Кальций Ca — это щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твердый. Реакционноспособный. Сильный восстановитель.

Относительная молекулярная масса M_r = 40,078; относительная плотность для твердого и жидкого состояния d = 1,54; t_пл = 842º C; t_кип = 1495º C.

Видео:How to Write the Net Ionic Equation for HBr + Ca(OH)2 = CaBr2 + H2OСкачать

Способ получения

1. В результате электролиза жидкого хлорида кальция образуются кальций и хлор :

2. Хлорид кальция взаимодействует с алюминием при 600 — 700º С образуя кальций и хлорид алюминия:

3CaCl₂ + 2Al = 3Ca + 2AlCl₃

3. В результате разложения гидрида кальция при температуре выше 1000º С образуется кальций и водород:

4. Оксид кальция взаимодействует с алюминием при 1200º С и образует кальций и алюминат кальция:

4CaO + 2Al = 3Ca + Ca(AlO₂)₂

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Качественная реакция

Кальций окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет.

Видео:Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические свойства

1. Кальций — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Кальций взаимодействует с азотом при 200 — 450º С образуя нитрид кальция:

1.2. Кальций сгорает в кислороде (воздухе) при выше 300º С с образованием оксида кальция:

2Ca + O₂ = 2CaO

1.3. Кальций активно реагирует при температуре 200 — 400º С с хлором, бромом и йодом . При этом образуются соответствующие соли :

1.4. С водородом кальций реагирует при температуре 500 — 700º C с образованием гидрида кальция:

1.5. В результате взаимодействия кальция и фтора при комнатной температуре образуется фторид кальция:

1.6. Кальций взаимодействует с серой при 150º С и образует сульфид кальция:

Ca + S = CaS

1.7. В результате реакции между кальцием и фосфором при 350 — 450º С образуется фосфид кальция:

1.8. Кальций взаимодействует с углеродом (графитом) при 550º С и образует карбид кальция:

Ca + 2C = CaC₂

2. Кальций активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кальций при комнатной температуре реагирует с водой . Взаимодействие кальция с водой приводит к образованию гидроксида кальция и газа водорода:

2.2. Кальций взаимодействует с кислотами:

2.2.1. Кальций реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид кальция и водород :

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂ ↑

2.2.2. Реагируя с разбавленной азотной кислотой кальций образует нитрат кальция, оксид азота (I) и воду:

если азотную кислоту еще больше разбавить, то образуются нитрат кальция, нитрат аммония и вода:

2.3. Кальций вступает в реакцию с газом аммиаком при 600 — 650º С. В результате данной реакции образуется нитрид кальция и гидрид кальция:

если аммиак будет жидким, то в результате реакции в присутствии катализатора платины образуется амид кальция и водород:

Видео:электроотрицательность задания/8 классСкачать

Please wait.

Видео:Расчеты по уравнениям химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

We are checking your browser. gomolog.ru

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Химия ПростоСкачать

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 70731afa9d829737 • Your IP : 85.95.179.80 • Performance & security by Cloudflare

Как решать задачу №30 (С1) на ЕГЭ по химии. Часть II

Мы продолжаем обсуждать задачи типа C1 (№ 30), которые могут встретиться вам на ЕГЭ по химии. В первой части мы вспомнили, что такое степень окисления, поговорили об ОВР, изложили общий алгоритм решения задачи 30 и разобрали пару несложных примеров.

Во второй части мы займемся более сложными реакциями.

Видео:Габриелян химия 8 кл решение задачи 3 стр 172Скачать

Четвертый шаг : продолжаем осваивать метод электронного баланса. Рассматриваем сложные случаи задачи № 30

Пример 6 . Расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Br 2 + Ca(OH) 2 = CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O

методом электронного баланса.

Решение . По традиции, вы самостоятельно определяете степени окисления. Интересно, что в данном случае степень окисления изменяется лишь у одного элемента — брома.

В первой части статьи мы уже сталкивались с подобной ситуацией. Бром в этой реакции является и окислителем (степень окисления понижается от 0 до -1), и восстановителем (степень окисления повышается от 0 до +5). Перед нами типичный пример реакции диспропорционирования .

Тот факт, что бром выполняет сразу две функции, ничего не меняет в нашем алгоритме. Напишем полуреакции окисления и восстановления:

Еще раз напоминаю, что молекулу брома нельзя «разорвать» на части. Мы пишем именно Br 2 (0), а не Br(0).

«Домножим» первую полуреакицию на 1, а вторую — на 5.

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулой Ca(BrO 3 ) 2 ничего не меняем (коэффициент 1), а перед формулой бромида кальция в правой части ставим число 5.

Br 2 + Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O

А что ставить перед формулой Br 2 : 5 или 1? Ни то, ни другое! Мы должны учесть и те атомы брома, которые окисляются, и те, которые восстанавливаются: 5 + 1 = 6.

