Практические задания

Уравняйте ОВР методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

8.1. HClO₄ + H₂SO₃ → HCl + H₂SO₄

8.2. SO₂ + NO₂ + H₂O → H₂SO₄ + NO

8.3. Al + H₂SO_{4 (конц.)} → Al₂(SO₄)₃ + S + H₂O

8.4. Cu + HNO_{3 (разб}.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

8.5. S + KMnO₄ + H₂SO₄ → SO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

8.6. HЈ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Ј₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

8.7. H₂SO₃ + HClO₃ → HCl + H₂SO₄

8.8. As₂O₃ + HNO₃ + H₂O → H₃AsO₄ + NO₂

8.9. KЈ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Ј₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

8.10. FeSO₄ +KMnO₄ + H₂SO₄ →Fe₂(SO₄)₃ +MnSO₄ +K₂SO₄ + H₂O

8.11. Cu + H₂SO_{4 (конц.}.₎ → CuSO₄ + SO₂ + H₂O

8.12. Mg + HNO_3(разб.) → Mg(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

8.13. Al + HCl → AlCl₃ + H₂

8.14. Se + HNO₃ + H₂O → H₂SeO₃ + NO

8.15. SnSO₄ +K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ →Sn(SO₄)₂ +Cr₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ +H₂O

8.16. PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ → H₃PO₄ + MnSO₄ +K₂SO₄ + H₂O

8.17. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S + H₂O

8.18. Zn + KMnO₄ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + …

8.19. SO₂ + NaЈO₃ + H₂O → Ј₂ + Na₂SO₄ + H₂SO₄

8.20. HЈ + MoO₃→ Ј₂ + Mo₂O₅ + H₂O

8.21. Co + HNO_{3 (сильно разб.)} → Co(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

8.22. Au + H₂SeO₄ → Au₂(SeO₄)₃ + H₂SeO₃ + H₂O

8.23. NaЈ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Ј₂ + MnSO₄ +K₂SO₄ +Na₂SO₄ +H₂O

8.24. K₂Cr₂O₇ +FeSO₄ +H₂SO₄ →Fe₂(SO₄)₃+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.25. Sb + KClO₄ + H₂SO₄ → Sb₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O

8.26. NaCrO₂ + H₂O₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + H₂O

8.27. KMnO₄ + HNO₂ + H₂SO₄ → HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

8.28. K₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ → K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.29. HgS + HNO₃ + HCl → HgCl₂ + S + NO + H₂O

8.30. K₂S + NaClO +H₂SO₄ → S + NaCl + K₂SO₄ + H₂O

8.31. Hg + HNO_{3 (конц.)} → Hg(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

8.32. Al + K₂Cr₂O₇ +H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.33. HNO₂ + Br₂ + H₂O → HNO₃ + HBr

8.34. KMnO₄ + HCl → Cl₂ + MnCl₂ + KCl + H₂O

8.35. S + HNO_{3 (конц.)} → H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

8.36. FeSO₄ + HNO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + NO + H₂O

8.37. Bi + H₂SO_{4 (конц.)} → Bi₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

8.38. NaЈ + MnO₂ + H₂SO₄ → Ј₂ + MnSO₄ + Na₂SO₄ +H₂O

8.39. H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄ +H₂O

8.40. MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O

8.41. P + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ + NO

8.42. Zn + H₂O +NaOH → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

8.43. C + H₂SO₄ → CO₂ + SO₂ + H₂O

8.44. H₂S + FeCl₃ → HCl + S + FeCl₂

8.45. SO₂ + NaClO₄ + H₂O → Cl₂ + Na₂SO₄ +H₂SO₄

Приложения

Приложение П-1

Номенклатура кислот и солей

Формула кислоты	Название кислоты (образуется от русских названий элемента)	Названия солей (образуются от латинских названий элемента)
HF	фтороводородная (плавиковая)	фториды
HCl	хлороводородная (соляная)	хлориды
HClO4	хлорная	перхлораты
H2SO4	серная	сульфаты
H2SO3	сернистая	сульфиты
H2S	сероводородная	сульфиды
H2SeO4	селеновая	селенаты
HNO3	азотная	нитраты
HNO2	азотистая	нитриты
H3PO4	фосфорная	фосфаты
H3PO3	фосфористая	фосфиты
H2CO3	угольная	карбонаты
HCN	циановодородная (синильная)	цианиды
HSCN	родановодородная	роданиды
H2SiO3	кремниевая	силикаты
H3ВO3	борная	бораты
CH3COOH	уксусная	ацетаты
НСООН	муравьиная	формиаты

