Учебно-методический комплекс по дисциплине "Химия". Раздел "Неорганическая химия" (стр. 38 )

Особенность Н2О2 как окислителя и как восстановителя в разных средах:

в кислой среде: Н2О2+2Н+ +2е-→2Н2О; Н2О - 2е - →О2+2Н+; в первой реакции она является окислителем, во второй — восстановителем;

в щелочной среде: Н2О2+2е-→2ОН - ; H2O2+2OH - - 2е-→О2+2Н2О.

Приборы и реактивы: алюминиевая фольга или пластинки (цинковая, железная, можно гвоздь); порошок MnO2, PbO2; растворы: йода; серной кислоты (сэкв=2моль/л), HNO3(сэкв=2моль/л,ρ=1,52г/см3,KMnO4(сэкв=0,5моль/л);KOH(сэкв=2моль/л);Na2SO3(сэкв=0,5моль/л), NaNO2(сэкв=0,5моль/л), Сu(NO3)2(сэкв=0,5моль/л); Pb(NO3)2(сэкв=0,5моль/л); Mn(NO3)2(сэкв=0,5моль/л);NaBiO3(сэкв=0,5моль/л);Hg(NO3)2(сэкв=0,5моль/л),CuSО4(сэкв=0,5моль/л); HNO3 (1:1); KI ;H2O2; хлорной воды.

Опыт 1. Восстановление ионов меди металлическим железом. В фарфоровую чашку или пробирку налить 3-5 мл раствора CuSО4 и погрузить туда на несколько минут очищенный наждачной бумагой железный гвоздь или железную проволоку. Сделать соответствующий вывод и написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах. Будет ли самопроизвольно протекать эта реакция?

Опыт 2. Окисление ионов йода хлорной водой. В пробирку налить 2-3 мл раствора KI, по каплям прибавить хлорную воду и наблюдать за происходящей реакцией. Затем содержимое пробирки разбавить водой до образования желтой окраски и прибавить несколько капель раствора крахмала. Сделать соответствующий вывод и написать уравнение реакции между KI и Сl2 в молекулярной и ионной формах. Будет ли самопроизвольно протекать эта реакция?

Опыт 3. Восстановление йода до йодид-ионов сульфитом натрия. В пробирку налить 1-2мл раствора йода и прибавлять до обесцвечивания раствора свежеприготовленный раствор Na2SO3. Сделать соответствующий вывод и закончить уравнение реакции I2+Na2SO3+H2O →

Опыт 4. Окисление ионов Fe2+ ионами MnO4-. Налить в пробирку 1-2 мл раствора КМпО4 и столько же H2SO4. Затем по каплям приливать раствор FeSO4 полного обесцвечивания раствора. Сделать соответствующий вывод и закончить уравнение реакции

KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + …

Опыт 5. Окисление ионов Мn2+ до МnО4-. 1. Внести в пробирку 1-2 капли Mn(NO3)2, добавить на кончике шпателя немного РbО2, прилить 2-3 мл HNO3 (1:1) и осторожно при перемешивании нагреть жидкость до кипения. Дать раствору отстояться. На основании изменения окраски сделать соответствующий вывод. Закончить уравнение реакции Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + ….

2. Окисление Мn2 + можно провести висмутатом натрия NaBiO3. Оно удобно тем, что не требует подогревания. Опыт провести аналогично предыдущему, а вместо РbО2 прибавить без подогревания раствора NaBiO3. Закончить уравнение реакции

Mn(NO3)2 + NaBiO3+HNO3 → HMnO4 + Bi(NO3)3 + …

Опыт 7. Влияние реакции среды на восстановление 1. В пробирку налить 1-2 мл КМпО4, 1-2 мл концентрированного раствора КОН и по каплям приливать свежеприготовленный раствор нитрита натрия NaNO2 до перехода малиновой окраски в зеленую. Закончить уравнение реакции. KMnO4 + NaNO2 + KOH → K2MnO4 + …

