Характеристика хрома по его положению в периодической системе. Geum.ru
  • Главная

Характеристика хрома по его положению в периодической системе


Металлы побочных подгрупп характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Подобный материал:
  • Химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых, 461.43kb.
  • Урок тема: Металлы главных подгрупп, 62.33kb.
  • Урок повторение и обобщение по темам, 121.04kb.
  • Характеристика химических элементов малых периодов по их положению в периодической, 97.2kb.
  • Задачи урока: Обучающая: Создать условия для исследования учащимися физических и химических, 64.17kb.
  • Контрольная работа по темам: «Общие свойства металлов», 69.86kb.
  • Задачи: Обучающая: Познакомить учащихся со свойствами щелочных металлов, Щелочно-земельных, 51.5kb.
  • Урока «периодический закон и периодическая система химических элементов д. И. Менделеева», 105.86kb.
  • Урок в 9 классе по теме «Бериллий, магний и щелочноземельные металлы.», 43.76kb.
  • Задачи урока. Образовательные: обобщить и систематизировать материал по теме, углубить, 73.88kb.
МЕТАЛЛЫ ПОБОЧНЫХ ПОДГРУПП

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого из d- или f-элементов. Эти элементы занимают переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами. d-Элементы образуют три переходных ряда — в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно.

Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Хром и медь имеют на 4s-орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные d-подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные. В атоме хрома на каждой из пяти 3d-орбиталей, образующих 3d-подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти 3d-орбиталей находится по паре электронов (аналогичным образом объясняется аномалия серебра).

Все d-элементы являются металлами. Большинство из них имеет характерный металлический блеск. По сравнению с s-металлами их прочность в целом значительно выше. В частности, для них характерны свойства: высокий предел прочности на разрыв; тягучесть; ковкость (их можно расплющить ударами в листы).

d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к обра зованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

d-Элементы характеризуются также более высокой плотностью по сравнению с другими металлами. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы этих металлов мало изменяются в этом ряду.

d-Элементы — хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон сверх полузаполненной или заполненной d-оболочки. Например, медь.

Химические свойства.

Электроотрицательность металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Это означает, что металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Такое изменение их свойств проявляется и в последовательном возрастании окислительно-восстановительных потенциалов с переходом от отрицательных к положительным значениям.

Характеристика хрома и его соединений

Хром — твердый, голубовато-белый металл.ρ = 7,2г/см3, tплавл= 18570С

СО: +1,+2,+3,+4,+5,+6

Химические свойства.

  1. Взаимодействие с простыми веществами.
  1. При обычных условиях хром реагирует только со фтором. При высоких температурах (выше 6000C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором.
4Cr + 3O2  2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  2CrCl3

2Cr + N2  2CrN

2Cr + 3S   Cr2S3

  1. Взаимодействие со сложными веществами.
  1. В раскалённом состоянии реагирует с парами воды:
2Cr + 3h3O Cr2O3 + 3h3
  1. Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (HCl, h3SO4). В отсутствии воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.
 

Cr + 2HCl → CrCl2+ h3­

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2h3O + h3­

  1. Наличие защитной окисной плёнки на поверхности металла объясняет его пассивность по отношению к холодным концентрированным кислотам – окислителям. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:
2 Сr + 6 Н2SО4(конц) Сr2(SО4)3 + 3 SО2↑ + 6 Н2О

Сr + 6 НNО3(конц) Сr(NО3)3 + 3 NO2↑ + 3 Н2О

Получение.

  1. Алюминотермия: Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr
  2. Восстановлением оксидов хрома оксидом углерода (II), водородом: CrO + Н2 Cr + h3O

Соединения хрома

Соединения двухвалентного хрома

Оксид хрома (II) CrO

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество ярко-красного или коричнево-

красного цвета.

Химические свойства. CrO – основной оксид.

