- •Федеральное агентство по рыболовству
- •Содержание
- •Лабораторная работа №1 Изучение классов неорганических соединений Введение
- •Номенклатура оксидов
- •Получение оксидов
- •Химические свойства оксидов
- •Кислоты
- •Номенклатура кислот
- •Кислородсодержащие кислоты хлора
- •Получение кислот
- •Химические свойства кислот
- •Специфические свойства кислот
- •Основания (гидроксиды металлов)
- •Номенклатура оснований
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Номенклатура солей
- •Получение солей
- •Химические свойства солей
- •Степень окисления элементов.
- •Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей
- •Экспериментальная часть Приборы и материалы
- •Варианты экспериментальных задач
- •Оформление лабораторной работы
- •Пример оформления лабораторного опыта
- •Тестовые задания для самоконтроля Вариант № 1
- •Вариант № 2
- •Вариант № 3
- •Вариант № 4
- •Вариант № 5
- •Укажите формулы оксидов, не реагирующих со щелочами
- •Вариант № 6
- •Вариант № 7
- •Вариант № 8
- •Вариант № 9
- •Вариант № 10
- •Вариант № 11
- •Вариант № 12
- •Вариант № 13
- •Вариант № 14
- •Вариант № 15
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Вариант 5
- •Вариант 6
- •Вариант 12
- •Вариант 13
- •Вариант 14
- •Вариант 15
- •Лабораторная работа № 2 Приготовление раствора кислоты заданной концентрации Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •Классификация растворов
- •Примеры расчета концентрации растворов
- •3. Экспериментальная часть
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Плотность растворов некоторых неорганических кислот и щелочей в воде при 20ºС
- •Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от концентрации
- •3.2. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от температуры
- •3.3. Исследование влияния изменения концентрации на смещение равновесия
- •3.4. Исследование влияния изменения температуры на смещение равновесия
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 4 Ионно-обменные реакции Введение
- •1. Цели и задачи
- •1.1. Приобрести системные знания о теории электролитической диссоциации, изучить условия протекания реакций обмена в водных растворах электролитов.
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Электролитическая диссоциация. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
- •2.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •2.3 Константа диссоциации
- •2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения
- •2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов
- •Примеры решения задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Получение малорастворимых оснований
- •3.2. Получение малорастворимых кислот
- •3.3. Реакции со слабыми электролитами
- •3.4. Получение малорастворимых солей
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 5 Водородный показатель и гидролиз солей Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Ионное произведение воды, рН - растворов
- •2.2. Гидролиз солей
- •Примеры решения задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение реакции среды при помощи индикаторов
- •Определение рН при помощи универсального
- •Индикатора
- •3.3. Реакция среды растворов различных средних солей
- •3.4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 6 Окислительно-восстановительные реакции Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Степень окисления.
- •2.2.Окислители и восстановители
- •2.3. Методика составления овр
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Окислительные свойства галогенов
- •3.2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода н2о2
- •3.3. Окислительные свойства перманганат - иона MnO4-
- •3.4. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов
- •3.5. Внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 7
- •Электрохимическая активность металлов и гальванический
- •Элемент
- •Введение
- •1. Цель и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Электродный потенциал. Химическая активность металлов
- •2.2. Устройство и работа гальванического элемента
- •3. Экспериментальная часть
- •3. 1. Качественное определение различной электрохимической активности металлов
- •3.2. Изготовление медно-цинкового гальванического элемента
- •3.3. Изготовление медно-никелевого гальванического элемента
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 8 Электролиз водных растворов солей Введение
- •1. Цель и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •2.1. Сущность электролиза. Электролиз расплава электролита
- •2.2. Законы Фарадея
- •2.3. Электролиз растворов электролитов
- •3. Экспериментальная часть
- •Лабораторная работа № 9 Коррозия металлов и методы защиты от коррозии Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Теоретическая часть
- •Химическая коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Примеры решения эталонных задач
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Образование микрогальванопар
- •3.2. Электрохимическая коррозия железа
- •3.3. Действие ионов, активирующих процесс коррозии
- •3.4. Ингибиторы раствора
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 10 Химический контроль качества воды Введение
- •1. Цели и задачи
- •2. Краткий теоретический материал
- •3. Экспериментальная часть
- •3.1. Определение жесткости воды
- •3.2. Определение щелочности воды
- •3.3. Определение водородного показателя
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа № 11 Полимеры Введение
- •1. Цели и задачи лабораторной работы
- •2.Теоретическая часть
- •2.1. История развития науки о полимерных материалов
- •2.2. Классификация полимерных соединений
- •2.3.Получение полимеров
- •2.4.Особенности строения полимеров
- •2.5. Свойства полимеров
- •2.5.1. Растворы полимеров
- •2.5.2 Набухание
- •2.6. Использование полимеров.
