Решебник по химии 9 класс Габриелян | Страница 61

Проверьте свои знания

1. Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева.

Строение атомов металлов и неметаллов отличается в первую очередь числом электронов на внешнем энергетическом уровне. У атомов неметаллов обычно 4–7 валентных электронов, и они стремятся завершить внешний уровень до 8 электронов (устойчивого октета), присоединяя недостающие электроны. Металлы же наоборот — имеют 1–3 электрона на внешнем уровне и отдают их, превращаясь в катионы. Поэтому неметаллы чаще образуют ковалентные связи (в том числе неполярные и полярные), а металлы — ионные. Кроме того, радиусы атомов неметаллов меньше, чем у металлов той же группы.

Положение неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева следующее: они находятся в правой части таблицы, в основном в A-группах, включая элементы с V по VII группу, а также водород. Благородные газы (VIII группа) тоже являются неметаллами, но выделяются в отдельную подгруппу, так как имеют полностью завершённую электронную оболочку и химически инертны.

2. Какие типы кристаллических решёток вы знаете? Какие из них характерны для простых веществ неметаллов? Приведите примеры неметаллов с различными типами кристаллических решёток, укажите различия в физических свойствах веществ с такими решётками.

Существуют следующие типы кристаллических решёток: молекулярные, атомные, ионные и металлические. Для простых веществ неметаллов характерны молекулярные и атомные решётки.

Молекулярные решётки встречаются у веществ, где частицы связаны слабыми межмолекулярными силами (например, водород, кислород, азот, хлор, фтор, йод, белый фосфор, сера). Такие вещества обычно являются газами, летучими жидкостями или легко плавящимися твёрдыми телами.

Атомные решётки характерны для веществ с прочными ковалентными связями между атомами по всему кристаллу. Примеры: графит, алмаз (модификации углерода), кремний. Эти вещества имеют очень высокие температуры плавления, прочны, часто тверды и хрупки.

Таким образом, физические свойства веществ с молекулярной решёткой — низкая температура плавления, летучесть, мягкость, а с атомной — высокая твёрдость, прочность и тугоплавкость.

3. Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств металлов? Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота и водорода.

Физические свойства неметаллов отличаются от металлов по следующим признакам:

5. Неметаллы — диэлектрики или полупроводники, а не проводники, как металлы. Исключение — графит.

6. У них отсутствует металлический блеск, они имеют различную окраску (йод — фиолетово-чёрный, фтор — жёлто-зелёный и т. д.).

7. Они могут быть газами, жидкостями или хрупкими твёрдыми веществами, тогда как металлы — обычно пластичные твёрдые тела.

8. Неметаллы не ковкие и не пластичные.

Простые вещества:

• Кислород (O₂) — газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, имеет молекулярную кристаллическую решётку.

• Азот (N₂) — инертный газ без цвета и запаха, имеет низкую температуру кипения и плавления, тоже с молекулярной решёткой.

• Водород (H₂) — очень лёгкий газ, бесцветный, легко воспламеняется, образует взрывоопасные смеси с кислородом, также имеет молекулярную кристаллическую решётку.

Стр. 61

Примените свои знания

4. В ядре атома химического элемента содержится 76 нейтронов, что на 24 единицы больше числа протонов. Что это за элемент?

Число протонов в атоме — это его порядковый номер в Периодической системе.

Если нейтронов на 24 больше, чем протонов, то:

N (нейтроны) = P (протоны) + 24 → 76 = P + 24 → P = 52.

Порядковый номер 52 имеет элемент теллур (Te).

Ответ: теллур (Te).

5. Запишите уравнения реакций между следующими веществами:

а) бромом и сероводородом;

б) углеродом и оксидом цинка;

в) кислородом и сульфидом меди(II).

а) (Br₂ + H₂S → 2HBr + S)

Бром окисляет сероводород до серы.

б) (C + ZnO → Zn + CO)

Углерод восстанавливает оксид цинка до металла.

в) (2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂)

Сульфид меди(II) окисляется кислородом воздуха.

6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:

а) NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O

б) NaOH + Br₂ → NaBr + NaBrO + H₂O

в) Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + HCl

Определите окислители и восстановители.

а) NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O

Баланс:

N: -3 → 0 (восстановление)

O: 0 → -2 (окисление)

Уравнение:

(4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O)

Окислитель — O₂, восстановитель — NH₃.

б) NaOH + Br₂ → NaBr + NaBrO + H₂O

Br₂ (0) → Br⁻ (-1) и Br⁺ (в составе BrO⁻: +1) — диспропорционирование

Уравнение:

(3Br₂ + 6NaOH → 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O)

Окислитель и восстановитель — Br₂ (сам с собой реагирует).

Но! Если конечный продукт — гипобромит (NaBrO), а не бромат (NaBrO₃), то:

(Br₂ + 2NaOH → NaBr + NaBrO + H₂O)

Окислитель и восстановитель — Br₂.

в) Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + HCl

Cl₂ (0) → Cl⁻ (-1) — восстановитель

S⁴⁺ → S⁶⁺ — окисление

Уравнение:

(Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl)

Окислитель — Cl₂, восстановитель — SO₃²⁻ (в составе Na₂SO₃).

7. Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 800 л метана CH₄ (н. у.), содержащего 5 % примесей (по объёму)?