  1. Взаимодействует с кислотами: CrO + 2HCl → CrCl2 + 2h3O
  2. Легко окисляется на воздухе при нагревании до оксида хрома (III): 4CrO + O2 2 Cr2O3
  3. Восстанавливается водородом до хрома: CrO + Н2 Cr + h3O
Получение.
  1. При окислении амальгамы хрома на воздухе: 2Cr + O2 2 CrO
  2. При прокаливании Сr(ОН)2 в отсутствие кислорода: Сr(ОН)2 CrO + h3O
Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3h3O

Гидроксид хрома (II) Сr(ОН)2

Физические свойства: твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)2 – слабое основание.

  1. Взаимодействует с кислотами: Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2h3O
  2. Легко окисляется в присутствии влаги кислородом воздуха в Сr(ОН)3:
4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Cr(OH)3
  1. При прокаливании разлагается:
а) без доступа воздуха: Сr(ОН)2 CrO + h3O

б) в присутствии кислорода: 4Сr(ОН)2 2 Cr2O3 + 4h3O

Получение.

  1. Действием щелочи на растворы солей Cr(II): СrСl2 + 2 NaОН = Сr(ОН)2↓ + 2 NaСl.

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III) Cr2O3

Физические свойства: темно-зеленое тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде.

Химические свойства. Cr2O3 - амфотерный оксид.

  1. Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Cr2O3 + 6HCl 2 CrCl3 + 3h3O
  2. Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + h3O
Хромит натрия
  1. При высокой температуре восстанавливается водородом, кальцием, углеродом до хрома:
Cr2O3 + 3Н2 2Cr + 3h3O

Получение.

  1. При окислении хрома: 4Cr + 3O2  2Cr2O3
  2. При разложении гидроксида хрома (III): 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3h3O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3

Физические свойства: нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Химические свойства. Сr(ОН)3 – амфотерный гидроксид

  1. Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:
2Cr(OH)3 + 3h3SO4 →Cr2(SO4)3 + 6h3O
  1. Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:
Cr(OH)3 + KOH → KCrO2+ 2h3O

(хромит калия)

  1. При нагревании легко разлагается: 2Сr(ОН)3 Cr2O3 + 3h3O
Получение.
  1. При действии щелочей на соли Сr3+ выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:
Сr2(SО4)3 + 6NaОН → 2 Сr(ОН)3↓ + 3 Na2SО4,

Соединения шестивалентного хрома

Оксид хрома (VI) CrO3

Физические свойства: твердое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Ядовит!

Химические свойства. CrO3 – кислотный оксид.

  1. Взаимодействует со щелочами, образуя соли желтого цвета-хроматы:
CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + h3O
  1. Взаимодействует с водой, образуя кислоты: CrO3 + h3O → h3CrO4 хромовая кислота
2 CrO3 + h3O → h3Cr2O7 дихромовая кислота
  1. Термически неустойчив: 4 CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2 ↑
Получение.
  1. Получают из хромата (или дихромата) калия действием h3SO4(конц.).
K2CrO4 + h3SO4 → CrO3 + K2SO4 + h3O

K2Cr2O7 + h3SO4 → 2CrO3 + K2SO4 + h3O

Гидроксиды хрома (VI) h3CrO4- хромовая кислота, h3Cr2O7- дихромовая кислота

Обе кислоты неустойчивы, при попытке их выделения в чистом виде распадаются на воду и оксид хрома (VI). Однако соли их вполне устойчивы. Соли хромовой кислоты называют хроматами, они окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматами, они окрашены в оранжевый цвет.

Железо и его соединения

Железо – сравнительно мягкий ковкий металл серебристого цвета, пластичный, намагничивается. Tплавл=15390С. ρ = 7,87г/см3.

СО: +2 – со слабыми окислителями – растворы кислот, солей, неметаллы, кроме кислорода и галогенов

+3 – с сильными окислителями – концентрированные кислоты, кислород, галогены.

Химические свойства.

