В каком из перечисленных соединений хром проявляет металлические свойства

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова “хром” берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Хром элемент

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 – амфотерные,
+6 – кислотные.

Степени окисления хрома и его свойства

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

Fe(CrO2)2 – хромистый железняк, хромит
(Mg, Fe)Cr2O4 – магнохромит
(Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 – алюмохромит

Природные соединения хрома

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III – Cr2O3 –
происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Cr + O2 = (t) Cr2O3

Cr + S = (t) Cr2S3

Cr + N2 = (t) CrN

Cr + C = Cr2C3

Оксид хрома III

Реакция с водой

Протекает в раскаленном состоянии.

Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑

Реакции с кислотами

Cr + HCl = CrCl2 + H2↑

Хлорид хрома II

Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Соединения хрома II

Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы – оксида хрома III,
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Оксид хрома II

CrO + O2 = Cr2O3

CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O

CrO + SO3 = CrSO4

Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Гидроксид хрома II

Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O

Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O

Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O

Соединения хрома III

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.

Оксид и гидроксид хрома III

Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.

Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)

Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания – в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)

Хлорид хрома III

Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).

K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O

Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O

Соединения хрома VI

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI – CrO3, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая – H2CrO4 и дихромовая кислоты – H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы – в оранжевый цвет.

Хроматы желтые, дихроматы оранжевые

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый – образуется хромат.

Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название “вулканчик” 🙂

(NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O

Дихроматный вулканчик

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Железо

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Степени окисления железа и его свойства

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

Fe2O3 – красный железняк, гематит
Fe3O4 – магнитный железняк, магнетит
Fe2O3*H2O – бурый железняк, лимонит
FeS2 – пирит, серый или железный колчедан
FeCO3 – сидерит

Природные соединения железа

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида – руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑

H2 + Fe2O3 = Fe + H2O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Чугун и сталь

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS2 (t

Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина – Fe3O4 – смесь двух оксидов
FeO*Fe2O3)

При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

Fe + Cl2 = (t) FeCl3

Fe + P = (t) FeP

Fe + C = (t) Fe3C

Fe + Si = (t) FeSi

Хлорид железа III

Реакции с кислотами

Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

Fe + HCl = FeCl2 + H2↑

На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
серной и азотной кислотами.

Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

Пассивирование железа в холодной концентрированной азотной кислоте

Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

Реакции с солями

Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

Восстановительные свойства

Железо способно восстанавливать соединения железа III до II.

Fe + Fe2O3 = (t) FeO

Fe + FeCl3 = (t) FeCl2

Соединения железа II проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа II
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O

Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O

Гидроксид железа II

При хранении на открытом воздухе соли железа II приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа III.

FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2

Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью – K3[Fe(CN)6] –
гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl

Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O

Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O

Гидроксид железа III – ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Гидроксид железа III - ржавчина

Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O

Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl

Реакция железа III с роданидом калия

И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ – взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl

Соединения железа VI – ферраты – соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3
в щелочи.

Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑

Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

Феррат калия

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Медь

Основные степени окисления меди +1, +2.

Степени окисления меди и ее свойства

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

CuFeS2 – медный колчедан, халькопирит
Cu2S – халькозин
Cu2CO3(OH)2 – малахит

Природные соединения меди

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑

Cu2S + O2 = Cu2O + SO2

Cu2O + Cu2S = Cu + SO2

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например – железом.

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

Реакция железа и медного купороса

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь – на катоде, кислород – на аноде)

Химические свойства

Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)

2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Оксид меди II

Cu + Se = (t) Cu2Se

Cu + S = (t) Cu2S

Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
– реакция идет.

Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O

Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O

Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

Реакция меди и азотной кислоты

Реагирует с царской водкой – смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O

С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO2 = (t) CuO + S

Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑

Cu + NO = (t) CuO + N2↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.

CuCl2 + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu2O

Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu2O + CO = (t) Cu + CO2

Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3

Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O

Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.

Cu2O + O2 = (t) CuO

Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.

Cu2O + HCl = CuCl + H2O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu2O + H2O

Соединения меди II

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

Cu + O2 = (t) CuO

Химические свойства

Реакции с кислотами

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO + HCl = CuCl2 + H2O

Разложение

CuO = (t) Cu2O + O2

Восстановление

CuO + CO = Cu + CO2

CuO + C = Cu + CO

CuO + H2 = Cu + H2O

Гидроксид меди II – Cu(OH)2 – получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

Гидроксид меди II

CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓

Разложение

При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

Реакции с кислотами

Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O

Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]

Реакции с кислотными оксидами

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди II – (CuOH)2CO3)

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.

