Реакции окисления-восстановления

Методические советы

Тщательно проработайте по учебнику ме­тод электронного баланса с целью выработки умения подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях. Вопросы контрольных заданий могут послужить вам в каче­стве упражнений.

Контрольные задания

101-110. Составьте электронные уравнения и подберите коэффициенты в реакциях, соответствующих вашему зада­нию. Рассчитайте, сколько граммов окислителя требуется для восстановления 10 г соответствующего реакции восстанови­теля.

101. KMnO₄+Na₂S + H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO₄+Na₂SO₄+H₂O

102. KMnO₄+H₂O₂+H₂SO₄ = K₂SO₄+MnSO₄+O₂ + H₂O

103. KМnO₂+НС1=МnС1₂ + С1₂+Н₂O

104. Cu + HNO₃=Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

105. K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃+H₂SO₄ = K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄+Н₂O

106. FeSO₄+ KMnO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + K₂ SO₄ + MnSO₄+H₂O

107. KMnO₄+H₂C₂O₄+ H₂SO₄ = K₂SO₄+MnSO₄+CO₂+H₂O

108. KMnO₄ + KNO₂+ H₂SO₄ = K₂SO₄+MnSO₄+KNO₃+H₂O

109. Na₂S+K₂Cr₂0₇+ H₂SO₄ =Na₂SO₄+K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

110. KMnO₄+HCl = Cl₂+KCl + MnCl₂+H₂O

ЧАСТЬ 2. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Методические советы

Для всех тем второй части программы предлагается сле­дующий план рассмотрения свойств элементов:

1. Из положения элементов в периодической системе оп­ределить:

а) общее количество электронов, равное порядковому но­меру элемента;

б) количество электронных слоев, соответствующее номе­ру периода, в котором расположен элемент;

в) число валентных электронов, связанное с номером группы.

2. Составить электронную формулу атома элемента с распределением электронов по уровням и подуровням.

3. С учетом правила Гунда представить распределение электронов графически. Для частично заполненных уров­ней обозначить свободные орбитали.

4. На основании распределения электронов в атоме сде­лать вывод о преобладании металлических или неметалличе­ских свойств (тенденции к потере или к присоединению электронов).

5. С учетом свободных орбиталей и неспаренных электро­нов определить валентности, которые может проявлять эле­мент. Указать его возможные степени окисления.

6. Для всех положительных степеней окисления составить формулы оксидов элемента, определить их характер. Соста­вить формулы соответствующих гидроксидов и подтвердить их характер (кислотный, основной или амфотерный) уравне­ниями диссоциации.

7. Рассмотреть свойства водородного соединения элемен­та. Указать возможную кислотность и охарактеризовать устойчивость.

8.Указать, как изменяется окислительная и восстанови­тельная способность элемента при изменении его степени окисления. Написать уравнения реакций окисления и восста­новления на примере водородных и кислородных соединений

элемента.

9. Кратко охарактеризовать способы получения элемента и его соединений и основные области его применения. Для примера в соответствии с изложенным планом, охарактери­зуем свойства мышьяка:

Контрольные задания

111-120. В соответствий с предложенным в методических советах планом опишите свойства элемента, соответствующе­го вашему заданию.

111. Бор.

112. Алюминий.

113. Углерод.

114. Азот.

115. Фосфор.

116. Сера.

117. Фтор.

118. Хлор.

119. Марганец.

120. Железо.

ПРИЛОЖЕНИЯ

Приложение 1

НОМЕНКЛАТУРА СОЛЕЙ НЕОРГАНИЧЕСКИХ КИСЛОТ

I. Нормальные (средние) соли

Название солей составляется из названий соответствующей кислоты я металла, независимо от числа атомов металла и кислотных остатков, входящих в формулу соли.

Пример: Са₃(РО₄)₂ — фосфат кальция, или фосфорно-кислый каль­ций.

Название солей ряда кислот приведены в таблице.

Кислота	Название солей
Н3ВО3 — борная Н2СO3 — угольная СН3СООН — уксусная H2SiO3 — кремневая (мета) HNO3 — азотная HNO2 — азотистая Н3РO4 — фосфорная (орто) H3AsO4 — мышьяковая H2SO4 — серная H2SO3 — сернистая Н2S— сероводородная H2S2O3 — серноватистая (тиосер-ная) H2SeO4 — селеновая Н2ТеO4 — теллуровая HF — фтористоводородная НСl — соляная (хлористоводо­родная) НСlO — хлорноватистая НСlO2 — хлористая НСlO3 — хлорноватая НСlO4— хлорная НВг — бромистоводородная HJ — иодистоводородная	бораты, или борнокислые карбонаты, или углекислые ацетаты, или уксуснокислые силикаты (мета), или кремнекислые (мета) нитраты или азотнокислые нитриты, или азотистокислые фосфаты, или фосфорнокислые арсенаты, или мышьяковокислые сульфаты, или сернокислые сульфиты, или сернистокислые сульфиды, или сернистые тиосульфаты, или серноватистокислые селенаты, или селеновокислые теллураты, или теллуровокислые фториды, или фтористые хлориды, или хлористые гипохлориты, или хлорноватисто ,кислые хлориты, или хлористокислые хлораты, или хлорноватокиелые перхлораты, или хлорнокислые бромиды, или бромистые иодиды, или йодистые

II. Кислые соли

Название кислой соли образуется добавлением к названию средней соли приставки «гидро», означающей наличие одного незамещенного атома водорода в кислотном остатке. Если в кислотном остатке содержится два незамещенных атома водорода, то используется приставка «дигидро».

Примеры: CuHP0₄ — гидрофосфат меди;

Са(НСO₃)₂ — гидрокарбонат кальция;

NaH₂PO₄ — дигидрофосфат натрия;

Са (Н₂РО₄)₂ — дигидрофосфат кальция.

III. Основные соли

Название основной соли образуется добавлением к названию средней соли приставки «гидроксо», означающей наличие незамещенной гидро-ксильной группы, связанной с атомом металла. Если с одним атомом ме­талла связаны две незамещенные гидроксильные группы, то используется приставка «дигидроксо».

Примеры: CuOHNO₃ — гидроксонитрат меди;

А1(OН)₂С1 — дигидроксохлорид алюминия;

(CuOH)₂SO₄ — гидроксосульфат меди;

(АlOН)₃(Р0₄)₂ — гидроксофосфат алюминия.

Приложение 2

Приложение 3

Степень диссоциации кислот, оснований и солей

в водных растворах при 18° С

Электролит	Степень диссоциации в % в децинормальных растворах
Кислоты
Азотная кислота
Соляная кислота
Серная кислота
Фосфорная кислота
Уксусная кислота	1,3
Угольная кислота	0,17
Сероводородная кислота	0,07
Основания
Едкое кали
Едкий натр
Гидрат окиси аммония	1,3
Соли
Хлористый калий
Хлористый аммоний
Хлористый натрий
Азотнокислый калий
Азотнокислое серебро
Уксуснокислый натрий
Хлористый цинк
Сернокислый натрий
Сернокислый цинк
Сернокислая медь