Приложение П-2

Названия лигандов комплексных соединений

Лиганд	Название лиганда
Н2О	аква
NH3	аммин
CO	карбонил
NO	нитрозил
ОН-	гидроксо
Hal- (F-, Cl-)	галогено (фторо; хлоро и т.д.)
CN-	циано
SCN-	родано
NO2-	нитро
NO3-	нитрато
SO42-	сульфато
С2О42-	оксалато

Приложение П-3

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты		Слабые и средние электролиты
Кислоты	HCl HBr HI HClO4 H2SO4 H2SeO4 HNO3 НСООН	Кислоты	HF H2SO3 H2S HNO2 H3PO4 H3PO3 H2CO3 H2SiO3 H3ВO3 HCN HSCN CH3COOH большинство др.орг.кислот
Основания	1.гидроксиды щелочных металлов (подгр. Li) 2.гидроксиды щелочнозе-мельных металлов (подгр. Са)	Основания	1.гидроксиды всех других металлов; 2. NH4OH
Соли	Практически все	Соли	Некоторые соли цинка, ртути и т.д.

Приложение П-4

Расчетные формулы

1. Газовые законы.

Объединенный газовый закон:

рV/Т = р₀V₀/T₀ = const,

где р₀ иV₀– давление и объем газа при н.у.,T₀– нормальная температура.

Нормальными условиями для газа считают температуру 273 К и давление 1,013^.10⁵ Па.

Уравнение Менделеева-Клапейрона:

рV=mRT/M,

где m– масса газа, г;

M– молярная масса газа, г/моль;

R– универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж^.моль^-1.К^-1.

Относительная плотностью первого газа по второму:D_1/2= М₁/М₂

2. Расчет количества вещества (n, моль):

n = m/M; n = V/ V_М n = N/N_A

3. Эквивалент. Закон эквивалентов.

М_э– молярная масс эквивалента, г/моль-экв.

М_э простого вещества – отношение молярной массы атомов вещества к валентности элемента;

М_э элемента – отношение молярной массы атомов элемента к валентности

М_э (кислоты) – отношение молярной массы вещества к основности (число атомов Н);

М_э (основания) – отношение молярной массы вещества к кислотности (число ОН-групп);

М_э (соли) – отношение молярной массы вещества к произведению валентности металла на число его атомов;

М_э иона – отношение молярной массы иона к модулю его степени окисления;

М_э (окислителя/восстановителя) – отношение молярной массы вещества к числу принятых/отданных одной молекулой вещества электронов.

Число моль-эквn_э=m/M_э

Закон эквивалентов: Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентам:

m₁/ М_э1 =m₂/ М_э2

4. Скорость химической реакции (υ).

Закон действия масс:

для гомогенной реакции аА + bВ =cC+dD

υ = k[A]^a[B]^b

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10⁰С скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза. Число, показывающее, во сколько раз при повышении температуры на 10⁰С возрастает скорость реакции, называетсятемпературным коэффициентом скорости реакции(γ). Математическое выражение правила Вант-Гоффа: υ _t2/ υ _t1=γ^(t2-t1)/10,

где температура t₂> температурыt₁.

5. Химическое равновесие - состояние системы, при которой скорость прямой и обратной реакции равны.

Константа равновесия - отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции к произведению молярных концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, соответствующих коэффициентам в уравнении реакции.

Например, для реакции aА +bВ =cС +dД

К_с= ([С]_р^c[Д]_р^d) /([A]_р^a[B]_р^b)

Если исходные вещества и продукты реакции находятся в газообразном состоянии, то константа равновесия (К_р) может быть выражена через парциальные давления газов реакционной смеси.

Принцип Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

1. Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции и наоборот.

2. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции и наоборот.

3. Повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема и наоборот.

6. Способы выражения состава растворов.

Массовая доля растворенного вещества показывает массу растворенного вещества в 100 г раствора (выражается в процентах или долях):

ω = (m_p.в./m_p-pa)^.100%

Молярная концентрация раствора показывает число моль растворенного вещества (n_р.в.) в 1л раствора (выражается в моль/л):

c=n _р.в./V_{р-ра(в л)}илиc=m_p.в./(М_р.в.^.V_{р-ра(в л)})

Молярная концентрация эквивалентов раствора (нормальная концентрация) показывает число моль эквивалентов растворенного вещества (n_эр.в.) в 1л раствора (выражается моль-экв/л):

с_n=n_эр.в./V_{р-ра(в л)}или с_n=m_p.в./(М_эр.в.^.V_{р-ра(в л)})

Титр раствора показывает массу растворенного вещества в 1 мл раствора (выражается в г/мл):

Т = m_p.в./V_{р-ра (в мл)}

7. Расчеты в растворах электролитов.

Ионное произведение воды(при 22^оС):K_в = [H⁺] [ОH^-] = 10^-14

Водородный показатель pH= -lg[H⁺]

Гидроксильный показательpОH= -lg[ОH^-]

рН + рОН = 14