Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

Сухарева ч 2

.pdf
Скачиваний:
13
Добавлен:
09.04.2015
Размер:
824.99 Кб
Скачать

Министерство образования Республики Беларусь Учреждение образования

«МОГИЛЁВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ»

Кафедра химии

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ ПО КУРСУ ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Методические указания для студентов заочной формы обучения технологических специальностей (часть 2)

Могилёв 2006

УДК 54

Рассмотрены и утверждены на заседании кафедры химии МГУП.

Протокол № 5 от 2 ноября 2006 г.

Составитель

доцент Н. И. Сухарева

Рецензент

профессор В.В. Ясинецкий

© УО «Могилёвский государственный университет продовольствия»

2

 

СОДЕРЖАНИЕ

 

ВВЕДЕНИЕ

4

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

5

1.1

Вопросы к контрольному заданию

7

1.2

Пример решения контрольного задания (задача №16)

8

2 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

11

2.1

Вопросы к контрольному заданию

13

2.2

Пример решения контрольного задания (задача №32)

14

3 ХИМИЯ НЕМЕТАЛЛОВ

15

3.1

Вопросы к контрольному заданию

18

3.2

Пример решения контрольного задания (задача №48)

19

4 ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ

22

4.1

Вопросы к контрольному заданию

25

4.2

Пример решения контрольного задания (задача № 64)

26

ПРИЛОЖЕНИЕ А (СПРАВОЧНОЕ)

30

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

31

3

ВВЕДЕНИЕ

Впроцессе изучения курса общей и неорганической химии студент заочной формы обучения технологических специальностей должен выполнить две контрольные работы. Настоящие методические указания предназначены для выполнения второй контрольной работы.

Вданном пособии рассматриваются четыре основных раздела курса общей и неорганической химии: 1) Окислительно-восстановительные реакции;

2)Комплексные соединения; 3) Химия неметаллов; 4) Химия металлов. Контрольные задания к каждой из четырех тем включают: 1) краткую

теоретическую информацию по данной теме; 2) вопросы, общие для всех вариантов; 3) конкретные задания для данного варианта (всего 16 вариантов по теме); 4) пример решения типового задания.

Контрольную работу рекомендуется выполнять в следующей последовательности:

1 На зимней сессии каждому студенту необходимо получить у лектора потока номера соответствующих задач.

2 Перед решением задач соответствующего раздела необходимо изучить по учебным пособиям (1) и (2) материал, относящийся к данному разделу.

3 Проработать краткое изложение материала изучаемого раздела по данному методическому указанию. Обратить внимание на термины, выделенные в тексте.

4 Попытаться решить самостоятельно последний вариант каждого раздела. При затруднениях проработать и понять суть приведённого решения этого варианта.

5 Решить задачи своего варианта. В конце работы привести список использованной литературы. Работа должна быть подписана студентом.

6 При получении оценки «не зачтено» исправить ошибки в этой же тетради и выслать работу на рецензирование повторно. Работу над ошибками следует выполнять в конце тетради.

7 Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, не проверяется и не зачитывается.

4

1 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции, в процессе которых изменяются степени окисления элементов.

Окислителем называется любая частица (атом, ион, молекула), принимающая электроны. Степень окисления элемента при этом понижается. Процесс присоединения электронов называется восстановлением.

Восстановителем называется любая частица (атом, ион, молекула), отдающая электроны. Степень окисления элемента при этом повышается. Процесс отдачи электронов называется окислением.

Чтобы установить, чем может являться данный элемент в соединении (окислителем или восстановителем), необходимо определить степень окисления этого элемента в соединении. Элемент в высшей степени окисления может быть только окислителем, в низшей степени окисления только восстановителем, в промежуточной степени окисления данный элемент может быть как окислителем, так и восстановителем. Напомним, что высшая степень окисления для большинства элементов металлов и неметаллов равна номеру группы. Низшая степень окисления для металлов равна нулю, для неметаллов - номер группы минус 8.

Например, необходимо определить, какие свойства - окислительные или восстановительные - может проявлять свободная сера. Для ответа на этот вопрос определим степень окисления серы (в простом веществе она равна нулю) и сравним найденную степень окисления с границами степеней окисления серы (-2 _ +6). Следовательно, степень окисления «ноль» - промежуточная степень окисления серы, что свидетельствует об окислительно-восстановительной двойственности серы.

Принадлежность найденной степени окисления элемента к его высшей или низшей степени окисления не свидетельствует об активности данного элемента как окислителя или восстановителя. Окислительно-восстановительная активность элементов количественно определяется электродными потенциалами, которые будут рассмотрены позже.

Окислительно-восстановительные реакции уравнивают двумя методами: методом электронного баланса и ионно-электронным методом (методом полуреакций).