  1. Взаимодействие с простыми веществами.
  1. Горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III): 3Fe + 2O2 → Fe3O4
  2. Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2  2FeBr3

Fe + S  FeS

  1. Взаимодействие со сложными веществами.
  1. При высокой температуре (700–900C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4h3O  Fe3O4 + 4h3­ ↑
  1. На воздухе в присутствии влаги ржавеет: 4Fе + 3O2 + 6Н2О → 4Fе(ОН)3.
  2. Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах, проявляя СО +2:
Fe + 2HCl → FeCl2 + h3­↑

Fe + h3SO4(разб.) → FeSO4 + h3­↑

  1. В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании, проявляя СО +3:
2Fe + 6h3SO4(конц.)  Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6h3O

Fe + 6HNO3(конц.)  Fe(NO3)3 + 3NO2­ + 3h3O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

  1. Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Получение.

  1. Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
FeO + C Fe + CO

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

Соединения двухвалентного железа

Оксид железа (II) FeO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: FeО – основной оксид

  1. Взаимодействует с кислотами: FeО + Н2SO4 →
  2. При сильном нагревании окисляется водой: 3FeО + h3O Fe3О4 + h3­↑
  3. Окисляется кислородом до оксидов с более высокой СО: 4FeО + O2 Fe2О3
6 FeО + O2 2Fe3О4
  1. Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II) до железа:
FeO + C Fe + CO

Получение.

  1. При разложении гидроксида железа(II): Fe(ОН)2 FeО + h3O
  2. При частичном восстановлении оксидов Fe3О4 и Fe2О3: Fe2О3 + h3­ 2 FeО + h3O
Fe3О4 + h3­ 3 FeО + h3O

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2

Физические свойства: порошок белого цвета, нерастворимый в воде.

Химические свойства: Fe(OH)2 – слабое основание.

  1. Взаимодействует с сильными кислотами: Fe(OH)2 + h3SO4→FeSO4 + 2h3O
  2. При нагревании разлагается: Fe(OH)2  FeO + h3O
  3. На воздухе окисляется до Fe(OH)3: 4Fe(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Fe(OH)3
Получение.
  1. Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeCl2 + 2KOH → 2KCl + Fе(OH)2↓

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]  Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III) Fe2O3

Физические свойства: твердое вещество красно-коричневого цвета.

Химические свойства: Fe2O3 – амфотерный оксид.

  1. Взаимодействует с кислотами, как основной оксид: Fe2O3 + 6HCl → 2 FeCl3 + 3h3O
  2. Взаимодействует со щелочами, как кислотный оксид: Fe2O3 + 2NaOH 2NaFeO2 + h3O
феррит натрия
  1. Восстанавливается водородом, углеродом, оксидом углерода(II): Fe2О3 + h3­ 2 FeО + h3O
Fe2О3 + 3h3­ 2 Fe + 3h3O

Получение.

  1. При разложении гидроксида железа(III): 2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3h3O
  2. При обжиге пирита: 4FeS2 + 11O22Fe2O3 + 8SO2­

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3

Физические свойства: твердое вещество красно-бурого цвета.

Химические свойства: Fe(OH)3 – амфотерный гидроксид.

  1. Взаимодействует с кислотами, как нерастворимое основание:
2Fe(OH)3 + 3h3SO4 →Fe2(SO4)3 + 6h3O
  1. Взаимодействует со щелочами, как нерастворимая кислота:
Fe(OH)3 + KOH(тв) → KFeO2+ 2h3O

Fе(ОН)3 + 3КОН(конц) → К3[Fе(ОН)6]

  1. При нагревании легко разлагается: 2Fe(ОН)3 Fe2O3 + 3h3O
Получение.
  1. Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка:
Fe(NO3)3 + 3KOH  Fe(OH)3 + 3KNO3

Качественные реакции на Fe3+

  1. При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6]  Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
  1. При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl3 + 3KCNS  3КCl + Fe(CNS)3

Медь и её соединения

Медь — довольно мягкий металл красно-желтого цвета, ковкий, пластичный, обладает высокой тепло- и электропроводностью. Tплавл= 10830С. ρ = 8,96г/см3. СО: 0,+1,+2

Химические свойства.