6Br 2 + Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O

Уравниваем количество атомов кальция, ставим число 6 перед формулой Ca(OH) 2 в левой части:

6Br 2 + 6Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + H 2 O.

Последний штрих: коэффициент 6 перед формулой воды в правой части уравнения:

6Br 2 + 6Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3 ) 2 + 6H 2 O.

Пример 7 . (небольшая модификация предыдущей задачи). Расставьте коэффициенты в уравнении р-ции

Br 2 + NaOH = NaBr + NaBrO 3 + H 2 O.

Решение . Уравнение реакции как две капли воды похоже на уравнение из примера 6. То же взаимодействие брома с горячим раствором щелочи, только вместо гидроксида кальция взят гидроксид натрия.

Я не буду вникать в подробности. Ясно, что это вновь реакция диспропорционирования, ясно, что бром — это и окислитель, и восстановитель. Более того, уравнения полуреакций будут в точности повторять то, что было в примере 6. Даже коэффициенты (1 и 5) — те же самые. Уверен, что вы все это сможете проверить самостоятельно.

Сразу начну с финального этапа. Вот, что должно было у вас получиться:

6Br 2 + 12NaOH = 10NaBr + 2NaBrO 3 + 6H 2 O.

Казалось бы, все отлично. Проверка показывает, что количества атомов брома, натрия, кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения одинаковы. Все? Можно ставить точку?

Самое печальное, что многие действительно считают, что уравнение написано идеально. Досадная невнимательность! Обратите внимание: все коэффициенты в уравнении реакции можно поделить на два. Если этого не сделать, наша оценка за задачу С1 будет снижена на 1 балл.

Вот правильный вариант:

3Br 2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O.

Пожалуйста, будьте внимательны! Не допускайте, чтобы из-за подобных мелочей вам снизили оценку.

Пример 8 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O.

Решение . Уравнение длинное, вам придется изрядно попотеть с расстановкой степеней окисления. Дам небольшую подсказку: степень окисления серы в Cu 2 S равна +1.

Ну, что же, давайте искать окислитель и восстановитель. Да вот же они: N (степень окисления понижается от +5 до +4) и S (повышается от -2 до +6). Ура!

Нет, друзья, радоваться рановато. Обратите внимание: степень окисления меди тоже изменяется от +1 до +2, следовательно, медь тоже является восстановителем (тоже окисляется).

«Два восстановителя? Это какая-то ошибка?» — спросите вы.

Нет, ошибки нет. Возможно, такая ситуация не очень типична для задачи С1, но, в принципе, здесь нет ничего криминального. Никто и никогда не утверждал, что в уравнении реакции может быть лишь один окислитель и один восстановитель.

«Но как же быть с электронным балансом? — спросите вы. — Число электронов, принятых азотом, будем сравнивать с числом электронов, отданных атомами меди или серы?»

Оба варианта неверны! Не медь, не сера, а «молекула» сульфида меди (I) должна рассматриваться в уравнении полуреакции окисления. Атом серы расстается с 8 электронами, каждый из атомов меди — с одним электроном. Итог: 10 электронов на одну молекулу Cu 2 S.

Пишем полуреакции окисления и восстановления:

«Домножим» первую полуреакицию (суммарную) на 1, а вторую — на 10. Итог: в уравнении реакции перед формулой сульфида меди ничего не меняется (коэффициент 1), а перед формулой NO 2 появляется коэффициент 10. Только не спешите ставить число 10 перед HNO 3 в левой части. Не все атомы азота меняли степень окисления!

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + H 2 O.

Уравниваем количество атомов меди (коэффициент 2 перед формулой Cu(NO 3 ) 2 ). И вот только теперь, найдя общее количество атомов азота в правой части (10 + 4 = 14), мы смело можем ставить число 14 перед формулой азотной кислоты:

Cu 2 S + 14HNO 3 = 2Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + H 2 O.

Осталось изменить коэффициент перед водой; с учетом того, что количество атомов водорода в левой части равно 14, сделать это несложно:

Cu 2 S + 14HNO 3 = 2Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + 6H 2 O.

Итак, мы разобрали пример задачи № 30 с участием двух элементов — восстановителей. Обращаю внимание на следующие моменты:

• 1) будьте внимательны при поиске окислителя и восстановителя, возможно, их будет несколько;
• 2) в случае нескольких восстановителей (или окислителей) в электронном балансе необходимо учитывать ОБЩЕЕ количество отданных (или принятых) электронов;
• 3) общий алгоритм даже в этом случае практически не изменяется.

Пример 9 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

FeS 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2 .

