- •Н.Ф. Стась введение в химию
- •Томск 2007
- •Л.Д. Свинцова
- •А.В. Коршунов
- •Можно ли изменить эту ситуацию? Какими методическими приёмами можно сократить время изучения «начал» химии?
- •Введение
- •1. Стехиометрические законы
- •2. Химические элементы
- •3. Простые вещества и соединения
- •4. Валентность
- •5. Формулы соединений
- •6. Структурные формулы
- •7. Атомные и молекулярные массы
- •8. Количество и молярная масса вещества
- •9. Молярный объем газа
- •10. Закон эквивалентов
- •101325 Па соответствует 760 мм рт. Ст.
- •11. Химические реакции
- •12. Стехиометрические расчеты
- •12.1. Расчеты по формулам веществ
- •12.2. Расчеты по уравнениям реакций
- •12.3. Расчеты по закону эквивалентов
- •13. Способы определения атомной массы
- •14. Определение молекулярных масс соединений
- •15. Установление формул соединений
- •Тест для самоконтроля
- •1) MnSo4 2) Mn2o7 3) MnO2 4) k2MnO4
- •Задачи и упражнения для самостоятельного решения
- •Глава 2. Классификация и номенклатура неорганических веществ
- •1. Оксиды
- •1.1. Классификация оксидов
- •1.2. Номенклатура оксидов
- •1.3. Свойства оксидов
- •1.4. Получение оксидов
- •1.5. Закономерности изменения свойств оксидов
- •1.6. Двойные оксиды
- •1.7. Пероксиды
- •2. Основания
- •2.1 Классификация оснований
- •2.2. Номенклатура оснований
- •2.3. Свойства оснований
- •2.4. Получение оснований
- •3. Кислоты
- •3.1. Классификация кислот
- •3.2. Номенклатура кислот
- •3.3. Свойства кислот
- •3.3.1. Взаимодействие кислот с металлами
- •3.4. Получение кислот
- •4. Соли
- •4.1. Состав и классификация солей
- •4.2. Номенклатура солей
- •4.3. Свойства солей
- •4.4. Получение солей
- •5. Взаимосвязь между классами веществ
- •6. Современный подход к классификации оснований и кислот
- •7. Тривиальные названия неорганических соединений
- •Глава 3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •1. Основные формы Периодической системы
- •2. Периодические свойства элементов
- •2.1. Атомные и ионные радиусы химических элементов
- •2.2. Энергия и потенциал ионизации атомов
- •2.3. Сродство к электрону
- •2.4. Электроотрицательность
- •2.5. Валентность
- •3. Периодические свойства соединений
- •4. Тест для самоконтроля
- •1) Магний 2) Марганец 3) Молибден 4) Менделевий 5) Мейтнерий
- •5. Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 4. Химические реакции
- •3.1. Степень окисления и валентность
- •3.2. Окислительно-восстановительные реакции
- •3.3. Окислители и восстановители
- •3.4. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •3.5. Метод электронного баланса
- •3.6. Метод полуреакций
- •3.7. Реакции с участием пероксидов
- •3.8. Эквиваленты окислителей и восстановителей
- •3.9. Тест для самоконтроля
- •1) Восстановителя 2) Окислителя 3) Восстановителя и окислителя 4) Среды
- •3.10. Упражнения для самостоятельной работы
- •Глава 5. Растворы
- •1. Концентрация растворов
- •2. Стехиометрические расчёты по уравнениям реакций в растворах
- •3. Растворимость веществ
- •4. Электролитическая диссоциация
- •5. Степень электролитической диссоциации
- •6. Ионная теория кислот и оснований
- •7. Ионообменные реакции
- •8. Гидролиз солей
- •9. Тест для самоконтроля
- •10. Задачи и упражнения для самостоятельной работы
- •Ответы к тесту для самоконтроля
- •Ответы к упражнениям
3.7. Реакции с участием пероксидов
В пероксидах (H2O2, Na2O2, CaO2 и др.) кислород находится в промежуточной степени окисления (–1), поэтому пероксиды проявляют окислительно-восстановительную двойственность.