  1. Взаимодействие с простыми веществами.
  1. При высокой температуре взаимодействует с кислородом: 2Cu + O2  2CuO
  2. Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах: Cu + Cl2  CuCl2
  1. Взаимодействие со сложными веществами.
Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑­ + 2h3O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2­↑+ 2h3O

Cu + 2h3SO4(конц.) →  CuSO4 + SO2­↑+2h3O

Получение.

  1. Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II): CuO + C Cu + CO
CuO + CO Cu + CO2
  1. При электролизе солей меди: 2CuSO4 + 2h3O → 2Cu + O2­ + 2h3SO4

Соединения одновалентной меди

Оксид меди(I) Сu2O

Физические свойства: твердое вещество красного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Сu2O – основной оксид.

  1. Взаимодействует с кислотами: Сu2O + h3SO4 → CuSO4 + h3O + Cu↓
  2. При нагревании с восстановителями восстанавливается до металла: Сu2O + Н22Сu + h3O
  3. При сильном нагревании на воздухе превращается в СuO: Сu2O + О22СuO
  4. При более сильном нагревании разлагается на простые вещества: Сu2O 2Cu + O2↑
Получение.
  1. Получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:
2CuSO4 + C6h22O6 + 5NaOH → Cu2O↓ + 2Na2SO4 + C6h21O7Na + 3h3O

Гидроксид меди(I) CuOH

Физические свойства: неустойчивое, плохо растворимое в воде вещество желтого цвета, в свободном состоянии не выделен.

Химические свойства: CuOH – слабое основание.

  1. Взаимодействует с кислотами: CuOH + HCl → CuCl + h3O
  2. На воздухе легко окисляется до Cu(OH)2 : 4CuOH + О2 + 2h3O → 4 Cu(OH)2
Получение.
  1. При разложении гидроксида меди(I): 2CuOHСu2O + h3O
  2. Действием щелочи на соли меди(I): CuCl + NaOH → CuOH↓ + NaCl

Соединения двухвалентной меди

Оксид меди (II) СuO

Физические свойства: твердое вещество черного цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: СuO – основной оксид.

  1. Взаимодействует с кислотами при нагревании: CuO + h3SO4  CuSO4 + h3O
  2. Легко восстанавливается водородом и другими восстановителями до меди:
СuO + Н2Сu + h3O
  1. При нагревании разлагается с образованием оксида меди(I): 4СuO 2Сu2O + О2↑
  2. Окислитель. Окисляет спирты до альдегидов: С2Н5ОН + СuO СН3СОН + Сu↓ + h3O
Получение.
  1. При окислении меди: 2Cu + O2  2CuO
  2. При разложении гидроксида меди(II): Cu(OH)2  CuO + h3O
  3. При разложении некоторых солей: Cu2(OH)2CO3  2CuO + CO2­ + h3O
Малахит

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2

Физические свойства: твердое вещество синего цвета, нерастворимое в воде.

Химические свойства: Cu(OH)2 – слабое основание.

  1. Взаимодействует с кислотами: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2h3O
  2. При нагревании разлагается: Cu(OH)2  CuO + h3O
  3. Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения:
Cu(OH)2 + 4Nh4 → [Cu(HN3)4](OH)2
  1. Слабый окислитель. Окисляет альдегиды до карбоновых кислот:
СН3СОН + 2Cu(OH)2 СН3СООН + Сu2O↓ + 2h3O

Получение.

  1. Образуется при действии щелочей на соли меди (II): CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

geum.ru

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

 АХМЕТОВ М. А.       УРОК 10. ЗАДАНИЯ Выбрать другой урок 

 

Характеристика переходных элементов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.

1. Атомы каких элементов имеют по 1 электрону на внешнем занятом электронном уровне в основном состоянии?