Метод электронного баланса известен по школьной программе. В данных методических указаниях приводится последовательность операций при уравнивании окислительно-восстановительных реакций в водных растворах ионно-электронным методом:

1)Определяют степени окисления элементов, соединения которых участвуют в реакции.

2)Определяют соединение – окислитель (содержит элемент, с. о. которого понижается) и соединение – восстановитель (содержит элемент, с. о. которого повышается).

3)Представляют уравнение реакций в ионно-молекулярном виде.

5

4) При составлении уравнений реакций, в которых известны только исходные вещества, выбирают ионы или молекулы, содержащие окислитель и восстановитель, прогнозируют продукты окисления и восстановления, используя данные таблиц 1 и 2, и составляют схемы полуреакций этих процессов

Таблица 1 - Типичные окислители и продукты их восстановления

Окислитель

 

pH < 7

 

 

 

 

pH > 7

KMnO

 

¯

Mn

2+

 

 

¯

2-

 

 

 

 

4

MnO4

 

 

 

MnO4

 

MnO4

K Cr

O

Cr2O7

2-

 

3+

 

 

 

-

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2 2

 

7

 

 

Cr

 

 

 

 

 

 

 

H2O2

 

H2O2 H2O

H2O2 2ОН¯

HNO3 (конц.)

NO3¯ NO2

 

 

 

-

 

 

 

 

 

 

 

 

HNO3¯(разб.)

NO3¯ NO

 

 

 

-

 

 

 

 

 

 

 

 

H2SO4 (конц.)

SO4SO2

 

 

 

-

 

 

 

 

 

 

 

 

NaBiO3

BiO3¯ Bi3+

BiO3¯ Bi(ОН)3

KClO3

ClO3¯ Cl2

ClO3¯ Cl¯

Таблица 2 - Типичные восстановители и продукты их окисления

Восстановитель

 

pH < 7

 

 

 

pH > 7

 

Zn

 

 

Zn Zn+2

 

Zn ZnO2

 

Al

 

 

Al Al+3

 

Al AlO2¯

 

Na

SO

3

 

2-

 

 

2-

 

2-

2-

 

2

 

 

SO3

 

SO4

 

SO3

 

 

SO4

 

KNO2

NO2¯ NO3¯

NO2¯ NO3¯

 

SnSO

 

Sn

2+

Sn

4+

Sn

2+

 

2-

 

 

 

4

 

 

 

 

 

 

SnO3

 

H2O2

 

H2O2 O2

 

H2O2 O2

 

5)После составления схем окисления и восстановления уравнивают в левой и правой частях полуреакций число атомов, меняющих степень окисления.

6)Уравнивают в левой и правой частях полуреакций число атомов кислорода. В кислой среде каждый избыточный атом кислорода связывают с двумя ионами водорода, записывая в противоположной части полуреакции одну молекулу воды. В щелочной среде каждый избыточный атом кислорода связывают с одной молекулой воды, записывая в противоположной части полуреакции два иона гидроксида.

7)Уравнивают в левой и правой частях полуреакций число атомов водорода. В кислой среде каждый избыточный атом водорода в соединении записывают в противоположную часть полуреакции в виде протона. В щелочной среде каждый избыточный атом водорода связывают с одним

6

гидроксид-ионом, записывая в противоположной части полуреакции одну молекулу воды.

8) Подсчитывают общий заряд в левых и правых частях полуреакций и уравнивают их, добавляя в левую или правую сторону требуемое число электронов.

9). Определяют необходимые множители, чтобы число принятых электронов равнялось числу отданных.

10)Суммируют уравнения двух полуреакций с учётом полученных множителей.

11)Дополняют левую часть полученного уравнения до полного ионномолекулярного вида и переносят дополненные ионы в правую часть.

12)Записывают уравнение реакции в молекулярном виде.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.

Межмолекулярными окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в процессе которых происходит изменение степени окисления элементов, входящих в состав разных молекул. Например:

+7

+4

+2

+6

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

Внутримолекулярными окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, в процессе которых происходит изменение степени окисления разных элементов, но входящих в состав одной молекулы. Например:

-3

+6

+3

0

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3+ N2 + 4 H2O

Реакциями диспропорционирования (самоокисления-

самовосстановления) называются реакции, в которых один и тот же атом является и восстановителем и окислителем. Например, вещества, содержащие в своём составе атомы в промежуточной степени окисления, могут в одной и той же реакции выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. Наиболее характерна эта реакция для неметаллов. Например, в реакции

0

+5

-1

3 Br2 + 6 NaOH NaBrO3 + 5 NaBr + 3 H2O

бром, находясь в промежуточной степени окисления (0), сам себя окисляет и восстанавливает. Поэтому такие окислительно-восстановительные реакции носят название реакций самоокисления – самовосстановления (или диспропорционирования).

