Окислительно-восстановительные реакции

План:

1. Типы окислительно- восстановительных реакций (ОВР):

-  межмолекулярная;

-  внутримолекулярная;

-  реакция диспропорционирования

2. Роль среды в ОВР: разбор примеров ОВР и подборе коэффициентов уравнений методами электронного и электронно-ионного баланса:

1. Аg + HNO3, конц. →

Аg + HNO3, разб. →

Mg + HNO3, конц. →

Mg + HNO3, разб. →

Mg + HNO3, очень разб. →

2. NaOH +S = Na2S+Na2SO3

BaCrO4 =BaO +Cr2O3 +O2

Na2SO3 + KMnO4 +KOH = Na2SO4 + K2MnO4 +H2O

FeSO4 + KMnO4+H2SO4 = Fe2(SO4)3 +MnSO4 + K2SO4 + H2O

Na2SO3 + KMnO4 +H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 +Cr2(SO4)3 + H2O

Вопросы для обсуждения:

1.  Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

2.  Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.

3. Окислительно-восстановительные реакции в мониторинге и защите окружающей среды.

Задания для самостоятельной работы:

Написать уравнения окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, и подобрать необходимые коэффициенты методом ионно-электронного баланса.

1) MnO4- +H+ +NaCl → Cl2 + Mn2+ +H2O +…

2) Cr(OH)4)- + Br2 + OH - → CrO42- +Br - +H2O+ …

3) Cr3+ + S2O82- + H2O → Cr2O72- + SO42- +H+ + …

4) NaOH +S → Na2S +Na2SO3 + ....

5) AgCl + Mn2+ +OH - → Ag+ MnO(OH)2 + Cl - + H2O

6) SnCl2 +H2O2 +H+ +Cl - → SnCl4 + H2O+....

Электролиз

План:

1.  Электролиз как разновидность окислительно-восстановительных процессов.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

2.  Электролиз расплавов солей.

3.  Электролиз растворов солей.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Какие процессы протекают при электролизе на аноде? на катоде?

2. В чем отличие процессов электролиза с растворимым анодом; с нерастворимым анодом?

4. При электролизе каких растворов солей меняется реакция среды у анода; у катода?

5. Приведите примеры электролиза растворов солей, когда практически не меняется рН среды.

6. Какие процессы протекают на катоде и аноде при электролизе водного раствора ZnCl2, если: а) анод угольный; б) анод цинковый?

7. В какой последовательности разряжаются ионы металлов Ni2+, Zn2+, Pb2+, Ag+ при электролизе водных растворов? Почему?

10. Электролиз раствора CuSO4 производится с медным анодом, содержащим примеси серебра. Окисляются ли оба металла на аноде? Составьте уравнения процессов, происходящих на электродах.

11. Можно ли получить любой металл путем электролиза водного раствора его соли?

12. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе следующих веществ с графитовыми электродами:

а) Ca(NO3)2 - раствор;

б) NaOH — раствор;

в) H2SO4 — раствор;

г) KNO3 - расплав;

13. Сформулируйте законы Фарадея.

14. Что называется напряжением разложения? Рассчитайте напряжение разложения при электролизе водного раствора CuCI2. Составьте уравнения процессов, протекающих на угольных элект­родах.

15. Ток силой 2,5 А, проходя через раствор электролита, за 30 мин выделяет из раствора 2,77 г металла. Определите молярную массу эквивалента металла.

Задания для самостоятельной работы

1. Напишите уравнения реакций катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе следующих веществ с графитовыми электродами:

а) Ca(NO3)2 - расплав;

б) CuSO4 — раствор.

в) NaOH — расплав;

2. Одинаковы ли будут продукты, выделяющиеся из растворов К2СО3, K2SO4 при пропускании через них электрического тока?

3. Через растворы КС1 и К3РО4 пропускали ток в течение некоторого времени. Изменилось ли при этом количество соли в данных растворах?

4. Какие процессы происходят на катоде и аноде при электролизе раствора NaNO3, если оба электрода сделаны из цинка?

5. Через раствор FeCl2 пропускали ток силой 3 А в течение 10 мин, а через раствор FeCl3 — ток силой 5 А в течение 6 мин. В каком случае выделилось больше железа? Ответ обоснуйте.

6. При электролизе расплава NaCl на аноде выделилось 280 см3 хлора, измеренного при нормальных условиях. Определите массу натрия, выделившегося на катоде.

7.Ток силой 6 А пропускали через водный раствор серной кислоты в течение 1,5 ч. Вычислите массу разложившейся воды и объем выделившихся кислорода и водорода (условия нормальные).

Литература:

Глинка и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1988. Глинка химия. Л.: Химия, 1973. Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- Мурманск, 2004.

Модуль 2 «Неорганическая химия»

Практическое занятие № 4 (2 ч.)

