. Na3PO4 + AgNO3 →…

25. Na2S + Cu(NO3)2 →…

26. Ca(HSO3)2 [p-p, t] →…

27. K2SO3 + 2HBr →… сумма коэффициентов равна

1) 4

2) 5

3) 7

4) 8

28—29. Для реакции полной нейтрализации

28. Fe(OH)2 + HI →…

29. Ва(ОН)2 + H2S →…

сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет

1) 6

2) 8

3) 10

4) 12

30—33. В кратком ионном уравнении реакции

30. NaF + AlCl3 →…

31. К2СO3 + Sr(NO3)2 →…

32. Mgl2 + К3РO4 →…

33. Na2S + H2SO4 →…

сумма коэффициентов равна

1) 3

2) 4

3) 5

4) 6

34—36. В водном растворе соли

34. Са(ClO4)2

35. AgF

36. Fe2(SO4)3

образуется среда

1) кислотная

2) нейтральная

3) щелочная

4) любая

37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли

1) CsNO3

2) SrCl2

3) NaCN

4) KHSO4

38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах

1) ВаCl2, Fe(NO3)3

2) Na2CO3, SrS

3) BaS, ZnSO4

4) MgCl2, RbNO3

39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.

40. Установите соответствие между солью и средой раствора.

41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.

14. Окислительно-восстановительные реакции. Электролиз

14.1. Окислители и восстановители

Окислительно-восстановительные реакции протекают с одновременным повышением и понижением степеней окисления элементов и сопровождаются передачей электронов:

Повышение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее потере электронов атомами этого элемента, называют окислением: S-II – 6е- = SIV. В данном примере S-II окисляется до SIV.

Понижение степени окисления элемента в ходе реакции, отвечающее присоединению электронов атомами этого элемента, называется восстановлением: O0 + 2е- = О-II. В данном примере О0 восстанавливается до O-II.

Вещество, частицы которого содержат окисляющиеся атомы, выполняет в реакции функцию восстановителя. В данном примере восстановитель – сероводород H2S.

Вещество, частицы которого содержат восстанавливающиеся атомы, выполняет в реакции функцию окислителя. В данном примере окислитель – молекулярный кислород O2.

Вещества, являющиеся окислителями или восстановителями во многих реакциях, называются типичными (сильными).

Многие вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. К таким веществам принадлежат соединения, содержащие элементы в промежуточной (для них) степени окисления:

Окислительно-восстановительные свойства веществ связаны с положением элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева. Простые вещества – неметаллы обладают бóльшими окислительными свойствами, а металлы – бóльшими восстановительными свойствами (O2, Cl2 – окислители; Na, Ва, Al и Zn – восстановители).

В каждой группе Периодической системы элемент с большим порядковым номером будет обладать и бóльшими восстановительными свойствами в своей группе, а элемент с меньшим порядковым номером – бóльшими окислительными свойствами. Так, кальций Са – более сильный восстановитель, чем магний Mg, молекулярный хлор Cl2 – более сильный окислитель, чем иод I2.

Соединения, содержащие атомы элементов в низкой степени окисления, будут восстановителями за счет этих атомов, например: NH3 – восстановитель за счет азота (-III), H2S – за счет серы (-II), KI – за счет иода (-I) и т. д.

Соединения, включающие атомы элементов в высокой степени окисления, будут окислителями, например: HNO3 – окислитель за счет азота (+V), КMnO4 – за счет марганца (+VII), К2Cr2O7 – за счет хрома (+VI) и т. д.

14.2. Подбор коэффициентов методом электронного баланса

Метод состоит из нескольких этапов.

1. Записывают схему реакции; находят элементы, повышающие и понижающие свои степени окисления, и выписывают их отдельно:

2. Составляют уравнения полуреакций окисления и восстановления:

3. Подбирают дополнительные множители (справа за чертой) для уравнений полуреакций так, чтобы число электронов, отданных восстановителем, стало равным числу электронов, принятых окислителем:

4. Проставляют найденные множители в качестве коэффициентов в схему реакции:

5. Проводят проверку по элементу, который не менял свою степень окисления (чаще всего – кислород):

Примеры:

а)

(коэффициент перед СO2 подбирается поэлементно и в последнюю очередь, проверка – по кислороду);

б)

в)

(простые вещества – здесь N2 – пишут в уравнениях полуреакций в молекулярном виде);

г)

(реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, расчет ведут на число атомов в формульной единице реагента – 2N-IIIи 2CrVI);