- •Окислительно-восстановительные процессы практикум по курсу«химия»
- •080100.62 «Экономика»
- •Содержание
- •Введение
- •Общие правила выполнения лабораторных работ
- •Правила работы в химической лаборатории
- •Правила техники безопасности
- •Правила противопожарной безопасности
- •Оказание первой помощи
- •1 Лабораторная работа окислительно-восстановительные реакции
- •1.1 Теоретическая часть
- •Окислители:
- •Восстановители:
- •1. Порядок составления овр методом электронного баланса
- •2. Порядок составления овр методом электронно-ионного баланса
- •Метод электронного баланса
- •Метод электронно-ионного баланса
- •Типы окислительно-восстановительных реакций
- •1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
- •2. Реакции – диспропорционирования
- •3. Овр внутримолекулярные
- •1.2 Экспериментальная часть
- •1.3 Кейс-Задания
- •1.4 Контрольные вопросы
- •2 Лабораторная работа электрохимические свойства металлов. Гальванические элементы
- •2.1 Теоретическая часть
- •Механизм возникновения электродного потенциала
- •Факторы, от которых зависит величина электродного потенциала
- •Измерение электродных потенциалов Ряд напряжений металлов
- •Типы электродов
- •Гальванические элементы
- •Промышленные источники тока
- •Применение гальванических элементов в строительстве
- •2.2 Экспериментальная часть
- •2.3 Кейс-Задания
- •2.4 Контрольные вопросы
- •3 Лабораторная работа коррозия металлов. Методы защиты от коррозии
- •3.1 Теоретическая часть
- •Методы защиты металлов от коррозии
- •3.2 Экспериментальная часть
- •3.3 Кейс-задания
- •3.4 Контрольные вопросы
- •4 Лабораторная работа электролиз водных растворов электролитов
- •4.1 Теоретическая часть
- •Электролиз раствора гидроксида натрия с графитовыми электродами
- •Примеры решения задач
- •4.2 Экспериментальная часть
- •4.3 Кейс-задания
- •4.4 Контрольные вопросы
- •5 Самостоятельная работа студентов
- •6 Тесты
- •6.1 Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»
- •6.2 Тема: «Электрохимические свойства металлов. Гальванические элементы»
- •6.3 Тема: «коррозия металлов»
- •6.4 Тема: «электролиз»
- •Словарь терминов
- •Библиографический список
- •Важнейшие восстановители и окислители
- •Окисленные и восстановленные формы марганца и хрома в зависимости от среды
- •Стандартные потенциалы металлИческих и газовых электродов
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых систем
- •Термодинамические характеристики некоторых веществ
Библиографический список
Основная литература:
Глинка, Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное / Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2010. – 728 с.
Вольхин, В.В. Общая химия. Основной курс: Учебное пособие. 2-е изд., перераб. и доп. /В.В. Вольхин. – СПб: Издательство «Лань», 2008. – 464с., ил.
Коровин, Н.В. Общая химия / Н.В. Коровин. – М.: Высшая школа, 2007. – 557с.
Дополнительная литература:
Практикум по общей и неорганической химии: Пособие для студентов вузов / В.И. Фролов, Т.М. Курохтина, З.Н. Дымова и др.; Под ред. Н.Н. Павлова, В.И. Фролова. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: Дрофа, 2002. – 304 с.: ил.
Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка. – М.: Интеграл-Пресс, 2004. – 240 с.
Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А. Угай. – М.: Высшая школа, 2004. – 527с.
