Вид химической связи фосфора с хлором

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии :

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:

При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.

Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P₄. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой . Формула красного фосфора P_n, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300 о С без доступа воздуха.

Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.

Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор , который очень хорошо проводит электрический ток.

В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca₃(PO₄)₂), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.

Типичные соединения фосфора:

ортофосфорная кислота H₃PO₄

Фосфор (греч. phos - свет + phoros - несущий) - химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество, легко воспламеняющееся и светящееся.

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

• 3Ca₃(PO₄)₂*CaCO₃*SiO₂ - фосфорит
• 3Ca₃(PO₄)₂*Ca(F,Cl,OH)₂ - апатит

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P₄. Свыше 800 °C молекулы P₄ распадаются до P₂.

Реакции с неметаллами

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ - фосфин - боевое отравляющее вещество.

2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

Реакция с водой

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество является и окислителем, и восстановителем).

Реакция с щелочами

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P₄O₁₀. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль - определяет соотношение основного оксида/основания и кислотного оксида.

6KOH + P₂O₅ = 2K₃PO₄ + 3H₂O (фосфат калия, избыток щелочи - соотношение 6:1)

4KOH + P₂O₅ = 2K₂HPO₄ + H₂O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида - соотношение 4:1)

2KOH + P₂O₅ = 2KH₂PO₄ + H₂O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида - соотношение 2:1)

Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:

• Ортофосфорная кислота - H₃PO₄ (соли - фосфаты PO₄ 3- )
• Метафосфорная кислота - HPO₃ (соли - метафосфаты PO₃ - )
• Фосфористая - H₃PO₃ (соли - фосфиты PO₃ 3- )
• Фосфорноватистая - H₃PO₂ (соли гипофосфиты - PO₂ 3- )

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора, взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

Реакции с солями

Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок желтого цвета - фосфат серебра - образуется в результате реакции с нитратом серебра.

В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

Реакции с металлами

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

Фосфаты являются хорошими удобрениями, которые повышают урожайность. Перечислим наиболее значимые:

• Фосфоритная мука - Ca₃(PO₄)₂
• Простой суперфосфат - смесь Ca(H₂PO₄)₂*H₂O и CaSO₄
• Двойной суперфосфат - Ca(H₂PO₄)₂*H₂O
• Преципитат - CaHPO₄*2H₂O
• Костная мука - продукт переработки костей домашних животных Ca₃(PO₄)₂
• Аммофос - в основном состоит из моноаммонийфосфата - NH₄H₂PO₄

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Химическая связь — электростатическое взаимодействие между электронами и ядрами, приводящее к образованию молекул.

Химическую связь образуют валентные электроны. У s- и p-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, у d-элементов — s-электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего слоя. При образовании химической связи атомы достраивают свою внешнюю электронную оболочку до оболочки соответствующего благородного газа.

Длина связи — среднее расстояние между ядрами двух химически связанных между собой атомов.

Энергия химической связи — количество энергии, необходимое для того, чтобы разорвать связь и отбросить фрагменты молекулы на бесконечно большое расстояние.

Валентный угол — угол между линиями, соединяющими химически связанные атомы.

Известны следующие основные типы химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая и водородная.

Ковалентной называют химическую связь, образованную за счёт образования общей электронной пары.

Если связь образует пара общих электронов, в равной мере принадлежащая обоим соединяющимся атомам, то её называют ковалентной неполярной связью. Эта связь существует, например, в молекулах H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂. Ковалентная неполярная связь возникает между одинаковыми атомами, а связующее их электронное облако равномерно распределено между ними.

В молекулах между двумя атомами может формироваться различное число ковалентных связей (например, одна в молекулах галогенов F₂, Cl₂, Br₂, I₂, три — в молекуле азота N₂).

Ковалентная полярная связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью. Образующая её электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, но остаётся связанной с обоими ядрами. Примеры соединений с ковалентной полярной связью: HBr, HI, H₂S, N₂O и т. д.

Ионной называют предельный случай полярной связи, при которой электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и связанные частицы превращаются в ионы.

Строго говоря, к соединениям с ионной связью можно отнести лишь соединения, для которых разность в электроотрицательности больше 3, но таких соединений известно очень мало. К ним относят фториды щелочных и щёлочноземельных металлов. Условно считают, что ионная связь возникает между атомами элементов, разность электроотрицательности которых составляет величину больше 1,7 по шкале Полинга. Примеры соединений с ионной связью: NaCl, KBr, Na₂O. Подробнее о шкале Полинга будет рассказано в следующем уроке.

Металлической называют химическую связь между положительными ионами в кристаллах металлов, которая осуществляется в результате притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу металла.

Атомы металлов превращаются в катионы, формируя металлическую кристаллическую решётку. В этой решётке их удерживают общие для всего металла электроны (электронный газ).