Источник

ТЕМЫ ПО
ХИМИИ

8 класс

для
дистанционного обучения

Классификация
химических элементов

Тестовые задания Вопрос 1 Какие из перечисленных металлов являются щелочными: Варианты ответов · Са · К · Li · Mg · Cu · Na Вопрос 2 Элементы IIA группы, начиная с Са, называются: Варианты ответов · щелочные · щелочноземельные · халькогены · галогены Вопрос 3 Фосфор – это Варианты ответов · металл · неметалл · предмет Вопрос 4 Металл, являющийся жидкостью при обычных условиях Варианты ответов · ртуть · натрий · магний · цинк Вопрос 5 Неметалл, являющийся жидкостью при обычных условиях Варианты ответов · кислород · йод · фосфор · бром
Периодический закон Д.И.Менделеева.
Тестовые задания Вопрос № 1 В каком ряду химические элементы расположены в порядке возрастания атомных радиусов? N, B, C Na, Mg, K N, P, As B, Si, N Вопрос № 2 В каком ряду химические элементы расположены в порядке увеличения зарядов ядер атомов? Br, Cl, F O, Se, S B, N, C Be, Mg, Ca Вопрос № 3 Наибольшей восстановительной активностью обладает P Cl Si S Вопрос № 4 В каком ряду химические элементы расположены в порядке ослабления их неметаллических свойств? B –> C S –> Cl –> Ar Cl –> Br –> I Ga –> Al –> B otvet end –> Be –> B –> C S –> Cl –> Ar Cl –> Br –> I Ga –> Al –> B Вопрос № 5 В ряду химических элементов B –> C –> N ослабевают восстановительные свойства уменьшается электроотрицательность атомов усиливаются металлические свойства уменьшается высшая степень окисления в оксидах
Периодическая таблица химических элементов.
Тестовые задания Вопрос № 1 Низшая степень окисления в ряду химических элементов фтор – кислород – углерод увеличивается не изменяется изменяется периодически уменьшается Вопрос № 2 Высший оксид состава ЭО образуют все элементы II периода IVA группы II A группы IV периода Вопрос № 3 В ряду химических элементов Si –> P –> S увеличивается чило валентных электронов в атоме уменьшается число валентных электронов в атоме уменьшается число протонов в ядре атома число валентных электронов в атомах не меняется Вопрос № 4 В ряду гидроксидов B(OH)3 –> Al(OH)3 –> Tl(OH)3 свойства гидроксидов изменяются от амфотерных к кислотным основных к кислотным амфотерных к основным кислотных к основным Вопрос № 5 Элемент образует летучее водородное соединение RH.Формула его высшего оксида: RO3 RO2 R2O7 R2O5
Строение атома.
Тестовые задания 1. Определите элемент со схемой распределения электронов в атоме 2, 8, 4: а) Mg; б) Si; в) Cl; г) S. 2. Максимальное число электронов на втором энергетическом уровне: а) 32; б) 18; в) 8; г) 24. 3. Орбитали, имеющие сферическую форму, называют: а) s-орбиталями; б) p-орбиталями; в) d-орбиталями; г) f-орбиталями. 4. Максимальное число электронов на р-орбиталях: а) 2; б) 6; в) 10; г) 14. 5. Укажите химический элемент, атомы которого имеют электронную формулу 1s22s22p63s23p6: а) Na; б) P; в) Al; г) Ar. 6. Сколько орбиталей в атоме натрия, на которых находятся электроны? а) 1; б) 2; в) 3; г) 4. 7. Атом какого химического элемента содержит три протона? а) B; б) P; в) Al; г) Li. 8. Атом какого химического элемента имеет заряд ядра +8? а) Na; б) P; в) О; г) Ti. 9. Число нейтронов в атоме железа равно: а) 25; б) 29; в) 30; г) 55. 10. Количество неспаренных электронов в атоме калия равно: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4.

ТЕСТЫ ПО ХИМИИ

9 класс

Химические свойства металлов

1. Проявляет только восстановительные свойства

1) O2
2) S
3) Na
4) Cl2

2. Легко взаимодействует с кислородом при
обычных условиях

1) Fe
2) Au
3) Zn
4) Са

3. Взаимодействует с кислородом только при
нагревании

1) Ag
2) Li
3) Cu
4) Na

4. Не взаимодействует с кислородом

1) Pt
2) Са
3) Cu
4) К

5. В реакции 2К + 2НОН = 2КОН + Н2 атом
калия

1) отдает два электрона
2) принимает два электрона
3) отдает один электрон
4) принимает один электрон

Щелочные металлы

А1. Элементы основной подгруппы 1 группы имеют названия

Щелочные
металлы
Щелочноземельные
металлы
Галогены
Переходные
металлы.