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Важнейшие восстановители и окислители
|
Восстановители |
Окислители |
|
Металлы Водород Уголь Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S) Оксид серы (IV) (SO2) Сернистая кислота (H2SO3) и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота (HNO2) Аммиак (NH3) Гидразин (NH2NH2) Оксид азота(II) (NO) Катод при электролизе |
Галогены Перманганат калия (KMnO4) Манганат калия (K2MnO4) Оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) Хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4), конц. Оксид меди (II) (CuO) Оксид свинца (IV) (PbO2) Оксид серебра (Ag2O) Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа (III) (FeCl3) Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе |
ПРИЛОЖЕНИЕ Б
Окисленные и восстановленные формы марганца и хрома в зависимости от среды
|
Окисленная форма |
Среда |
Восстановленная форма |
|
MnO4– Фиолетовый раствор |
H+ |
Mn2+ Бесцветный раствор |
|
H2O |
MnO2 Бурый осадок | |
|
OH– |
MnO42– Раствор зеленого цвета | |
|
Cr+6 (CrO42 – – желтый раствор или Cr2O72 – – оранжевый раствор) |
H+ |
Cr3+ Сине-зеленый раствор |
|
H2O |
Cr(OH)3 Серо-зеленый осадок | |
|
OH– |
[Cr(OH)6]3– Светло-зеленый раствор |
ПРИЛОЖЕНИЕ B
Стандартные потенциалы металлИческих и газовых электродов
|
Электрод |
Электродный процесс |
Ео, В |
|
Li+/Li |
Li+ +ē=Li |
-3,02 |
|
Rb+/ Rb |
Rb+ +ē = Rb |
-2,99 |
|
K+/ K |
K+ +ē = K |
2,92 |
|
Ba2+/ Ba |
Ba2+ + 2ē = Ba |
-2,90 |
|
Sr2+/ Sr |
Sr2+ + 2ē = Sr |
-2,89 |
|
Ca2+/ Ca |
Ca2+ + 2ē = Ca |
-2,87 |
|
Na+/ Na |
Na+ +ē = Na |
-2,71 |
|
Mg2+/ Mg |
Mg2+ + 2ē = Mg |
-2,34 |
|
Ве2+/ Ве |
Ве2+ + 2ē = Ве |
-1,85 |
|
Al3+/ Al |
Al3+ + 3ē = Al |
-1,67 |
|
Ti2+/Ti |
Ti2+ + 2ē =Ti |
-1,63 |
|
Mn2+/ Mn |
Mn2++ 2ē = Mn |
-1,05 |
|
Zn2+/ Zn |
Zn2+ + 2ē = Zn |
-0,76 |
|
Cr3+/ Cr |
Cr3++ 3ē = Cr |
-0,71 |
|
Fe2+/ Fe |
Fe2+ + 2ē = Fe |
-0,44 |
|
Cd2+/ Cd |
Cd2+ + 2ē = Cd |
-0,40 |
|
Co2+/ Co |
Co2+ + 2ē = Co |
-0,28 |
|
Ni2+/ Ni |
Ni2+ + 2ē = Ni |
-0,25 |
|
Sn2+/ Sn |
Sn2+ + 2ē = Sn |
-0,14 |
|
Pb2+/ Pb |
Pb2+ + 2ē = Pb |
-0,13 |
|
Fe3+/ Fe |
Fe3+ + 3ē = Fe |
-0,04 |
|
2H+/ H2 |
2H+ + 2ē = H2 |
0,00 |
|
Sb3+/ Sb |
Sb3+ + 3ē = Sb |
+0,20 |
|
Bi3+/ Bi |
Bi3++ 3ē = Bi |
+0,23 |
|
Cu2+/ Cu |
Cu2+ + 2ē = Cu |
+0,34 |
|
О2/ОН- |
½О2 + Н2О + 2ē = 2ОН- |
+0,40 |
|
Cu+/ Cu |
Cu+ +ē = Cu |
+0,52 |
|
Ag+/ Ag |
Ag+ +ē = Ag |
+0,80 |
|
Hg2+/ Hg |
Hg2+ + 2ē = Hg |
+0,86 |
|
Pt2+/ Pt |
Pt2++ 2ē = Pt |
+1,20 |
|
О2/Н2О |
О2 + 4Н+ + 4ē = 2Н2О |
+1,23 |
|
Au3+/ Au |
Au3++ 3ē = Au |
+1,42 |
|
Au+/ Au |
Au+ +ē = Au |
+1,69 |
ПРИЛОЖЕНИЕ Г