Тренировочные задания

1. Ковалентной неполярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

2. Ковалентной полярной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

3. Только ионной связью образовано каждое из веществ, формулы которых

4. Металлическая связь характерна для элементов списка

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Соединениями только с ионной и только с ковалентной полярной связью являются соответственно

6. Ионная связь образуется между элементами

1) хлором и бромом
2) бромом и серой
3) цезием и бромом
4) фосфором и кислородом

7. Ковалентная полярная связь образуется между элементами

1) кислородом и калием
2) серой и фтором
3) бромом и кальцием
4) рубидием и хлором

8. В летучих водородных соединениях элементов VA группы 3-го периода химическая связь

1) ковалентная полярная
2) ковалентная неполярная
3) ионная
4) металлическая

9. В высших оксидах элементов 3-го периода вид химической связи с увеличением порядкового номера элемента изменяется

1) от ионной связи к ковалентной полярной связи
2) от металлической к ковалентной неполярной
3) от ковалентной полярной связи до ионной связи
4) от ковалентной полярной связи до металлической связи

10. Длина химической связи Э–Н увеличивается в ряду веществ

11. Длина химической связи Э–Н уменьшается в ряду веществ

12. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле хлороводорода, —

13. Число электронов, которые участвуют в образовании химических связей в молекуле P₂O₅, —

14. В хлориде фосфора (V) химическая связь

1) ионная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) металлическая

15. Наиболее полярная химическая связь в молекуле

1) фтороводорода
2) хлороводорода
3) воды
4) сероводорода

16. Наименее полярная химическая связь в молекуле

1) хлороводорода
2) бромоводорода
3) воды
4) сероводорода

17. За счёт общей электронной пары образована связь в веществе

18. Ковалентная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 3 и 9
2) 11 и 35
3) 16 и 17
4) 20 и 9

19. Ионная связь образуется между элементами, порядковые номера которых

1) 13 и 9
2) 18 и 8
3) 6 и 8
4) 7 и 17

20. В перечне веществ, формулы которых соединения только с ионной связью, это

Характеристика элемента фосфора

Фосфор — элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.

Шкала степеней окисления фосфора:

Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.

В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.

Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.

Аллотропные модификации фосфора

Красный и белый фосфор Р. Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р₄ и красный фосфор P_n. В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).

Красный фосфор состоит из полимерных молекул P_n разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.

Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.

Белый фосфор состоит из молекул Р₄. Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t_пл 44,14 °С, t_кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3 ). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.

Применяется в производстве Н₃Р0₄ и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфора:

Получение в промышленности фосфора

— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):

Ca₃(PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)

Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.

Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (P_n) может быть различной.

Соединения фосфора

Фосфин РН₃. Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)₃] (sр 3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH₃). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО₃ (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфина:

Получение фосфина в лаборатории:

СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз

Оксид фосфора (V) P₂O₅. Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р₄О₁₀ со строением из четырех тетраэдров [O=Р(O)₃], связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P₂O₅. Существует также стеклообразный полимер (Р₂0₅)_п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.

Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:

Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.

Ортофосфорная кислота Н₃Р0₄. Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P₂O₅ с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН)₃] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н₂0). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.

Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:

Получение фосфорной кислоты в промышленности:

кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4

Ортофосфат натрия Na₃PO₄. Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.

Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион РО₄ 3-

— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).

Получение: полная нейтрализация Н₃Р0₄ гидроксидом натрия или по реакции:

Гидроортофосфат натрия Na₂HPO₄. Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н₃Р0₄ (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион НРО₄ 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).

Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: неполная нейтрализация Н₃Р0₄ гидроксидом натрия в разбавленном растворе:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Дигидроортофосфат натрия NaH₂PO₄. Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н₂Р0₄ подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион Н₂Р0₄ — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).

Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: неполная нейтрализация H₃PО₄ едким натром:

Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O

Ортофосфат кальция Са₃₍PO₄)2— Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).

Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.

Уравнения важнейших реакций:

Фосфорные удобрения

Смесь Са(Н₂Р0₄)₂ и CaS0₄ называется простым суперфосфатом, Са(Н₂Р0₄)₂ с примесью СаНР0₄ — двойным суперфосфатом, они легко усваиваются растениями при подкормке.

Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH₄H₂PO₄ и (NH₄)₂HPO₄.

Итоговое тестирование 9 класс

Вариант 1

1. В атоме кремния распределение электронов по энергетическим уровням соответствует ряду чисел

1) 2;8;2 2) 2;4 3) 4;8;2 4) 2;8;4

1. В каком ряду химические элементы расположены в порядке увеличения числа валентных электронов?