 

1)

Fе и Zn

2)

Zn и Cr

3)

Cr и Cu

4)

Cu и Fe

 

2. Для получения хрома из его оксида в роли восстановителя используют

 

1)

алюминий и кремний

2)

кремний и водород

3)

водород и углерод

4)

углерод и алюминий

 

 

3. Железо не получают по реакции

 

1)

3FeO + 2Al Al2O3 + 3Fe

2)

электролизом раствора сульфата железа по уравнению

FeSO4 + 2h3O ®   Fe + h3­ + O2­ + h3SO4

3)

восстановлением коксом FeO + C Fe + CO

4)

восстановлением серой 2FeO + S 2Fe + SO2

 

4. Реакция, не происходящая в доменном процессе

 

1)

CO2 + C = 2CO

2)

3Fe2O3 +CO 2Fe3O4+ CO2­

3)

3FeO + CO2 Fe3O4+ CO­

4)

Fe3O4 + CO 3FeO + CO2­

 

 

5. Латунь – это сплав меди с

 

1)

цинком

2)

оловом

3)

никелем

4)

хромом

 

 

6. Раствор хлорида железа (III) реагирует с веществами, формулы которых

 

1)

Cu и KI

2)

KI и FeCl2

3)

FeCl2 и Ag

4)

Ag и Cu

 

7. Хромат калия в химической лаборатории можно получить действием на хромит калия

 

1)

пероксидом водорода в щелочной среде и хлором в кислой среде

2)

пероксидом водорода в щелочной среде и хлором в щелочной среде

3)

пероксидом водорода в кислой среде и хлором в щелочной среде

4)

пероксидом водорода в кислой среде и хлором в кислой среде

 

8. Выберите наиболее справедливое окончание следующего утверждения

«При добавлении к раствору хромата калия серной кислоты …

 

1)

хромат превращается в хромит и окраска изменяется с оранжевой на желтую

2)

хромат превращается в хромит и окраска изменяется с желтой на  оранжевую

3)

хромат превращается в дихромат и окраска изменяется с оранжевой на желтую

4)

хромат превращается в дихромат и окраска изменяется с желтой на  оранжевую

 

9. Смесь дихромата калия и концентрированной серной кислоты нередко называют хромовой смесью. Заменять концентрированную серную кислоту на концентрированную соляную кислоту нельзя, потому, что

 

1)

максимальная массовая доля HCl  в соляной кислоте составляет 38%, а серная кислота бывает полностью безводной

2)

соляная кислота сама реагирует с дихроматом калия по уравнению

K2Cr2O7 +14HCl ® 3Cl2­ + 2CrCl3 + 2KCl + 7h3O

3)

серная кислота обладает водоотнимающими свойствами, а соляная кислота – нет

4)

концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства, а концентрированная соляная кислота – нет

 

10. Гидроксид хрома (III) проявляет амфотерный характер, следовательно он растворяется

 

1)

в воде и бензоле

2)

бензоле и соляной кислоте

3)

соляной кислоте и растворе гидроксида натрия

4)

растворе гидроксида натрия и воде

 

 

11. Гидроксид железа (II) на воздухе

 

1)

разлагается с образованием FeO

2)

на воздухе легко окисляется до Fe(OH)3

3)

реагирует с парами воды, образуя кристаллогидрат Fe(OH)3·n(h3O)

4)

разлагается с образованием Fe2O3

 

12. Качественная реакция на FeCl3 + Nh5SCN® является

 

1)

необратимой, так как при добавлении к раствору новой порции тиоционата аммония наблюдается усиление красной окраски

2)

обратимой, так как с течением времени красный цвет раствора исчезает

3)

обратимой, так как при добавлении к полученному раствору гидроксида натрия красная окраска исчезает и образуется бурый осадок гидроксида железа (III)

4)

необратимой потому, что осадок со временем оседает на дно пробирки

 

13. В химической лаборатории оксид хрома (III) получают разложением каждого из двух веществ, формула которых