Решение . Популярная в экзаменационных заданиях реакция обжига пирита — это тоже пример ОВР, в которой участвуют 2 восстановителя: степень окисления железа повышается от +2 до +3, а степень окисления серы — от -1 до +4. Окислителем, естественно, является кислород.

Попробуйте решить эту задачу самостоятельно, взяв за образец пример 8. Не забывайте, что «молекулу» пирита необходимо рассматривать как единое целое.

Молекула О 2 «расстается» с четырьмя электронами, FeS 2 — присоединяет 11 е.

Есть одна тонкость: в молекуле Fe 2 O 3 два атома железа, поэтому в полуреакции окисления вам придется рассматривать ДВЕ молекулы пирита. На 2 единицы FeS 2 потребуется уже не 11 электронов, а 22!

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Советую вам запомнить не только принцип решения этой задачи, но и само уравнение реакции. В заданиях C1 часто фигурирует обжиг сульфидов (железа, меди и т. д.)

Рассмотрим процесс с участием органических соединений.

Пример 10 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

C 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + CH 3 COOH + H 2 O.

Решение . А что, собственно, меняется в нашем алгоритме с появлением органического вещества? Ничего! Те же степени окисления, определение окислителя и восстановителя, две полуреакции.

Единственная проблема — расставлять степени окисления в органических веществах чуть сложнее, чем в неорганических. Если вы забыли, как это делается, обратитесь к разделу справочника «Степени окисления».

В данном случае должно получиться следующее: C -3 H 3 C -1 H 2 OH и C -3 H 3 C +3 OOH. Обратите внимание: в составе молекул этанола и уксусной кислоты присутствуют атомы углерода с разными степенями окисления. Один из атомов С не меняет степень окисления (-3), другой — принимает 4 электрона (повышение степени окисления от -1 до +3).

Понятно, что углерод выступает в роли восстановителя, а окислителем в данном процессе является хром (изменение степени окисления от +6 до +3).

Записываем уравнения двух полуреакций. Естественно в полуреакции окисления учитывается только С(-1), т. к. С(-3) сохраняется в неизменном виде.

Соответствующие коэффициенты равны 3 и 2.

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулами C 2 H 5 OH и CH 3 COOH ставим число 3, перед формулами бихромата калия и сульфата хрома (III) — коэфф. 2:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

Общее число атомов калия в левой части не соответствует числу тех же атомов справа. Решаем эту проблему, ставя перед формулой сульфата калия коэффициент 2:

3С 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

Видим, что число атомов серы справа равно восьми, следовательно, слева перед формулой серной кислоты также следует поставить число 8:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

А теперь очень внимательно считаем число атомов водорода в левой части. Должно получиться 34. В правой части 12 атомов водорода находится в 3 молекулах уксусной кислоты. 34 — 12 = 22, перед формулой воды ставим коэффициент 11.

Впрочем, зачем я все это так подробно объясняю? Думаю, у вас весь этот процесс уже отработан до автоматизма. Вот окончательный ответ:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + 11H 2 O.

По-моему, мы в совершенстве овладели методом электронного баланса. Уверен, что ничего сложнее, чем примеры 8 — 10, на реальном ЕГЭ по химии нам не предложат.

Дам вам еще несколько заданий для самостоятельной работы. Обязательно сделайте их!

Пример 11 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

Ag + HNO 3 = AgNO 3 + NO + H 2 O,
Mg + HNO 3 = Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O,
NaBr + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Br 2 + SO 2 + H 2 O,
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O,
As 2 S 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O,
KMnO 4 + HCl = KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.

Пора двигаться дальше. Впереди — давно обещанные задания С1 с неполными уравнениями реакций. Но сначала нам придется вспомнить типичные окислители и восстановители и рассмотреть продукты их превращений. Поговорим о перманганатах, бихроматах, азотной кислоте и т. д.

Видео:Метод эквивалентных преобразований │Найти общее сопротивление и токи в цепи │Задача #2Скачать

Школе NET

Register

Do you already have an account? Login

Login

Don’t you have an account yet? Register

Newsletter

Submit to our newsletter to receive exclusive stories delivered to you inbox!

• Главная 
• Вопросы & Ответы 
• Вопрос 18780618

Онтонио Веселко

Видео:Электромагнитная индукция│ПРОСТЫМИ СЛОВАМИ в теории и на опытахСкачать

Напишите уравнения реакций по схеме: HBr → NaBr → Br2→ CaBr2

🔍 Видео

Электронные формулы d-элементов. Явление проскока электрона.Скачать

Практическая работа №5. Получение, собирание и распознавание водорода.Скачать

Задачи по четырехполюсникам. П - образная схемаСкачать

Ошибка! смотри коммент. Контрольная #2 Вариант 2 Химия 8 класс. Классы неорганических соединенийСкачать

Решение задачи. Расчет электрической цепи по законам КирхгофаСкачать