Проделать то же самое, взяв вместо кислоты раствор какой-либо щелочи.

Сделайте выводы о проведенных опытах.

Задания для самостоятельной подготовки

1. Повторите тему: классификация химических реакций, типы окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

2. Приведите примеры ОВР:

1) протекающих в природе;

2) осуществляемых человеком в его практической деятельности.

ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ №14

Окислительно-восстановительные реакции

Цель занятия: повторить классификацию химических реакций. Рассмотреть типы окислительно-восстановительные реакций и методы составления уравнений этих процессов.

План занятия

1. Процессы окисления и процессы восстановления. Степень окисления.

2. Типы окислительно-восстановительных реакций. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Способы подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.

3. Влияние концентрации окислителя, восстановителя и рН среды на направление реакций.

Вопросы для самостоятельной подготовки

1. Понятие об окислительно-восстановительных процессах:

1. степень окисления и её вычисление;

2. сущность процессов окисления и процессов восстановления. Окислитель и восстановитель.

2. Классификация окислительно-восстановительных реакций:

1. реакции межмолекулярного окисления-восстановления;

2. реакции внутримолекулярного окисления-восстановления реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

3. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

1. электронного баланса;

2. ионно-электронного баланса (полуреакций).

4. Влияние внешних факторов на направление окислительно-восстановительных реакций: концентрации окислителя и восстановителя; концентрации водородных ионов (рН среды).

5. Значение окислительно-восстановительных процессов в природе, промышленности, быту.

Упражнения и задачи

1. Исходя из строения атомов, решите, могут ли быть восстановителями следующие ионы: Са²⁺, Вг−, МnО₄²−, Мn²⁺. Напишите возможные уравнения реакций.

2. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в следующих схемах реакций:

1. Сl₂ + Н₂О → НСl + НСlO;

2. HNO₃ → О₂ + NO₂ + Н₂О;

3. FeS + O₂ → Fe₂O₃ + SO₂;

4. КСlO₃ → КСl + О₂;

5. КМnО₄+ НСl → КСl + МnСl₂ + Сl₂ + Н₂О;

6. К₂МnО₄ + НСl → КСl + МnСl₂ + Сl₂ + Н₂О;

7. МnО₂ + НСl → МnСl₂ + Сl₂ + Н₂О;

8. Аl + H₂SO_{4 (конц)} → Al₂(SO₄)₃ + H₂S + Н₂О.

3. Приведите примеры окислительно-восстановительных процессов, протекающих в живой и неживой природе.

4. Предложите окислительно-восстановительные процессы, с помощью которых можно получить железо из его руды Fе₂О₃. Напишите уравнения соответствующих реакций, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

5. Подберите коэффициенты:

1. KNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → KNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

2. Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O;

3. PH₃ + KMnO₄ + HCl → H₃PO₄ + ?.

6. Подберите коэффициенты:

1. PbO₂ + MnSO₄ + HNO₃ → HMnO₄ + PbSO₄ + Pb(NO₃)₂ + H₂O;

2. MnO₂ + KClO₃ + KOH → K₂MnO₄ + KCl + ?;

3. (NH₄)₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂O → S + Cr(OH)₃ + NH₄OH + KOH.

6. Какие окислительно-восстановительные свойства проявляют аммиак и сероводород? Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.