 

1)

(Nh5)2Cr2O7  и   K2Cr2O7

2)

K2Cr2O7  и K2CrO4

3)

K2CrO4 KCrO2

4)

KCrO2 и (Nh5)2CrO4

 

14. Оксид хрома (VI) можно получить в результате взаимодействия этих веществ с концентрированной серной кислотой

 

1)

 K2Cr2O7  и Cr2O3

2)

 Cr2O3   и Cr

3)

 Cr и K2CrO4

4)

 K2CrO4и K2Cr2O7

 

15. Оксид хрома (III) входит в состав абразивных материалов (паст ГОИ), так как его кристаллическая решетка

 

1)

молекулярная

2)

ионная

3)

атомная

4)

металлическая

 

16.  Оксид хрома (III) реагирует с каждым из двух веществ

 

1)

кальцием и алюминием

2)

алюминием и серебром

3)

серебром и чугуном

4)

чугуном и кальцием

 

17. Оксид хрома (VI) не реагирует с веществом, формула которого

 

1)

С2Н5ОН

2)

Mn2O7

3)

Cr

4)

Ch4CHO

 

18. Формула карбида железа (цементита)

 

1)

FeC2

2)

Fe3C

3)

Fe4C3

4)

Fe2C3

 

19. Установите продукт взаимодействия в следующей химической реакции,  учитывая, что образуется вещество голубовато-зеленого цвета

Cu2O + CO2 + O2 + h3O ®

 

1)

Cu(HCO3)2

2)

Cu2CO3

3)

(CuOH)2CO3

4)

CuCO3

 

20. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с хлоридом железа (II) образуются

 

1)

сульфат железа (III) + диоксид серы + хлороводород + вода

2)

сульфат железа (II) + хлороводород + вода

3)

сульфат железа (III) + диоксид серы + хлор + вода

4)

сульфат железа (II) + хлор + вода

 

 

21. Установите соответствие между химическими элементами и проявляемыми ими степенями окисления

 

 

ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТ

 

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

1)

Zn

А)

0, +2, +4, +6

2)

Cr

Б)

0,+1,+2,+3, +6

3)

Mn

В)

0, +2, +3, +4, +5, +6, +7

4)

Fe

Г)

0, +2

 

 

Д)

0,+2, +3, +6

 

22. Установите соответствие между химическим элементом и числом неспаренных  электронов в его атоме

 

 

ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТ

 

ЧИСЛО НЕСПАРЕННЫХ

1)

Сr

А)

1

2)

Cu

Б)

3

3)

Mn

В)

4

4)

Fe

Г)

5

 

 

Д)

6

 

23. Установите соответствие между формулой вещества и его окраской

 

 

ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТ

 

ЧИСЛО НЕСПАРЕННЫХ

1)

CuSO4·5h3O

А)

фиолетовый

2)

KMnO4

Б)

голубой

3)

Cr2O3

В)

белый

4)

ZnO

Г)

зеленый

 

 

Д)

красный

 

24. Установите соответствие между реагентами и хромосодержащим продуктом химической реакции

 

 

 

РЕАГЕНТЫ

 

ПРОДУКТЫ

1)

Сr + HCl ®

А)

Cr2(SO4)3

2)

Cr + Cl2®

Б)

CrCl2

3)

Cr+ h3SO4(разб.) ®

В)

CrCl3

4)

Cr + h3SO4(конц.) ®

Г)

CrO3

 

 

Д)

CrSO4

 

 

 

25. Окрашены в красный цвет

 

А)

CrO3

Б)

FeCl3

В)

Cu2O

Г)

MnO2

Д)

Сr(OH)2

Е)

Fe(SCN)3

 

 

26.  Веществами X1, X2, X3 в следующей цепочке превращений являются

 

 

А)

SO2

Б)

SO3

В)

S

Г)

h3S

Д)

h3SO3

Е)

h3SO4

 

maratakm.narod.ru

Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа - по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов - Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева - ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ - ХИМИЯ ЕГЭ - 1000 заданий с ответами и решениями