2. В пробирку налить 1-2 мл раствора КМпО4, 1-2 мл воды и по каплям прибавлять раствор NaNO2 до образования темно-коричневого осадка. Закончить уравнение реакции KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + …

3. В пробирку налить 1-2 мл раствора КМпО4, 1-2 мл раствора H2SO4 и но каплям приливать до обесцвечивания раствор NaNO2. Закончить уравнение реакции

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 → MnSO4 + …

Опыт 8. Восстановительные свойства пероксида водорода в кислой среде. 1. Насыпать в пробирку шпателем порошок МnО2, налить раствор HNO3 до кислой реакции (проба лакмусовой бумажкой) и по каплям прибавить Н2О2 до растворения осадка. Закончить уравнение реакции MnO2 + HNO3 + H2O2 → Mn(NO3)2 + …

2. В пробирку налить 1-2 мл раствора КМnО4, 1-2 мл раствора H2SO4 и по каплям прибавлять Н2О2 до обесцвечивания раствора. Закончить уравнение реакции

KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → MnSO4 + O2 + …

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ МОДУЛЯ №2

1.  Найдите массу KBr выделившегося из раствора массой 500 г с массовой долей соли 46 % при охлаждении его до 20 оС, если коэффициент растворимости соли при 20 оС равен 65,2 г.

2.  Найдите массу KCl выделившегося из раствора массой 200 г с массовой долей соли 35 % при охлаждении его до 60 оС, если коэффициент растворимости соли при 60 оС равен 45,8 г.

3.  Найдите массу H3BO3 выделившегося из раствора массой 200 г с массовой долей соли 23 % при охлаждении его до 20 оС, если коэффициент растворимости соли при 20 оС равен 4,87 г.

4.  Напишите в ионной форме следующие уравнения:

AgNO3 + AlBr3 ® Zn(OH)2 + HCl ®

Ba(OH)2 + H2SO4 ® ZnS + HCl ®

H2S + CuSO4 ® Al(OH)3 + NaOH ®

H2SO4 + NH4OH ® CaCO3 + HCl ®

5.  Написать уравнение гидролиза солей хлорида магния, сульфида калия, ацетата аммония, силиката калия, сульфида хрома(III)

6.  расставить коэффициенты электронно-ионным методом в уравнении реакции протекающей по схеме:

SnCl2 + K2CrO4 + H2SO4 → SnCl4 +Sn(SO4)2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

FeSO4 + HNO3 → Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + NO2 + H2O

Al + HClO3 → AlCl3 + Al(ClO3)3 + H2O

FeS2 + KOH + Cl2 → K2FeO4 + K2SO4 + KCl + H2O

P2S3 + H2SO4 → H3PO4 + SO2 + H2O

H3AsO4 + Al + H2SO4 → AsH3 + Al2(SO4)3 + H2O

C6H12 + K2Cr2O7 + H2SO4 → C2H5COOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

C4H8 + KMnO4 + H2SO4 → C2H5COOH + HCOOH + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Pb(CH3COO)2 + CaOCl2 + H2O → PbO2 + CaCl2 + CH3COOH

C2H5 OH + KMnO4 → CH3COOH + MnO2 + KOH + H2O

FeS2 + HCl + HNO3 → FeCl3 + H2SO4 + NO + H2O

N2H4 + NaOH +Zn → Na2[Zn(OH)4] + NH3 + H2O

7. Используя значения φо полуреакций, определить наиболее вероятный продукт восстановления иодат-ионов сернистой кислотой:

а) IO3-+6H++6e - → I-+3H2O, φо =1,08 В

б) IO3-+6H++5e - →1/2 I-+3H2O, φо =1,19 В

в) IO3-+5H++4e - → HIO+2H2O, φо =1.14 В

г) SO42-+4H++2e - → H2SO3+H2O, φо =0.17 В

МОДУЛЬ №3

”ХИМИЯ s, p и d – ЭЛЕМЕНТОВ”

теоретические вопросы

Химия s - элементов

Водород

1.Водород как важнейший биогенный элемент. Общая характеристика водорода. Положение водорода в периодической системе. Строение атома водорода. Энергия ионизации и сродства к электрону атома водорода. Валентность и степень окисления атомов.