А 2. Укажите верное суждение: А) Щелочные металлы – это
серебристо-белые мягкие вещества; Б) Щелочные металлы – это легкие и
легкоплавкие металлы.

верно
только А
Верно
только Б
Верны
оба суждения
Оба
суждения неверны.

А 3.Самый активный щелочной металл

А4. Наиболее легкоплавкий металл

А5. Металл, образующий оксид при взаимодействии с
кислородом.

Щелочноземельные металлы

Тест по теме: «Щелочные и щелочноземельные металлы»

Вариант 1

1. Выберите характеристики для щелочных металлов

1) Степень
окисления в соединениях +1

2) Степень
окисления в соединениях +2

3) Являются
сильнейшими восстановителями

4)
Восстановительные свойства элементов усиливаются с ростом атомного радиуса

5) Из-за активности
хранятся под слоем керосина

6) Это
серебристо-белые металлы , с характерным блеском, режутся ножом

7) Являются
наиболее типичными представителями среди металлов

8) С кислородом
образуют только оксиды

9) Оксиды этих
металлов получают прокаливанием пероксидов с соответствующим металлом

10) При
взаимодействии с кислородом образуют пероксиды

11) Оксиды получают
обжигом карбонатов

12) Гидроксиды этих
металлов называют щелочи

13) Растворимость
гидроксидов растет с увеличением активности соответствующего металла

14) Имеют только
растворимые гидроксиды

15) Гидроксиды
образуются взаимодействием металлов с водой

16) Гидроксиды
получают взаимодействием соответствующих оксидов с водой

17) Металлы
реагируют с кислотами

18) Оксиды по
характеру кислотные

19) Оксиды по
характеру основные

20) Общая формула
гидроксида R(ОН)

21) Общая формула
гидроксида RОН

22) Общая формула
оксида R

23) Общая формула
оксидаRO

24) Способны
восстанавливать редкие металлы из их оксидов

25) Все соли
металлов растворимы

26) Карбонаты этих
металлов малорастворимы или нерастворимы в водe

2. В ряду от бериллия
к радию атомный радиус:

1)
увеличивается 2) уменьшается 3) не изменяется

3. Наиболее ярко выраженные металлические свойства у:

1) лития 2) калия 3) натрия 4) рубидия

4. Какими физическими свойствами обладают щелочные металлы?

1) серебристо –
белые, твердые, легкоплавкие вещества

2) серебристо –
розовые, мягкие, тугоплавкие вещества

3) серебристо –
белые, мягкие, тугоплавкие вещества

4) серебристо –
белые, мягкие, легкоплавкие вещества

5. Где содержат щелочные металлы?

1) под слоем
воде 2) под слоем керосина 3) под слоем спирта

4) под слоем
смеси воды и спирта

Соединения щелочноземельных металлов

1. Выберите характеристики для щелочных металлов

1) Степень окисления в соединениях +1

2) Степень окисления в соединениях +2

3) Являются сильнейшими восстановителями

4) Восстановительные свойства элементов усиливаются с
ростом атомного радиуса

5) Из-за активности хранятся под слоем керосина

6) Это серебристо-белые металлы , с характерным блеском,
режутся ножом

7) Являются наиболее типичными представителями среди
металлов

8) С кислородом образуют только оксиды

9) Оксиды этих металлов получают прокаливанием пероксидов
с соответствующим металлом

10) При взаимодействии с кислородом образуют пероксиды

11) Оксиды получают обжигом карбонатов

12) Гидроксиды этих металлов называют щелочи

13) Растворимость гидроксидов растет с увеличением
активности соответствующего металла

14) Имеют только растворимые гидроксиды

15) Гидроксиды образуются взаимодействием металлов с
водой

16) Гидроксиды получают взаимодействием соответствующих
оксидов с водой

17) Металлы реагируют с кислотами

18) Оксиды по характеру кислотные

19) Оксиды по характеру основные

20) Общая формула гидроксида R(ОН)2

21) Общая формула гидроксида RОН

22) Общая формула оксида R2О

23) Общая формула оксидаRO

24) Способны восстанавливать редкие металлы из их оксидов

25) Все соли металлов растворимы

26) Карбонаты этих металлов малорастворимы или
нерастворимы в водe

2. В ряду от бериллия к радию атомный радиус:

