- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
-
Основные понятия.
Окислительно-восстановительный процесс представляет собой совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих одновременно. Окисление – это процесс отдачи электронов, восстановление – процесс их присоединения. Степень окисления атомов, отдающих электроны, повышается, а присоединение электронов , наоборот, степень окисления атомов понижает. Таким образом, отличительным признаком окислительно-восстановительных процессов является изменение степени окисления атомов окисляющегося и восстанавливающегося элементов.
Частицы вещества(атомы, молекулы, ионы), отдающие электроны, называются восстановителями, а частицы, присоединяющие электроны – окислителями. Окислитель, присоединяя электроны, превращается в соответствующий воосстановитель и наоборот, в результате отдачи электронов восстановителем образуется соответствующий окислитель, т.е. соответствующие окислитель и восстановитель образуют единую окислительно-восстановительную пару ОК/ВС, где ОК – окислитель, ВС – соответствующий восстановитель. Взаимные превращения окислителя ОК в соответствующий восстановитель ВС, а также восстановителя ВС в соответствующий окислитель ОК можно выразить схемой: ОК+neВС, где n – количество электронов е. Например, для окислительно-восстановительной пары Zn2+|Zn0 взаимные превращения окислителя и восстановителя выражаются уравнением: Zn2++2eZn0; для пары (MnO4-+8H+)/(Mn2++4H2O) уравнение взаимного превращения имеет вид: MnO4-+8H++5еMn2++4H2O.
Сущность окислительно-восстановительного процесса заключается в передаче электронов восстановителем окислителю. Окислительно-восстановительный процесс можно осуществить двумя способами: в форме окислительно-восстановительной реакции при непосредственном контакте окислителя с восстановителем и в форме электрохимического процесса с пространственно разделёнными реакциями окисления и восстановления, протекающими на электродах.
Электрод представляет собой систему, включающую проводник электронов и окислительно-восстановительную пару. Поэтому для обозначения электрода достаточно указать окислительно- восстановительную пару ОК/ВС, например, Zn2+|Zn0, (MnO4-+8H+)/(Mn2++4H2O). В любом электроде могут протекать 2 процесса: восстановление окислителя ОК+ne = ВС и окисление восстановителя ВС = ОК+ ne. Электроды называются анодом, если в нём протекает процесс окисления, и катодом, если в нём реализуется восстановительный процесс. Характер электродного процесса зависит от относительной активности окислителя и восстановителя пары, которая количественно характеризуется величиной стандартного электродного потенциала Ео: чем больше значение Ео, тем выше активность окислителя и тем ниже активность соответствующего восстановителя.
Пример 1.1. Активность окислителей и восстановителей окислительно-восстановительных пар Zn2+/Zn0 и (MnO4-+8H+)/(Mn2++4H2O).
Из таблицы стандартных электродных потенциалов выписываем их значения для рассматриваемых пар: Ео(Zn2+/Zn0)=-0,76В; Ео((MnO4-+8H+)/(Mn2++4H2O))= 1.51В. Сопоставляя значения Ео, приходим к выводу, что в рассматриваемых окислительно-восстановительных парах наиболее сильным окислителем является MnO4-+8H+, а наиболее активным восстановителем – Zn0.
В окислительно-восстановительном процессе восстановитель, отдавая электроны, превращается в соответствующий окислитель, а окислитель вследствие присоединения электронов образует соответствуюший восстановитель. Естественно, что образующиеся новый окислитель и новый восстановитель способны вступать друг с другом в окислительно-восстановительное взаимодействие. Поэтому любой окислительно-восстановительный процесс обратим и может быть выражен следующей схемой: ВСI+ОКIIОКI+ВСII, где индексы ”I” и “II” относятся к первой и второй окислительно-восстановительным парам.
Как и в любом обратимом процессе, возможность самопроизвольного взаимодействия в окислительно-восстановительном процессе определяется условием G<0. Для окислительно-восстановительных процессов имеет место соотношение:
G= - nFE (1.1)
где n – число электронов, F96500Кл – число Фарадея, Е – разность электродных потенциалов окислителя ЕОК и восстановителя ЕВС. Из формулы (1.1) вытекает, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительного процесса является:
Е>0 или ЕОК>ЕВС (1.2)
Пример 1.2. Определение возможности самопроизвольного протекания окислительно- восстановительного процесса Zn0+Sn2+ = Zn2++Sn0.
В рассматриваемом процессе Zn0 – восстановитель, ионы Sn2+ - окислитель.
Из таблицы стандартных электродных потенциалов выписываем их значения для окислительно- восстановительных пар, включающих данные окислитель и восстановитель: Ео(Zn2+/Zn0) = - 0,76В, Ео(Sn2+/Sn0) = - 0,14 В. Находим стандартную разность потенциалов: Ео = ЕоОК - ЕоВС = Ео(Sn2+/Sn0) - Ео(Zn2+/Zn0) = - 0,14 - (-0,76) = 0,62В > 0, что удовлетворяет условию (1.2). Следовательно, рассматриваемый окислительно-восстановительный процесс может протекать самопроизвольно.