1.1 Вопросы к контрольному заданию

а) Установите, окислителем или восстановителем могут быть элементы в трёх указанных соединениях в задании «а» (Таблица 3).

б) Определите, процессу окисления или восстановления соответствуют указанные превращения в задании «б». Оформите их в виде полуреакций (сделайте материальный и электронный баланс).

7

в) Закончите и уравняйте с помощью ионно-электронного метода окислительно-восстановительную реакцию, приведённую в задании «в». Определите вероятность протекания нескольких окислительновосстановительных процессов при данном наборе соединений.

Таблица 3 -

Задания к разделу «Окислительно-восстановительные

реакции»

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

a

 

 

 

 

 

 

 

 

б

 

 

 

в

 

 

 

 

 

 

задания

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1

H S,

HI,

 

 

¯

Cl

¯

(pH>7);

KMnO + Na

SO + H SO

4

 

2

 

 

ClO3

 

 

 

4

 

2

 

 

3

2

 

 

H2Gr2O7.

H2O2 O2 (pH<7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2

Аs2S3, Al,

SO42- S2- (pH<7);

K2Cr2O7 + Al + KOH

 

 

HClO4.

 

NO2¯ NO3¯ (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3

Cl

, PbO ,

Cr2O7

2-

Cr

3+

 

KClO + Na

SO

3

+ H SO

4

 

2

 

2

 

 

(pH<7);

 

3

2

 

 

 

2

 

 

H2Sе.

 

I2 IO3¯ (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4

PJ3, Br2, MnO2.

MnO4¯Mn2+(pH<7);

Cu + HNO3 (разб.)

 

 

 

 

 

 

 

S2- SO32- (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5

Mg, HNO2,

BiO3¯

Bi3+ (pH<7);

K2Cr2O7 + Al + H2SO4

 

 

NaBiO3

 

Cl2 ClO¯ (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

6

H Те, NO , S.

Cr2O7

2-

 

 

 

¯

(pH>7)

KMnO

+ KNO + KOH

 

 

 

2

 

2

 

 

CrO2

 

4

 

 

2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

SO32- SO42- (pH<7);

 

 

 

 

 

 

 

 

 

7

J2, H2O2,

Sn SnO22- (pH>7)

NaBiO3 + Na2SO3+ H2SO4

 

HMnO4.

 

S2O32- S (pH<7);

 

 

 

 

 

 

 

 

 

8

CrO , HClO,

S

SO3

2-

(pH>7)

K

Cr O + KNO + H SO

 

 

Cu

3

 

 

 

 

2

2 7

 

 

2

 

2

4

 

 

 

Mn2+MnO4¯ (pH<7);

 

 

 

 

 

 

 

 

 

9

HJ, P, HMnO .

S2O3

2-

SO2 (pH<7);

KMnO

+ H O + H SO

4

 

 

 

 

4

 

 

 

 

4

2 2

 

2

 

 

 

 

 

 

NO3¯ NO2¯ (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

10

F2, H2O2, HIO3

Cr3+ Cr2O72- (pH<7);

K2Cr2O7 + Zn + H2SO4

 

 

 

 

MnO4¯MnO42-(pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

11

HNO3,

Zn,

NO3¯ NO2¯ (pH<7);

Cu + HNO3 (конц.)

 

 

 

 

SnCl2.

 

SеO32- (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

12

SO2, Аs, HClO4

Al AlO2¯ (pH>7)

KMnO4+ Na2SO3+ NaOH

 

 

 

 

Cr2O72- Cr3+ (pH<7);

 

 

 

 

 

 

 

 

 

13

MnO2, K2CrO4,

H2O2 O2 (pH>7)

H2O2 + Zn + NaOH →

 

 

 

 

 

IO3¯ I2 (pH<7);

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

14

Аg, H 2SO3,

H2O2 O2 (pH<7);

K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4

 

 

PbO2

 

Pb2+ PbO32- (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

15

C2H5OH, H2Sе,

H2S SO42- (pH<7);

Cu + H2SO4 (конц.)

 

 

 

 

Mn

 

SO32- SO42- (pH>7)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

16

H2CrO4, Mg, Те

Zn ZnO22- (pH>7)

KMnO4 + SnSO4 + H2SO4

 

 

 

 

NO3¯ N2 (pH<7);

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.2 Пример решения контрольного задания (задача №16)

Задание (а)

8

Установите, окислителем или восстановителем может являться каждый элемент в H2CrO4, Mg, Те.

Ответ:

Степень окисления водорода в молекуле хромовой кислоты H2CrO4 равна +1. Для водорода – это высшая степень окисления, следовательно, водород в этих соединениях может быть только окислителем.

Степень окисления хрома в молекуле хромовой кислоты H2CrO4 равна +6. Для хрома – это высшая степень окисления (номер группы), следовательно, хром в этом соединении может быть только окислителем.