1) увеличивается 2) уменьшается 3)
не изменяется

3. Наиболее ярко выраженные металлические
свойства у:

1) лития 2) калия 3) натрия 4)
рубидия

4. Какими физическими свойствами обладают
щелочные металлы?
1) серебристо – белые, твердые, легкоплавкие вещества
2) серебристо – розовые, мягкие, тугоплавкие вещества
3) серебристо – белые, мягкие, тугоплавкие вещества
4) серебристо – белые, мягкие, легкоплавкие вещества
5. Где содержат щелочные металлы?
1) под слоем воде 2) под слоем керосина 3) под слоем спирта

4) под слоем смеси воды и спирта

ТЕСТЫ ПО ХИМИИ

10 класс

Азотсодержащие органические соединения

А 1. Пептидная связь есть в веществе

1. R—C—O—CH—R′

||
|

O
NH2

2.
R—C—O—NH2 3. H2N—R—NH2
4 . R—C—N—R′

||
|

|| |

O

O H

О
H

А 2. Соединения, в состав которых входит
функциональная группа –NH2, относятся к классу

альдегидов 2.
нитросоединений

3.	карбоновых кислот 4. аминов

А 3. Амины проявляют свойства

солей

кислот

оксидов

оснований

А 4. Белки не имеют
функцию:

1.строительную 2.ферментативную 3.касательную
4.энергетическую

А 5. Формула аминопропановой кислоты

CH3 − COOH
CH3 − CH2 –
COOH
NH2 –
CH2 − CH2− COOН
Cl
– CH2 − CH2− COOH

Амины, состав, строение, свойства и применение

А1.Основные свойства аминов определяет:

А)	Гидроксильная группа	В)	Нитрогруппа
Б)	Карбонильная группа	Г)	Аминогруппа

А2.В водном растворе этиламина среда:

А)	Кислотная	В)	Щелочная
Б)	Нейтральная	Г)	Изменяется в зависимости от температуры

А3.Анилин:

А)	Реагирует с кислотами с образованием солей
Б)	Построен из цепочек, образованных остатками аминокислот
В)	Содержит карбоксильную группу
Г)	В растворе создает кислотную среду

А4.Укажите вещество, которое будет реагировать с
метиламином:

А)	Br2 (р-р)	В)	HCl (p-p)
Б)	NaOH (р-р)	Г)	Na2CO3 (p-p)

А5.Укажите, к какому типу реакций относится
взаимодействие анилина с раствором брома в воде:

А)	Присоединение	В)	Отщепление
Б)	Замещение	Г)	Полимеризации

А6.Этиламин способен реагировать:

А)	Этанолом	В)	Муравьиной кислотой
Б)	Ацетоном	Г)	Ацетиленом

А7. В молекуле анилина влияние аминогруппы на
бензольное кольцо подтверждает реакция с:

А)	Соляной кислотой	В)	Хлорметаном
Б)	Бромной водой	Г)	Уксусным ангидридом

А8. Реакцией Зинина называют:

А)	Гидратацию ацетилена в присутствии солей ртути
Б)	Тримеризацию ацетилена с образованием бензола
В)	Нитрование предельных углеводородов
Г)	Восстановление нитробензола до анилина

Часть Б

Б1. Этиламин:

1)	Проявляет амфотерные свойства
2)	Растворяется в воде
3)	Реагирует со щелочами
4)	Способен к полимеризации
5)	В водном растворе изменяет окраску индикатора
6)	Можно получить взаимодействием бромэтана с аммиаком

Б2. Метиламин можно получить взаимодействием:

1)	Метанола с аммиаком
2)	Бромметана с аммиаком
3)	Хлорида метиламмония с гидроксидом калия
4)	Метана с азотной кислотой
5)	Метанола с азотом
6)	Метана с аммиаком

Химические свойства и применение аминов

1. Общая формула гомологического ряда предельных
аминов

1) CnH2nN
2) CnH2n+1N
3) CnH2n+2N
4) CnH2n+3N

2. Метилэтиламин является амином

1) первичным
2) вторичным
3) третичным
4) четвертичным

3. В ряду аммиак ➔ метиламин ➔ диметиламин основные свойства

1) увеличиваются
2) уменьшаются
3) увеличиваются, потом уменьшаются
4) уменьшаются, потом увеличиваются