Вставка
При использовании метода электронного баланса
Вставка
При использовании метода полуреакций в тех случаях, когда пероксид водорода H2O2 является окислителем, его полуреакции имеют вид:
H2O2 + 2H+ + 2e– = 2H2O (кислая среда)
H2O2 + 2e– = 2OH– (нейтральная и щелочная среда),
а в тех случаях, когда восстановителем:
H2O2 – 2e– = O2 + 2H+ (кислая среда)
H2O2 + 2OH– – 2e– = O2 + 2H2O (нейтральная и щелочная среда)
Пример 7. Уравняйте методом полуреакций окислительно-восстановительные реакции c участием пероксидов:
1) I2 + H2O2 → HIO3 + H2O 2) H2O2 + PbO2 + H2SO4 → O2 + PbSO4 + H2O
Вставка
3.8. Эквиваленты окислителей и восстановителей
Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется частица этого вещества, которая присоединяет (отдает) один электрон в данной окислительно-восстановительной реакции. Относительная масса этой частицы называется эквивалентной массой, а масса одного моля этих частиц – молярной массой эквивалента окислителя (восстановителя).
Эквивалентная масса окислителя (восстановителя) рассчитывается делением его молекулярной массы на число принимаемых (отдаваемых) электронов.
Пример 8. Определите эквивалентную массу широко известного окислителя – перманганата калия при его максимальном восстановлении.
Вставка
Пример 9. Определите эквивалентную массу серной кислоты в реакциях:
1) Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2
2) 2HBr + H2SO4 (конц.) = Br2 + SO2 + 2H2O
3) 8HI + H2SO4 (конц.) = 4I2 + H2S + 4H2O
Вставка
3.9. Тест для самоконтроля
(ответы приведены в приложении 2)
1. Укажите формулу вещества, которое в окислительно-восстановительных реакциях может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства:
1) KNO3 2) HNO2 3) N2O5 4) HNO3
2. Какую функцию выполняет хлор в реакции H2SO3 + Cl2 + H2O ® H2SO4 + HCl?
1) Восстановителя 2) Окислителя 3) Восстановителя и окислителя 4) Среды
3. Какой коэффициент должен стоять перед восстановителем в реакции
Mn + HNO3 ® Mn(NO3)2 + N2 + H2O?
4. Укажите сумму стехиометрических коэффициентов перед формулами всех веществ в уравнении реакции
Na3SbO4 + HCl ® NaCl + Cl2 +SbCl3 + H2O
5. Укажите тип окислительно-восстановительной реакции, приведенной в вопросе №3:
1) Межмолекулярная 2) Внутримолекулярная
3) Диспропорционирования 4) Конпропорционирования
3.10. Упражнения для самостоятельной работы
(ответы приведены в приложении 2)
Для самостоятельно работы подобрано десять окислительно-восстановительных реакций, начиная с одной из самых простых. Далее уравнения реакций постепенно усложняются. Во всех реакциях необходимо определить стехиометрические коэффициенты. В ответах (приложение 2) приведены суммы коэффициентов перед всеми веществами.
1. Первая реакция практического значения не имеет; она используется в обучении как самая простая окислительно-восстановительная реакция:
SnCl2 + FeCl3 → SnCl4 + FeCl2
2. Вторая реакция – это окисление аммиака на платиновом катализаторе; образующийся оксид азота (II) далее перерабатывается в азотную кислоту:
NH3+O2→NO+H2O
3. Третья реакция демонстрирует окислительные свойства перманганата калия в нейтральной среде:
NaNO2 + KMnO4 + H2O → NaNO3 + MnO2 + KOH
4. Четвертая реакция используется для получении соединений марганца из природного соединения пиролюзита ():
MnO2+KClO3+KOH→K2MnO4+KCl+H2O
5. Пятая и следующие реакции большого практического значения не имеют, но они используется в учебных целях при изучении темы «Окислительно-восстановительные реакции».
FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
6. Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
7. KClO3→KClO4+KCl
8. MnSO4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
9. Fe2(SO4)3 + H2O2 + NaOH → Na2FeO4 + Na2SO4 + H2O
10. Десятую реакцию студенты называют «самой сложной в мире ОВР».
As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO