Практическое занятие №1. Расчеты по химическим формулам. Генетическая связь между классами неорганических соединений (стр. 4 )

2КМпО4 +16НС1 = 2МпС12 +5С12 + 2КС1 + 8Н2О

К межмолекулярным реакциям относятся также реакции между веществами, в которых взаимодействующие атомы одного и того же элемента имеют различную степень окисления:

2H2S + SO2 = 3S+2H2O

Реакции, которые протекают с изменением степени окисления ато­мов в одной и той же молекуле, называются внутримолекулярными реакциями, например:

2КС1Оз = 2КС1+ЗО2

К внутримолекулярным можно отнести реакции, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:

NH4NO3=N2О+H2O

Реакции, в которых окислительные и восстановительные функции. Исполняют атомы одного элемента в одной и той же степени окисления, называются реакциями диспропорционирования, например:

С12 + H2O = НС1О + НС1

Мерой окислительной способности атома или иона, как уже говорилось, является сродство к электрону, т. е. способность их принимать электроны.

Окислителями являются:

Все атомы неметаллов. Самые сильные окислители - атомы галогенов, так как они способны принять только один электрон. С уменьшением номера группы окислительные способности атомов неметаллов, расположенных в них, падают. Поэтому атомы неметал­лов IV группы - самые слабые окислители. В группах сверху вниз окислительные свойства атомов неметаллов также уменьшаются вследствие увеличения радиусов атомов.

Положительно заряженные ионы металлов в состоянии высокой
степени окисления, например:

+7 +6 +5 +4

КМпО4, K2Cr04, V2O5, MnO2 и т. д. Кроме того, окислителями являются ионы металлов с низкой степенью окисления, например: Ag, Hg, Fe, Си и др.

3. Концентрированные HNO3 и H2SO4 кислоты

Восстановителями могут быть:

1. Атомы всех элементов, кроме Не, Ne, Ar, F. Наиболее легко теряют электроны атомы тех элементов, которые на последнем слое имеют один, два, три электрона.

2. Положительно заряженные ионы металлов, находящиеся в низкой степени окисления, например:

+2 +3 +2 +2 +1

Fe, Cr, Mn, Sn, Сu.

3. Отрицательно заряженные ионы, например: Вг-, S2-, I- Cl-.

Слабые кислоты и их соли, например: H2SO3 и K2SO3; HNO2 и KNO2.

Вопросы и задания

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Чем
отличаются окислительно-восстановительные реакции от других химических
реакций?

2. Почему металлы в соединениях проявляют только положительные сте­пени окисления, а неметаллы - как положительные, так и отрицательные?

3. Какие вещества называются окислителями и какие восстановителями?

4. Как по относительной электроотрицательности можно судить о харак­тере связи между атомами в молекуле?

5. Какая связь между энергией сродства к электрону и окислительной спо­собностью химического элемента?

6. Для каких сложных веществ характерны только окислительные свойст­ва? В каких случаях сложные вещества могут выступать в роли окислителей и
восстановителей?

7. В следующих уравнениях реакций определите окислитель и восстанови­тель, их степень окисления, расставьте коэффициенты:

а) HgS + HNO3 + HC1 -> HgCl2 + S + NO + H2O;

б) SnCl2 + K2Cr207 + H2SO4 -> Sn(SO4)2 + Sn Cl4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

в) AsH3 + AgNO3 + H2O -> H3As04 + Ag + HNO3.

8. В следующих реакциях, в которых окислитель и восстановитель нахо­дятся в одном и том же веществе (реакции внутримолекулярного окисления -
восстановления), расставьте коэффициенты:

a) NH4NO3 -> N2O + H2O;

б) КС1О3 -> КС1 + О2;

в) Ag2O -> Ag + О2

9. Для реакций диспропорционирования (самоокисления - самовосстанов­ления) напишите электронные схемы и расставьте коэффициенты:

а) К2МnО4 + Н2О -> KMnO4 + MnO2 +KOH;

б) НС1О 3 -> С1О2 +НС1О4;

в) HNO2 -> HNO3 + NO + Н2О.

10. Какие из приведенных реакций относятся к внутримолекулярным и ка­кие - к реакциям диспропорционирования:

а) Hg(NO3)2 -> Hg + NO2 + О2;

б) Cu(NO3)2 -> CuO + NO2 + O2;
в) K2SO3 -> K2SO4 + K2S;

г) (NH4)2Cr2О7 -> N2 + Cr2O3 + H2O.

Подберите коэффициенты к каждой реакции.

Вариант 1

1. В скольких случаях происходит процесс восстановления?

а) Сг+6 → Сг+3 б) Sn+4 → Sn+2 в) Mg+2→ Mg0

г) Аgо → Аg+ д) Hg20→ 2Нg+2 е) Мп+7 → Мп+4

Ответ: в трех, в четырех.

2. В скольких реакциях сера играет роль окислителя?

a) H2SO3 + HNO3 → б) Ag + H2SO4(k) → в) S + Н2 →
г) H2S + О2 → д) SO2 + О2 → е) S + О2 →

Ответ: в двух, в трех, в пяти.

Вариант 2

1. В скольких случаях изменение степени окисления элемен­тов связано с потерей электронов?

а) Ni°→ Ni2+ 6) Ni2+ → Ni3+ в) As+5 →As+3

г) Cu2+ → Сu0 д) Mn+7 →Мn+4 в) Н+ → Н2°

Ответ: в двух, в трех.

2. Сколько из приведённых реакций являются окислительно-
восстановительными?

а)Н2 + Вг2→ 2НВг

б)Zn + SnCl2 → ZnCl2 + Sn

в)H2SO4 + Ba(OH)2 →BaSO4 + H2O

г)KN03 + Pb → KNO2 + PbO

д)CaCl2 + (NH4)2Cr2О7 → CaCr2O7 + NH4C1

e)(NН4)2Cr207 → N2 + Cr2O3 + H2O.

Ответ: две; три; четыре.

Вapиант 3

1.В скольких реакциях изменение степени окисления элементов сопровождается присоединением электронов?

а) С0 → С+2 б) Р-3 → Р5+ в) I2 ° → I-1

г) N+5 → N-3 д) Сl+5→ Сl-1 е) С+2 → С+4

Ответ: в трех; в четырех.

2.Сколько из данных реакций не относятся к окислительно-восстановительным?

a) FeS+О2 → Fe2O3+SO2 б) Ag + H2S + О2 → H2O + Ag2S

в) NaOH + SO2 → NaHSO3 г) SO2+ О2+ H2O → H2SO4

д) NH3 + H2SО4 → (NH4)2SО4 е) РН3+ О2 → Р2О5 + H2O
Ответ: две; четыре.

Вариант 4

1. В скольких реакциях азот играет роль восстановителя?

a) NH3 + О2 → NO + H2O б) N2 + H2 → NH3

в) NO + О2 → NO2 г) N2 + О2 → NO

д) Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Ответ: в двух; в трех.

2. Сколько из данных реакций относятся к окислительно-восстановительным?

а) FeS + HC1→ H2S + FeCl2

б) H2S + О2 → SO2 + H2O

в) Cl2 + Н2О → HCl + НСlО

г) NH3 + HCI →NH4C1

д) CuCl2 + H2O → CuOHCl + HCl

Ответ: две; три.

Вариант 5

1. Сколько из данных реакций относятся к окислительно-
восстановительным?

а) Мg + N2→Mg3N2

б) NH3 + HCl →NH4C1

в) Mg3N2 + H2О → Mg(OH)2 + NH3

г) Ca(OH)2 + CO2→ CaCO3 + H2O

д) HNO2→ HNO3+ NO + H2O

Ответ: две; три.

2. Сколько из приведенных соединений азота могут проявлять
и окислительные и восстановительные свойства: NH3; KNO2;
N2; HNO3; NO2?

Ответ: два; три

Практическое занятие №8. ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ КЛАССАМИ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель: Проверить уровень усвоения материала по теме: кислоты и соли, классификация, получение, свой­ства, уровень понимания понятия "генетическая связь" и умения устанавливать такие связи между классами неорганических соединений. Повторить химические свойства кислот и солей, способы их получения, классификации, закрепить умения решать цепочки химических превращений.

