- •Занятие №3
- •1. Задачи на расчет концентраций веществ:
- •2. Задачи на расчет концентраций ионов:
- •Занятие №4 Растворение и диссоциация ионных и молекулярных веществ.
- •3 . Зависимость электропроводности растворов от природы растворенного вещества.
- •6. Влияние дополнительных ионов на равновесия диссоциации молекулярных веществ.
- •Объясните результаты опытов №5 и №6 с использованием принципа Ле-Шателье.
- •Занятие №5 Кислотно-основные свойства водородных и гидроксидных соединений Общие свойства основных классов неорганических соединений. Условия протекания "реакций обмена".
- •1. Кислотно-основные свойства водородных соединений.
- •2. Обязательные и необязательные (в том числе, особенные) реакции кислот и оснований.
- •3. Условия протекания обменных реакций с солями.
- •4. Зависимость рН растворов от состава солей.
- •5. Среда в растворах средних и кислых солей.
- •Особые свойства кислот-окислителей.
- •2. Зависимость восстановительных свойств одноатомных ионов Эn- (молекул НnЭ) от электроотрицательности атома-восстановителя.
- •3. Особенности окислительных свойств kMnO4 в зависимости от среды.
- •4. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода н2о2.
2. Зависимость восстановительных свойств одноатомных ионов Эn- (молекул НnЭ) от электроотрицательности атома-восстановителя.
a) Пронаблюдайте окраску давно хранящихся в лаборатории растворов хлорида, бромида и йодида калия. В каком из них лучше всего просматриваются признаки взаимодействия с кислородом воздуха? В три пробирки налить по ~1-2мл раствора Fe2(SO4)3 и добавить в каждую пробирку по нескольку капель растворов KCl, KBr, KJ. В тех случаях, где появляется окраска, возможно свидетельствующая о появлении галогена (Г2), добавьте в пробирку немного (~0.5мл) неполярного растворителя (СНCl3, CCl4, С6Н6), аккуратно встряхните содержимое и проверьте, окрашивается ли слой органической жидкости. Сопоставьте полученные результаты с расчетами ε°.
б) Налейте в пробирку ~2-3мл дистиллированной воды и добавьте ~1/4 стеклянной ложечки кристаллического KMnO4. Наблюдаются ли признаки взаимодействия перманганата калия с водой? Половину раствора перелейте во вторую пробирку и долейте в каждую по ~0.5мл раствора H2S и Na2S. Что наблюдается? Как и почему меняются восстановительные свойства H2O и H2S, H2S и Na2S?
3. Особенности окислительных свойств kMnO4 в зависимости от среды.
a) Поместить в две пробирки по ~0.5 стеклянной ложечки кристаллического KMnO4. В одну добавьте ~1-2мл концентрированного раствора хлорида натрия, а в другую – 1-2мл концентрированного раствора соляной кислоты. Как ионы Н+ повлияли на прочность связей Mn–O, на окислительную способность иона MnO4– ?
б) В три пробирки налить по ~1-2мл разбавленного раствора KMnO4. В первую долейте ~1мл 20%-ного раствора H2SO4, вторую оставьте без изменений, в третью долейте ~1мл 20%-ного раствора щелочи. После этого в каждую пробирку добавьте по ~0.5 стеклянной ложечки кристаллического Na2SO3. Что наблюдается? Какая степень окисления стабилизируется у атомов марганца в зависимости от среды? Как объяснить эту закономерность с точки зрения поляризующего действия ионов Н+ на связи Mn–O?
4. Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода н2о2.
Рассмотрите строение молекулы Н2О2, сравните энергии связей Н–О и О–О. Какие (окислительные или восстановительные) свойства пероксида водорода должны быть лучше выражены? Подтвердите соответствующие свойства, используя свежеполученный осадок PbS и растворы KJ, KMnO4, K2Cr2O7.
Данные для расчетов ε°.
Эталонная полуреакция |
φо, В |
|||
2H+ + 2ē → H2 |
0 |
|||
|
||||
полуреакции |
φо, В |
полуреакции |
φо, В |
|
|
||||
Fe2+ + 2ē → Fe |
-0.44 |
Cl2 + 2ē → 2Cl- |
1.36 |
|
Fe3+ + 2ē → Fe2+ |
0.77 |
Br2 + 2ē → 2Br- |
1.09 |
|
Cu2+ + 2ē → Cu |
0.34 |
J2 + 2ē → 2J- |
0.62 |
|
|
||||
NO3- (конц) + 2H+ + ē → NO2 + H2O |
~1.00 |
H2SO4 (конц) + 2H+ + 2ē → SO2 + 2H2O |
~0.90 |
|