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ

1.2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

1.2.3. Характеристика переходных элементов - меди, цинка, хрома, железа - по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Тесты с выбором ответа с решениями

1. Степень окисления, характерная и для хрома, и для железа, и для меди,

1) +1

2) +2

3) +3

4) +4

2. Верны ли следующие суждения о железе? А. Наиболее характерные степени окисления железа: +2 и +3. Б. Гидроксид железа(II) имеет амфотерные свойства.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

3. Элемент, атомы которого имеют в основном состоянии четыре неспаренных электрона

1) марганец

2) хром

3) ванадий

4) железо

4. Электронная конфигурация внешней оболочки переходного металла

1) 4s2

2) 4s24p1

3) 3d14s2

4) 4s1

5. Электронная формула валентного уровня 3d84s2 имеется у атомов

1) скандия

2) никеля

3) марганца

4) титана

Тесты с выбором ответа для самостоятельного решения

6. Электронная формула валентного уровня 3d14s2 имеется у атомов

1) никеля

2) скандия

3) марганца

4) титана

7. Элемент, атомы которого имеют в основном состоянии пять неспаренных электронов,

1) ванадий

2) железо

3) марганец

4) хром

8. Атом элемента содержит 30 протонов. Гидроксид этого элемента в высшей степени окисления

1) ЭОН

2) Э(ОН)2

3) Э(ОН)3

4) Э(ОН)4

9. Высший оксид элемента, атом которого содержит 23 протона,

1) Э2O3

2) Э2O7

3) ЭO3

4) Э2O5

10. Соединение с формулой К3[Э(ОН)6] характерно для каждого из следующих элементов

1) алюминий и цинк

2) бериллий и цинк

3) хром и алюминий

4) магний и железо

Ответы на тесты раздела

1. 2. 3 1. 2 2. 1 3. 4 4. 3 5. 2 6. 2 7. 3 8. 2 9. 4 10. 3

Решения тестов раздела 1.2.3

Решение 1. Характерные степени окисления хрома в его соединениях +2, +3 и +6. Характерные степени окисления железа в его соединениях +2, и +3. Характерные степени окисления меди в ее соединениях +1 и +2. Степень окисления, характерная для всех трех металлов, +2.

Ответ: 2.

Решение 2. Характерные степени окисления железа в его соединениях +2 и +3. Суждение А верно. Оксиды и гидроксиды двухвалентных металлов имеют, как правило, только основные свойства. Так, гидроксид железа(II) проявляет в обычных условиях только основные свойства и является основным оксидом. Суждение Б неверно.

Ответ: 1.

Решение 3. Напишем электронные формулы металлов с помощью символов, а их валентные уровни — с помощью квантовых ячеек, символизирующих орбитали. Заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется в соответствии с правилом Гунда: орбитали заполняются сначала по одному электрону. Из формул, записанных с помощью квантовых ячеек, определяем число неспаренных электронов в основном состоянии каждого атома.

Видно, что четыре неспаренных электрона имеет атом железа.

Ответ: 4.

Решение 4. Переходные металлы — это металлы, в которых происходит заполнение предвнешнего d-подуровня. Валентными электронами для переходных металлов являются s-электроны внешнего уровня и d-электроны предвнешнего уровня. Переходные металлы располагаются в побочных В-подгруппах периодической системы. Поэтому к переходным металлам относится элемент с электронной конфигурацией внешнего уровня 3d14s2. Этот элемент — скандий.

Ответ: 3.

Решение 5. Напишем электронные формулы металлов.

Sc (21ē) 1s22s22p63s23p63d14s2

Ni (28ē) 1s22s22p63s23p63d84s2

Мn (25ē) 1s22s22p63s23p63d54s2

Ti (22ē) 1s22s22p63s23p63d24s2

Конфигурация 3d84s2 имеется у атомов никеля.

Ответ: 2.

www.compendium.su