Форма организации учебно-познавательного процесса: урок-зачет.

Задания:

1. Можно ли получить, вещества, формулы которых приведены в первом столбце, из веществ, формулы которых приведены в левом столбце при их взаимодействии с соляной кислотой.

Zn NaOH CaO

+HCl

NaCl H2 ZnCl2 H2O

2. Определить вещества А и В

2Мg+А=2МgдО МgО +В= Мg (OH)2

S+A=SO2 SO2+В=H2SO3

Мg (OH)2+H2SO3= ? +2В

3. На внутреннем диске приведены ионы разных металлов, а на внешнем - кислотные остатки. В какую сторону и на сколько сек­торов следует повернуть внешний диск, чтобы из совпавших в каждом секторе металла кислотного остатка получились формулы солей?

Между простыми и сложными веществами существует генетическая связь. Проследим эту связь на примере следующего ряда превращений:

Сu -> СuО-> CuSO4 -> Сu (ОН)2 -> СuО -> Сu

2Сu + О2 = 2СuО

CuO + H2SO4 = CuSO4 + Н2О

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Сu (ОН)2 = СuО + Н2О

СuО + Н2 = Сu + Н2О

Такая последовательность химических реакций, когда одно вещество переходит в другое, называется циклом химических превращений.

Пример. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

CuSO4-> Cu(NO3)2 -> Pb(NO3)2 -> К2 PbО2-> Pb(ОН)2

Выполнение:

- Для получения Cu(NO3)2 нельзя брать HNO3, так как она летучая, a H2SO4 - не летучая, следовательно, необходимо взять соль:

CuSO4 + Ba(NO3)2 = Cu(NO3)2 + BaSO4

- Для получения Pb(NO3)2 брать соль свинца не желательно, так как почти все соли свинца нерастворимы в воде. Нужно взять нитрат металла, стоящего в ряду напряжений перед свинцом:

Cu(NO3)2 + Pb = Pb(NO3)2 + Cu

- Соединения свинца с валентностью П и IV проявляют амфотерные свойства:

Pb(NO3)2+4KOH (избыток) = K2PbO2+2KNO3+2H2O

- Для выделения гидроксида из соли необходимо взять кислоту:

К2РЬО2 + 2HNO3 = H2Pb02 + 2KNO3

4. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осущест­вить следующие превращения:

1. S → SO3 →H2SO4→ СаSО4 →Ва SO4

2. Р → Р205 → Н3РО4→ К3РО4→ Ад3Р04

3. С→ СО2 → СаСО3→ СаС12 →АдС1

4. N2→ N2О5→ NaN03→ Na2SО4→ СаSО4

5. С→ CO2→Na2CO3→ CO2→ СаСО3

6. S→ S02 → H2SO4→ К2SO3→ К2SO4
7. Na→ Na2O → Na2SO4→ BaS04 → S03
8. S→ SO3→ H2SO4→ К2SO4→ PbSO4
9. Р →Р2О5→ H3PO4→ Си3(Р04)2 → Ад3Р04
10. Fe → Fe 2О3→ Fe CI3 → Fe (0H)3 → Fe 2(S04)3
11. Мg→ МgО→ Мg (ОН)2 → Мg (N03)2→ МgS04
12. Са→ СаО → Са(0Н)2→ СaCО3 → С02
13. Na → Na2O → Nа2Si 03→ H2Si 03 → Si 02
14. Сu → СuО → Сu(ОН)2 → CuS04 → Сu(0Н)2
15. Zп→Zп(N03)2 → Zп (ОН)2→ ZпO→ ZnSО4
16. К → К2О → КОН→ K2CO3 → С02

17. AI→ А12О3→ А12(S04)3 → А1(ОН)3 →А1С13

18. N → N2О5 → HN03 → NaN03 → Nа2S04

19. С → С02 → СаС03→ С02 →Мд С03

20. СаС03→ С02 →NaHCO3→ Na2C03 →N aСI

21. Р→ P2О5 → H3P04 →Са3(Р04)2 → СаО

22. CuSO4 → CuCl2 →ZnCl2 → Na2ZnО2 →Zn(OH)2 →ZnOHNO3;

23. Hg(NO3)2→ A1(NO3)3→NaA1О2 →A1(OH)3→ A1OHC12→A1CI3.

5. Приведите примеры оксидов: а) кислотных; б) основных; в) амфотерных; г) несолеобразующих.