2.Физические и химические свойства. Основные физические свойства. Водород как восстановитель. Восстановительная способность атомарного и молекулярного водорода. Взаимодействие водорода с металлами и неметаллами.

3.Нахождение в природе и получение. Формы нахождения водорода в природе. Методы получения свободного водорода. Водород как перспективное горючее.

4.Гидриды. Типы гидридов: ионные, ковалентные, нестехиометрические (соединения внедрения). Природа химических связей в них. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Ковалентные гидриды элементов III-IV-A групп: общая характеристика. Особенности гидридов электроотрицательных элементов. Окислительная способность протона.

5.Вода: геометрия и свойства молекулы. Структура твердого и жид­кого состояния воды. Химические свойства воды. Вода как растворитель и лиганд. Значение водорода и воды в природе, сельском хозяйстве.

Элементы I-A группы (щелочные металлы)

6.Общая характеристика s-элементов. Строение атомов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации и сродства к электрону по группе. Валентность и степень окисления атомов. Типы химических связей в соединениях. Возможность образования координационных соединений лития. Особенности лития.

7.Физические и химические свойства металлов. Особенности физических свойств щелочных металлов в сравнении с другими металлами (плотность, твердость, электропроводность, температуры плавления и кипения).

8.Химическая активность. Ее изменение в группе литий - цезий. Отношение щелочных металлов к водороду, кислороду, галогенам, азоту, углероду, сере, воде, кислотам.

9.Соединения с кислородом. Оксиды. Пероксиды. Надпероксиды (супероксиды). Озониды. Отношение к воде. Окислительно-восстановительные свойства. Применение.

10.  Гидроксиды. Строение. Свойства. Изменение силы оснований по группе. Гидроксиды натрия (каустическая сода) и калия. Применение. Меры предосторожности при работе со щелочами.

11.  Соли. Возможность образования двойных солей и кристаллогидратов. Термическая устойчивость солей. Хлориды натрия и калия. Карбонаты. Сода кальцинированная, кристаллическая, питьевая. Поташ. Нитраты. Глауберова соль. Применение солей. Калий­ные удобрения.

Элементы II-А группы

12.  Строение атомов. Изменение атомных радиусов, энергий ионизации и сродства к электрону по группе. Валентность и степень окисления атомов. Возможность образования координационных соединений. Особенности бериллия.

13.  Щелочноземельные металлы. Применение магния. Химические свойства металлов. Химическая активность металлов. Отношение к водороду, кислороду, воде, кислотам, галогенам, азоту.

14.  Отношение бериллия к щелочам. Комплексные соединения бериллия.

15.  Соединения с кислородом. Оксиды. Пероксиды. Особенности строения. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Окислительно-восстановительные свойства пероксидов. Оксид кальция (негашеная известь).

16.  Гидроксиды. Особенности строения. Кислотно-основные свойства. Изменение силы оснований по группе. Амфотерность гидроксида бериллия. Термическая устойчивость гидроксидов. Гидроксид кальция (гашеная известь). Применение.

17.  Соли. Соли бериллия в катионной и анионной формах. Гидролиз солей бериллия и магния. Карбонаты. Сульфаты.

18.  Жесткость воды и методы ее устранения. Токсикология соединений бериллия и бария.

Химия p – элементов

19.  Общая характеристика p-элементов. Положение в периодической системе. Строение атомов. Изменение атомных радиусов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности по периодам и группам. Валентность и степень окисления атомов. Вторичная периодичность.