Объём чистого метана:

800 л × 0,95 = 760 л

Уравнение реакции сжигания метана:

(CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O)

1 моль CH₄ даёт 1 моль CO₂, значит:

760 л CH₄ → 760 л CO₂ (при н. у., т. к. мольные объёмы равны)

Ответ: 760 л углекислого газа.

8. Серу массой 0,8 г сожгли, полученный газ растворили в 100 г раствора гидроксида натрия с массовой долей щёлочи 4 %. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном растворе.

Уравнение реакции:

(S + O₂ → SO₂) — сжигание

(SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O) — поглощение щёлочью

Находим количество вещества серы:

n(S) = 0,8 г / 32 г/моль = 0,025 моль

→ n(SO₂) = 0,025 моль

→ n(NaOH), нужное на реакцию = 2 × 0,025 = 0,05 моль

Масса NaOH в растворе:

100 г × 0,04 = 4 г

n(NaOH) = 4 г / 40 г/моль = 0,1 моль

NaOH в избытке: 0,1 - 0,05 = 0,05 моль (не прореагировало)

Na₂SO₃ образовалось: 0,025 моль

H₂O образовалось: 0,025 моль

5. Массы веществ в растворе:

• Na₂SO₃: 0,025 × 126 = 3,15 г

• NaOH (избыток): 0,05 × 40 = 2 г

• H₂O (от реакции): 0,025 × 18 = 0,45 г

• Вода из раствора: 100 - 4 = 96 г

• Общая масса раствора: 3,15 + 2 + 0,45 + 96 = 101,6 г

6. Массовые доли:

• ω(Na₂SO₃) = (3,15 / 101,6) × 100% ≈ 3,1 %

• ω(NaOH) = (2 / 101,6) × 100% ≈ 2,0 %

• ω(H₂O) = (96 + 0,45) / 101,6 × 100% ≈ 94,9 %

Стр. 61

Используйте дополнительную информацию

9. Подготовьте сообщение по теме «Из истории создания спичек».

Сообщение

Из истории создания спичек

История спичек — это не только рассказ о бытовом предмете, без которого невозможно представить современную жизнь, но и история научного прогресса, случайных открытий, гениальных изобретений и борьбы за удобство и безопасность человека. Сегодня спички кажутся нам чем-то обыденным, но их путь к современному виду был долгим и порой опасным.

Первая идея получения огня химическим путём возникла задолго до появления спичек. В Древнем Китае уже в I веке н. э. использовались палочки, пропитанные серой, для поджигания огня. Их можно считать прообразами современных серных спичек, хотя они не были самостоятельным источником воспламенения, так как требовали отдельного огня для возгорания. Долгое время для получения огня люди использовали трудоёмкие и ненадёжные методы: высекали искру кремнем, пользовались огнивом, линзами, трутом или серными палочками. Всё изменилось в XIX веке.

Первая настоящая химическая спичка была создана в 1805 году французским химиком Жаном Шанселем. Он использовал смесь хлората калия, сахара и серной кислоты. При соединении этих веществ происходила бурная реакция с выделением тепла и пламени. Однако такая спичка была небезопасной, так как хранила риск внезапного воспламенения и требовала обращения с кислотой. Следующие десятилетия учёные работали над упрощением и безопасностью процесса.

Настоящий прорыв произошёл в 1826 году, когда английский химик и аптекарь Джон Уолкер случайно изобрёл первую механически зажигаемую спичку. Он заметил, что деревянная палочка, обмакнутая в смесь сульфида сурьмы и хлората калия, загорелась при трении о шероховатую поверхность. Он начал продавать такие палочки под названием «люциферы». Они были неудобны и выделяли едкий дым, но пользовались спросом. Уолкер, к сожалению, не запатентовал своё изобретение.

В 1831 году французский изобретатель Шарль Сориа усовершенствовал конструкцию, предложив использовать белый фосфор, который воспламенялся при трении. Такие спички получили широкое распространение и стали массовыми, но имели существенный недостаток — фосфор был крайне токсичен. Работники спичечных фабрик страдали от «фосфорного некроза» — тяжёлого заболевания костей.

Проблему решил Шведский химик Густав Эрик Паш в 1844 году, который предложил отделить фосфор от горючей массы и поместить его в боковую часть коробка. Это был прообраз современных безопасных спичек. В 1855 году его изобретение усовершенствовал Йоханн Лундстрем, который начал промышленное производство «шведских спичек» — нетоксичных, удобных и безопасных. Воспламенение происходило только при трении о специальную поверхность коробка, содержащую красный (нетоксичный) фосфор.

С тех пор спички стали неотъемлемой частью повседневной жизни. Их форма, состав, упаковка менялись, но принцип оставался прежним. Они стали символом прогресса, шагом к удобству и безопасности. В XX веке спички даже имели стратегическое значение — в походах, на войне, при чрезвычайных ситуациях. Их массовое производство сделало огонь доступным каждому.

Сегодня, несмотря на распространение зажигалок, газовых плит и электрических приборов, спички по-прежнему остаются востребованными: в быту, на природе, в экстренных ситуациях. Это изобретение — наглядный пример того, как химия и человеческий разум сделали жизнь удобнее и безопаснее. История спичек — это история маленькой палочки, изменившей мир.

Параграф 11. Общая характеристика элементов VII-группы – галогенов