6. Назовите следующие оксиды:

N2O, SO2, Mn2O7, SnO, Cr2O3, CaO, OsO4, K2O.

7. Какие известны оксиды, встречающиеся в природе?

8. Почему не могут быть в природе такие оксиды, как оксид кальция и оксид фосфора (V)?

9. Выведите формулы кислотных оксидов из формул следующих кислот:

HNO2, H2MnO4, H3PO4, H4Sb207, HNO3, H3BO3.

10. Напишите формулы оксидов, которые можно получить, разлагая нагреванием следующие гидроксиды:

LiOH, Cu(OH)2, H3AsО4, Cr(OH)3, H2SiО3, H2SO4

11. Напишите уравнения реакций между следующими оксидами:

а) оксид кальция и оксид азота (V);

б) оксид серы (VI) и оксид меди (II);

в) оксид фосфора (V) и оксид калия;

г) оксид железа (III) и оксид кремния (IV).

12. Какие из следующих веществ будут реагировать с оксидом азота (V):

Са(ОН)2; H2SO4; MgCl2; K2O; H2O; SO2?

13. Закончите уравнения следующих реакций получения солей:

а) КОН + SO3 ->

б) LiOH + С12О7 ->

в) Са(ОН)2 + СО2 ->

г) Fe2O3 + H2SO4 ->

д) MgO + CO2 ->

е) Na2O + СО2 ->

14. Назовите гидроксиды, формулы которых приведены ниже: NaOH, Fe(OH)3, Fe(OH)2, Cu(OH)2, Ba(OH)2, CsOH, КОН, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Какие из них растворимы, какие нет?

15. С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию гидроксид ба­рия: SO3, O2, HNO3, Fe2O3, Fe(OH)3, H2SO3, A12O3? Составьте уравнения этих реакций.

16. Какие из перечисленных оснований могут быть получены взаимодействием оксида с водой: КОН, Cu(OH)2, Pb(OH)2, Са(ОН)2,Сг(ОН)3? Напишите уравнения возможных реакций.

17. Назовите следующие кислоты: HBr, 3PO4,H2S, H2Si03,H2SO3,HNO2,H3As04, H2CO3.

18. Какие оксиды соответствуют кислотам: H2SO3, HNO2, HC1O4, Н3PO4, H4Sb2О7, НС1O?

19. С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию серная
кислота: Ва(ОН)2, Fe2O3, A12O3, CO2, SiO2, PbO, H3PO4, Cu, Fe, H2O? Составьте уравнения возможных реакций.

20. Назовите следующие соли:

а) A12(SO4)3, FeCl2, Ca(NO3)2;

б) KHS, NaH2PO4, Ca(HCO3)2;

в) Pb(OH)NO3, A1(OH)SO4, Bi(OH)(NO3)2.

21. Напишите уравнения реакций образования основных солей:

а) Bi(OH)3 + HNO3 → в) Mg(OH)2 + НС1 →

б) Bi(NO3)3 + NaOH → г) Cu(OH)2 + HNO3→

22. Напишите уравнения реакций образования кислых солей:

а) NaOH + Н2СО3→ в) Ва(ОН)2 + Н3РО4→

б) КОН + Н3РО4→ г) NaOH + H2S →

23. Напишите молекулярные и графические формулы кислых бариевых солей фосфорной кислоты. Как превратить эти соли в нормальные?

24. С какими из перечисленных ниже веществ взаимодействует магний: раствор серной кисло­ты, раствор сульфата натрия, кислород, сера, гидроксид меди (II), вода? Напишите уравнения воз­можных реакций.