4. В ряду аммиак ➔ фенила мин ➔ дифениламин основные свойства

1) увеличиваются
2) уменьшаются
3) увеличиваются, потом уменьшаются
4) уменьшаются, потом увеличиваются

5. Изомером пропиламина является

1) диметилэтиламин
2) диэтиламин
3) метилэтиламин
4) диметиламин

Анилин, состав, строение, свойства и применение

Укажите
верное суждение: А) амины – это производные аммиака, в которых один или
несколько атомов водорода заменены на углеводородные радикалы; Б) амины
имеют основные свойства.
Верно
только А
Верно
только Б
Верны
оба суждения
Оба
суждения не верны
Укажите
формулу пропиламина:
CH3NH2
C4H9NH2
C2H5NH2
C3H7NH2
В
водном растворе метиламина среда
Кислая
Нейтральная
Щелочная
Метиламин
в воде не растворяется

При
взаимодействии аминов с кислотами образуются
Простые
эфиры
Сложные
эфиры
Альдегиды
Соли
Укажите
соединение, которое взаимодействует с бромной водой с образованием белого
осадка
Фениламин
Метиламин
Метилбензол
бензол
Установите
соответствие между формулой амина и его классификацией. Ответ дайте в виде
последовательности цифр, соответствующих буквам по алфавиту.

Формулы
Амина.
Классификация.

А) 32
1)
Третичный

Б) (3)3

В) 3725
2)
Первичный

Г) 6H52

Д) (С65)2
3)
Вторичные

ТЕСТЫ ПО ХИМИИ

11 класс

Решение уравнений реакций на химические свойства солей

1. Нитрат алюминия в растворе взаимодействует с

1) KCl
2) Fe(NO3)2 3) MgCl2 4)
Ca(OH)2

2. С водными растворами хлороводорода, гидроксида бария и
хлорида меди (II) реагирует

1) CaCO3 2)
K2SO3 3) Na2SO4 4) Al2(SO4)3

3. И с железом, и с гидроксидом калия и с нитратом серебра
реагирует в растворе

1) MgCl2 2) Na2SO4 3)
ZnBr2 4) FeCl3

4. И с гидроксидом натрия, и с соляной кислотой, и с
хлоридом бария реагирует в растворе

1) (NH4)2CO3 2)
Zn(OH)2 3) CO2 4) Na2SO4

5. Раствор йодида калия реагирует с каждым из веществ

1) Br2 и AgNO3 2) AgNO3 и
HCl 3) Cl2 и NaOH 4) HCl и Cl2

6. Гидрокарбонат натрия реагирует с каждым из веществ

1) CaCl2 и NaOH 2) NaOH и
HCl 3) HCl и О2 4) О2 и СО2

7. И с хлором, и с гидроксидом калия, и с нитратом серебра
реагирует

в растворе

1) NaI 2)FeCl3 3) FeCl2 4)CuSO4

8. Карбонат кальция при обычных условиях реагирует с

1) кремниевой кислотой

2) углекислым газом в водном растворе

3) гидроксидом натрия

4) раствором хлорида бария

9. Очистить воду от ионов кальция, содержащихся в
растворенном в ней гидрокарбонате кальция можно при

1) кипячении

2) добавлении хлорида бария

3) добавлении соляной кислоты

4) добавлении хлорида натрия

10. Сульфид натрия в растворе не реагирует с

1) соляной кислотой

2) сероводородом

3) хлором

4) сульфатом калия

Генетическая связь между классами неорганических веществ

1. Для осуществления превращений в соответствии со схемой:
Al(OH)3 → AlCl3 → Al(OH)3
необходимо последовательно использовать: 1) хлор и водород 2) хлорид
натрия и гидроксид натрия 3) хлороводород и гидроксид натрия 4)
соляную кислоту и калий

2. Для осуществления превращений в соответствии со схемой:
Al (амальг.) → Al(OH)3 → Al(NO3)3 необходимо
последовательно использовать: 1) воду и азот 2) гидроксид калия и
азотную кислоту 3) воду и азотную кислоту 4) гидроксид калия и
нитрат калия

3. Для осуществления превращений в соответствии со схемой:
FeS2 → X → Y → H2SO4 необходимо
последовательно использовать: 1) кислород, воду, воду 2) кислород,
азотную кислоту, воду 3) воду, гидроксид калия, соляную кислоту
4) кислород, кислород