- •Практикум – методические материалы по выполнению практических заданий
- •1. Основные классы неорганических соединений
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2. Газовые законы. Простейшие стехиометрические законы
- •2.1. Взаимозависимые параметры состояния газов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2.2. Химические эквиваленты
- •Примеры составления условия задач и их решения
- •3.1. Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчеты
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •3. Основные закономерности протекания химических реакций
- •3.2. Скорость химических реакций и химическое равновесие
- •Примеры составления условий задачи и их решение
- •4. Окислительно – восстановительные процессы
- •4.1. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.2. Гальванические элементы
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.3. Электролиз
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5. Растворы
- •5.1 Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.2. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов
- •Свойства растворов неэлектролитов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.3. Растворы электролитов
- •5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.6. Произведение растворимости
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.7. Гидролиз солей
- •Примеры составления задач и их решения
- •6. Строение атома
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •7. Комплексные соединения
- •Примеры составления задач и их решение
- •«Общая и неорганическая химия» Методические указания к лабораторным работам Основные классы неорганических соединений
- •Кислоты
- •Гидроксиды (основания)
- •Лабораторная работа
- •Опыт 2. Взаимодействие основных оксидов с водой
- •Опыт 3. Взаимодействие кислотных оксидов с водой
- •Опыт 4. Получение нерастворимых в воде оснований
- •Опыт 5. Химические свойства кислот
- •Комплексные соединения
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Равновесия в системах, содержащих комплексные соединения. Устойчивость комплексных соединений
- •Основные типы комплексных соединений
- •Получение комплексных соединений
- •Лабораторная работа
- •Растворы Гидролиз солей Окислительно-восстановительные реакции
- •Растворы. Растворимость веществ в воде. Свойства растворов
- •Примеры решения типовых задач
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 1
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Примеры решения типовых задач
- •Контрольные вопросы и упражнения для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 2
- •Электролитическая диссоциация
- •Примеры решения типовых задач
- •Примеры решения типовых задач
- •Лабораторная работа 3 электролитическая диссоциация
- •Диссоциация воды водородный показатель
- •Примеры решения типовых задач
- •Гидролиз солей
- •1. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой
- •2. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием
- •3. Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием
- •5. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями
- •6. Гидролиз солей, образованных сильными кислотами и слабыми
- •7. Совместный гидролиз двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а другая – сильным основанием и слабой кислотой
- •Примеры решения типовых задач
- •Контрольные вопросы и задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 4 гидролиз солей
- •Окислительно-восстановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные потенциалы в реакциях окисления- восстановления
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Лабораторная работа 5 окислительнол_восстановительные реакции
- •Библиографический список
- •3 Мл 3 мл роданид хлорид
Задачи для самостоятельной работы
1. Какие из реакций являются окислительно-восстановительными:
а) Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2; б) 3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O;
в) Zn (OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O; г) Zn (OH)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH)4]?
2. К какому типу окислительно-восстановительных реакций относится каждый приведенный пример:
а) Na3As03 + I2 + Н2О = Na3As04 + 2HI; б) С12 + 2NaOH = NaCl + NaCIO + Н2О;
в) 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2?
3. Какие из веществ могут проявлять как окислительные, так и вос- становительные свойства: KMnO4, MnO2, Na2SO3, V2O5, KI, HNO2?
4. По приведенной электронно-ионной схеме составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярной форме:
10Fe2+ – 10e- = 10Fe3+;
2MnO4- + 10e- + 16H+ = 2Mn2+ + 8H2O.
5. Какой из окислителей является наиболее сильным: МпО2, РЬО2, К2Сг2O7?
6. В каком направлении будет протекать реакция:
2КСгО2 + ЗВг2 + 8КОН 2КСгО4 + 6КВг + 4Н2О?
7. Допишите уравнения реакций и подберите коэффициенты:
а) KMnO4 + Zn + H2SO4 →
б) С12 + I2 + Н2О →
в) K2Cr2O7 + H2SO4 +FeSO4 →
8. Какой ион выполняет роль восстановителя в данной реакции:
H2S + H2SO3 → S + H2O
а) H+; б) S2- ; в) O2-; г) S+6?
9. Пользуясь методом ионно-электронных полуреакций, подберите коэффициенты для реакции, идущей по схеме:
H2S + H2O2 → H2SO4 + H2O
10. Реакции выражаются схемами:
P + HIO3 + H2O → H3PO4 + HI
H2S + Cl2+ H2O→ H2SO4 + HСl
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем.
11. Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс – окисление или восстановление – происходит при следующих превращениях:
As3-→ As5+ ; N3+ → N3- ; S2-→ S0.
На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
NaCrO2 + PbO2 + NaOH = Na2CrO4 + Na2PbO2 + H2O.
12. Пользуясь электронными уравнениями, подберите коэффициенты для реакции, идущей по схеме:
FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + S↓ + NO2 + H2O.
13. Установите, в каком направлении возможно самопроизвольное протекание реакции:
2NaCl + Fe2(SO4)3 = 2 Fe SO4 + Cl2 + Na2SO4.
14. Какие из приведенных реакций могут протекать самопроизвольно:
а) HСl + 2 HI = H3PO3 + I2+ H2O;
б) H3PO3 + SnCl2 + H2O = 2 HСl + Sn + H3PO4;
в) H3PO3 + Pb(NO3)2 + H2O = Pb + 2 HNO3 + H3PO4;
г ) H3PO3 + 2 Ag NO3 + H2O = 2Ag + 2 HNO3 + H3PO4?
15. Можно ли восстановить олово (IV) в олово (II) с помощью следующих реакций:
а) SnCl4 + 2 KI = SnCl2 + I2 + 2 KCl;
б) SnCl4 + H2S = SnCl2 + S + 2 HСl?
Ответ обоснуйте расчетом констант равновесия реакций.
16. Исходя из степени окисления фосфора в соединениях PH3, H3PO4, H3PO3, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
PbS + HNO3 → S + Pb(NO3)2 + NO + H2O.
17. Реакции выражаются схемами:
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO;
Cr2O3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + H2O.
Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое – восстановителем.