- •3. Экспериментальная часть
- •1.Определение примерной плотности полимеров1
- •2.Термопластичность полимеров
- •3. Горение
- •4.Отношение полимеров к растворам кислот и щелочей
- •5.Отношение полимеров к окислителям.
- •4. Задачи для самостоятельной работы
- •Литература
2. Теоретическая часть
2.1. Степень окисления.
Процессы окисления и восстановления
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называется реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов реагирующих веществ за счет отдачи или присоединения электронов.
Под степенью окисления понимают тот электрический заряд, который может возникнуть в атоме, если электронные пары, связывающие его с другими атомами, смещаются к более электроотрицательным атомам. Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное или отрицательное значение. Положительная степень окисления возникает, если электроны смешены от данного атома к другому, отрицательная - если электроны смещены к данному атому и нулевая, если нет смещения электронов. Степень окисления обозначают арабской цифрой со знаком перед цифрой, расположенной над символом элемента. Например:
Ca+2O, AlC, Cl.
Для определения степени окисления атомов исходят из следующих положений:
степень окисления элементов в простых веществах равна нулю, например: O2, H2, F2;
щелочные металлы (Li, Na, K, Rb,Cs, Fr) имеют постоянную степень окисления +1;
элементы второй группы (кроме Нg): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra,Zn,Cd имеют постоянную степень окисления +2;
алюминий имеет постоянную степень окисления +3;
постоянную степень окисления – 1 имеет фтор;
- атомы кислорода в соединениях проявляют главным образом степень окисления -2 за исключением пероксидов Э2O2 (-I) и фторида кислорода OF2 (+2);
атомы водорода проявляют степень окисления +1, кроме гидридов металлов (Na+H-, Ca2+H), где его степень окисления равна -1;
алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0;
- если молекула образована за счет ковалентной связи, как например SO2, то степень окисления более электроотрицательного атома обозначается со знаком минус, а менее электроотрицательного - со знаком плюс. Так в SO2 степень окисления серы +4, кислорода -2.
Степень окисления нередко не равна валентности элемента, что иллюстрируется в таблице 1.
Формула веществ |
Валентность подчеркнутых элементов |
Степень окисления подчеркнутых элементов | |
Азот |
N2 N ≡ N |
3 |
0 |
Аммиак |
NH3 H -N - H | Н |
3 |
-3 |
Ион аммония |
H | (NH4)+ H – N – H | H
|
4 |
-3 |
Пероксид водорода |
H2O2 H-O-O-H |
2 |
-1 |
Пероксид калия |
K2O2 К-О-О-К |
2 |
-1 |
Теория окислительно-восстановительных процессов основана на следующих положениях:
Окисление – это процесс отдачи веществом (атомом, молекулой, ионом) электронов сопровождающийся повышением степени окисления. Например: Ca0 – 2ē = Ca2+, 2Br- – 2e = Вr.
Восстановление - это процесс присоединения веществом (атомов молекулой, ионом) электронов, сопровождающийся понижением степени окисления.
Например: Zn2+ +2e = Zn0.
- Вещества, отдающие электроны в процессе химической реакции, называются восстановителями, их степень окисления понижается.
- Вещества, присоединяющие электроны в процессе реакции, называются окислителями, их степень окисления повышается.
ОРВ сопровождаются перемещением электронов или смещением электронных пар, что приводит к изменению степени окисления. Так, в реакции
C0 + O = C+4O.
атом углерода повышает степень окисления от 0 до +4 и является восстановителем, он отдает электроны:
C0 – 4ē = C+4 - реакция окисления.
Атом кислорода в этой реакции - понижает степень окисления от 0 до -2 и является окислителем, он присоединяет электроны:
O20 + 4ē = 2O-2 - реакция восстановления.
Процессы окисления и восстановления протекают одновременно. При этом число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем.
Различают три типа реакций окисления-восстановления: межмолекулярные, внутримолекулярные и самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
В межмолекулярных реакциях элементы, изменяющие степень окисления находятся в разных молекулах.
2Al0 + FeО= 2Fe0 + AlO.
К реакциям внутримолекулярного окисления-восстановления относятся процессы, при которых степень окисления изменяют разные элементы одной и той же молекулы. По этому механизму протекают реакции термического разложения соединений.
2 KCl+5O = 2KCl-1 + 3O.
В реакциях диспропорционирования степень окисления одного и того же элемента и повышается, и понижается.
Cl+ H2O = HCl-1 + HCl+1O.