Степень окисления кислорода в молекуле хромовой кислоты H2CrO4 равна (-2). Для кислорода – это низшая степень окисления, следовательно, кислород в этом соединении может быть только восстановителем.

Степень окисления магния в простом веществе равна 0. Для металлов – это низшая степень окисления, следовательно, металлический магний может быть только восстановителем.

Степень окисления теллура в простом веществе равна 0. Границы степеней окисления теллура (-2 - +6). Следовательно, степень окисления «ноль» – промежуточная степень окисления теллура, что свидетельствует об окислительно-восстановительной двойственности теллура.

Задание (б)

Процессу окисления или восстановления соответствуют переходы

1) Zn ZnO22- (pH>7); 2)NO3¯ N2 (pH<7). Оформите эти переходы в виде полуреакций.

Ответ:

1) Составим материальный и электронный баланс перехода Zn ZnO22- в водном растворе в щелочной среде (pH>7).

Уравниваем в левой и правой частях полуреакций число атомов, меняющих степень окисления. Число атомов цинка в полуреакции не меняется.

Уравниваем в левой и правой частях полуреакции число атомов кислорода. В щелочной среде каждый избыточный атом кислорода связывают с одной молекулой воды, записывая в противоположной части полуреакции два иона гидроксида. Так как в правой части данной полуреакции два избыточных атома кислорода, то связываем их с двумя молекулами воды. В левой части полуреакции записываем четыре иона гидроксида. В результате полуреакция имеет вид: Zn + 4OH¯ ZnO22- + 2 H2O.

Для ответа на вопрос, окислением или восстановлением цинка является это превращение, рассчитаем общую сумму зарядов в левой части полуреакции (-4) и в правой части полуреакции (-2). Следовательно, данному переходу соответствует отдача двух электронов, т. е. это процесс окисления, цинк является восстановителем.

2) Составим материальный и электронный баланс перехода NO3¯ N2 в водном растворе в кислой среде (pH<7).

9

Степень окисления изменяется в данном переходе у азота (от+5 до 0). Уравниваем в левой и правой частях полуреакций число атомов азота

2NO3¯ N2

Уравниваем в левой и правой частях полуреакции число атомов кислорода. В кислой среде каждый избыточный атом кислорода связывают с двумя ионами водорода, записывая в противоположной части полуреакции одну молекулу воды. Так как в левой части полуреакции шесть атомов кислорода, связываем их с 12H+, в правой части полуреакции записываем 6 H2O. В результате получаем уравнение полуреакции: 2NO3¯ + 12H+ N2 + 6 H2O.

Сравнение суммы зарядов в левой (-2+12 = +10) и в правой (0) частях полуреакций позволяет сделать вывод, что данному превращению соответствует присоединение десяти электронов, т. е. это процесс восстановления, а нитратанион является окислителем.

Задание (в)

Закончите и уравняйте с помощью ионно-электронного метода окислительно-восстановительную реакцию: KMnO4 + SnSO4 + H2SO4 . Определите, возможно ли при данном наборе соединений несколько вариантов окислительно-восстановительных процессов

Ответ:

Определим степени окисления каждого элемента, проанализируем его окислительно-восстановительные возможности, проверим, нет ли среди предложенных соединений типичных окислителей и восстановителей. В результате проделанной работы выбираем ионы, содержащие окислитель и восстановитель, прогнозируем продукты окисления и восстановления и составляем схемы полуреакций этих процессов:

MnO4¯Mn2+

Sn2+ Sn4+

Затем уравниваем в левой и правой частях полуреакций число атомов кислорода, подсчитываем общий заряд в левых и правых частях полуреакций и уравниваем их, добавляя в левую или правую сторону требуемое число электронов, и получаем окончательный вид полуреакций:

MnO4¯ +8 H+ +5 ē → Mn2+ + 4 H2O.

Sn2+ Sn4+ +2 ē

Суммируем уравнения двух полуреакций с учётом полученных множителей (5 и 2):

2 MnO4¯ + 16 H+ +5 Sn 2+ 2Mn2+ + 8 H2O +5 Sn4+

Дополняем левую часть полученного уравнения до полного ионномолекулярного вида и переносим дополненные ионы в правую часть:

2 K+ + 2 MnO4¯ +16 H+ + 8 SO42- + 5 Sn2+ + 5 SO42- 2 Mn2+ + 8 H2O + +5 Sn4++ 2 K++ 13 SO42-

Записываем уравнение реакции в молекулярном виде:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 5 SnSO4 2 MnSO4+ 5 Sn(SO4)2 + K2SO4 + 8 H2O

Перманганат калия и сульфат олова (II) в присутствии разбавленной серной кислоты дадут в результате реакции только три соли: сульфаты марганца (II), олова (IV) и калия. Однако в остальных 15 вариантах возможны

10

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.