1) Ве, В, С 2) К, Nа, Li 3) S, P, C 4) C, Si, Ge

1. Ионная связь характерна для каждого из двух веществ

1) оксид натрия и аммиак 2) сульфид калия и оксид серы (IV)

3) оксид лития и хлор 4) фторид кальция и сульфид натрия

1. Выберите уравнения реакций, в которых фосфор является окислителем.

1. Степень окисления хлора в соединении КCl О₃ равна

1) -1 2) +3 3) +5 4) +7

1. К основным оксидам относится

1) оксид магния 2) оксид хлора (VII) 3) оксид алюминия 4) оксид фосфора (V)

1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции между алюминием и соляной кислотой равна

1) 13 2) 11 3) 12 4) 10

1. В ряду химических элементов Al – Mg – Na

1) усиливаются металлические свойства

2) уменьшаются заряды ядер атомов

3) увеличивается число электронов на внешнем электронном слое

4) увеличивается число заполненных электронных слоёв в атоме

5) уменьшается радиус атомов

1. Взаимодействие раствора гидроксида калия с фосфорной кислотой относится к реакциям

1) замещения 2) разложения 3) соединения 4) обмена

1. К неэлектролитам относится

1) сульфат меди (II) 2) гидроксид бария 3) оксид серебра (I) 4) карбонат лития

1. Веществом, при диссоциации которого образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка является

1) сульфат меди (II) 2) гидроксид бария 3) азотная кислота 4) карбонат лития

1. C раствором серной кислоты реагируют:

1) серебро 2) оксид кремния (IV) 3) гидроксид меди (II) 4) вода 5) хлорид бария

1. Осадок не образуется при смешивании растворов

1) хлорида магния и нитрата меди (II) 2) гидроксида натрия и сульфата цинка

3) хлорида калия и нитрата серебра (I) 4) карбоната калия и хлорида кальция

1. Какой из указанных металлов проявляет наибольшую химическую активность в реакции с водой?

1) кальций 2) алюминий 3) свинец 4) железо

1. Массовая доля кислорода в силикате кальция равна

1) 52,9 % 2) 65,7 % 3) 32,5 % 4) 41,4

16. Объём газа (при н. у. ), выделившийся при взаимодействии 20 г карбоната кальция

соляной кислотой равен

1) 1,12 л 2) 22,4 л 3) 4,48 л 4) 44,8 л

Вариант 2

1. В атоме фосфора число электронов на внешнем энергетическом уровне равно

1) 5 2) 2 3) 3 4) 4

1. В каком ряду химические элементы расположены в порядке усиления неметаллических свойств?

1) N, P, As 2) С, Si, P 3) S, О, Se 4) C, N, О

1. Одинаковый вид химической связи имеют оксид калия и

1) сероводород 2) сульфид натрия 3) натрий 4) оксид серы (IV)

1. Выберите уравнения реакций, в которых углерод является окислителем.

1. Значения высшей и низшей степеней окисления углерода соответственно равны:

1) +2 и -4 2) +4 и -2 3) +2 и -4 4) +4 и -4

1. Какое из перечисленных веществ является простым?

1) ртуть 2) карбонат натрия 3) оксид цинка 4) вода

1. Признаком химической реакции карбоната калия с серной кислотой является

1) выделение газа 2) выделение света

3) образование осадка 4) появление запаха

1. В ряду химических элементов Li – Be – B

1) уменьшаются металлические свойства

2) уменьшаются заряды ядер атомов

3) уменьшается число электронов на внешнем электронном слое атомов

4) увеличивается электроотрицательность

5) увеличивается число заполненных электронных слоёв в атомах

1. Взаимодействие раствора гидроксида натрия с оксидом фосфора (V)относится к реакциям

1) замещения 2) разложения 3) соединения 4) обмена

1. К хорошо растворимым электролитам относится

1) хлорид калия 2) гидроксидом алюминии 3) гидроксид цинка 4) карбонат кальция

1. Веществом, при диссоциации которого образуются катионы металла и гидроксид-анионы, является

1) кислота 2) щёлочь 3) средняя соль 4) кислая соль

1. C раствором гидроксида кальция реагируют:

1) азот 2) оксид серы (IV) 3) железо 4) азотная кислота 5) оксид железа (II)

1. Необратимо протекает реакция ионного обмена между растворами

1) сульфата калия и нитрата цинка 2) гидроксида натрия и хлорида алюминия

3) хлорида калия и фосфорной кислоты 4) гидроксида калия и нитрата бария

1. Кальций при обычных условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ:

1) кислородом и хлором 2) серой и углеродом

3) оксидом углерода (IV) и оксидом меди (II) 4) хлоридом натрия и нитратом цинка

1. Массовая доля кислорода в гидроксиде алюминия равна

1) 22,6 % 2) 61,5 % 3) 48,2 % 4) 32,8%

1. Объём водорода (при н. у. ), выделившийся при взаимодействии 2,7 г алюминия с избытком раствора соляной кислоты равен