Сухарева ч 2

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

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

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

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:

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:

(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

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.

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