ТЕМА: ВОДОРОД, КИСЛОРОД. ГАЛОГЕНЫ, СЕРА, ИХ СВОЙСТВА.

План:

1.Водород в природе. Получение водорода – лабораторные и промышленные методы. Физические и химические свойства водорода. Применение водорода.

2. Пероксид водорода. Физические и химические свойства. Применение.

3.Кислород в природе. Характеристика состава воздуха. Получение, физические и химические свойства кислорода. Озон.

4.Физические и химические свойства серы. Применение серы. Сероводород, получение, физические и химические свойства, применение. Сульфиды.

5. Оксиды серы. Сернистая кислота. Серная кислота. Физические и химические свойства. Получение и применение.

6. Галогены, их соединения, состав, свойства.

7. Кислородсодержащие соединения галогенов. Физические и химические свойства.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Какие вещества называют аллотропными видоизменениями, аллотропные видоизменения кислорода и серы вам известны? Можно ли считать химической реакцией превращение одного аллотропного видоизменения в другое?

2. В чем выражается участие кислорода и галогенов в окислительно-восстановительных реакциях?

4. Перечислите лабораторные способы получения кислорода, водорода.

5. Почему наблюдается резкое различие в свойствах воды и пероксида водорода? Объясните, в каких случаях пероксид водорода может проявлять окислительные и в каких восстановительные свойства.

6.Какие соединения серы могут вести себя в химических реакциях как восстановители? Какие соединения серы могут вести себя в реакциях как окислители?

8. Можно ли сероводородную воду назвать сероводородной кислотой? Почему?

Можно ли хлороводород назвать кислотой? Почему?

9. Почему оксид серы (IV) и сернистая кислота могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства?

10. Перечислите способы получения (лабораторные и промышленные методы) галогенов.

11. Закончите уравнения реакций:

F2 + KCl = Cl2 + KI =

F2 + NaBr = Br2 + KI =

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Расчетные задачи:

13. Смесь азота и кислорода имеет относительную плотность по водороду 15,5.

Вычислите молярную долю кислорода в смеси.

Задания для самостоятельной работы:

1. Даны вещества H2, O2, Zn, HCl, CuO. Составьте уравнения пяти реакций возможного

взаимодействия этих веществ друг с другом.

2. Какую роль – окислителя или восстановителя – играет H2O2 в следующей реакции:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

Составьте уравнения методом электронного баланса.

3. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие

превращения:

NH3

KOH → H2 → KH → H2 → HCl → H2

CH3OH.

4. К оксиду серы (IV), массой 3,2 г, добавили кислород, массой 2,4 г. Вычислите

объемную долю оксида серы в полученной газовой смеси.

5. В соляной кислоте растворили магний, массой 6 г, и цинк, массой 6,5 г. Определите

объем водорода, измеренный при н. у., который выделится при этом.

6. Осуществить превращения:

а) S → SO2 → H2SO3 → Na2SO3 → SO2 → S

б) H2SO4 → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → NaCl

7. Газовая смесь состоит из кислорода (2,24 л) и оксида серы (IV) (3,36 л). Объемы

газов приведены к н. у. Рассчитайте массу смеси.

8. Плотность галогеноводорода по воздуху равна 4,41. Определите плотность этого газа

по водороду и назовите его.

Литература

, и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии.- М.: Академия,1999.-360с. Ахметов и неорганическая химия: учебник для химико-технол. Спец. Вузов.- 4-е изд., - М.: Высшая школа, 2001.-743с. Глинка и упражнения по общей химии.- Ленинград: Химия, 1988. Глинка химия.- Л.: Химия, 1973. Мень к контрольным и лабораторным работам по общей и неорганической химии.- М.: МГПУ, 2004.

Практическое занятие №5 (2 ч.)

ТЕМА: СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.

План:

1. Электронное строение металлов. Кристаллическое строение металлов.

2. Физические и химические свойства металлов.

3.Получение металлов. Сплавы.

4.Щелочные металлы.

5.Магний, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства, применение.

6. Кальций, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства, применение.

7. Алюминий и хром, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства, применение.

8. Железо, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства, применение.

Вопросы для коллективного обсуждения:

1. Охарактеризуйте электронное строение металлов.

2. Напишите электронную формулу натрия, кальция, алюминия, меди, железа.

3. Охарактеризуйте типичные химические свойства металлов.

4. Сделайте вывод об отношении меди к концентрированным и разбавленным кислотам в связи с ее положением в электрохимическом ряду напряжений.

5. Можно ли гидроксокарбонат меди (II) перевести снова в сульфат меди (II), напишите уравнение этой реакции.

6. Напишите уравнения реакции, характеризующих химические свойства щелочных металлов.

7.Сравните строение и химическую активность магния, кальция, алюминия.

8.Охарактеризуйте химические свойства магния.

9.Охарактеризуйте химические свойства кальция.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15