МКОУ «Канашская СОШ»
Методическая разработка
по учебной дисциплине «Химия»
НАЗВАНИЕ: Контрольные задания по органической и неорганической химии
ЦЕЛЬ: В помощь учащимся для организации самостоятельной работы по разделу «Органическая и неорганическая химия»
Составитель:
Суслова И.В.
с.Канаши, 2017
Рассмотрено Утверждаю
Зам.директора
_____________
Н.С.Копылова
на заседании цикловой комиссии
общепрофессиональных дисциплин
протокол №4
от 05 декабря 2014 года
Председатель________
Рудак Л.Н.
СОДЕРЖАНИЕ
|
|
|
||
|
1.1. Строение атомов………………………………………………………………….......4 1.2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева…………………………………………………………………………….6 1.3. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе……7 1.4. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения………..10 1.5. Гидролиз солей………………………………………………………………………..14 1.6. Электрохимическая коррозия металлов…….…..……………….……………….16 1.7. Электролиз растворов………………………………………………………………..18 1.8. Органические соединения. Полимеры……………………………………………20
Список литературы……………………………………………………………………………24
|
|
||
|
|
|
||
|
|
|
||
|
|
|
||
|
|
|
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
1.1. Строение атомов
1. Какой элемент имеет в атоме три электрона, для каждого из которых главное квантовое число n = 3 и орбитальное квантовое число l = 1? Чему равны для этих электронов значения магнитного ml и спинового mS квантовых чисел?
2. Валентные электроны атома химического элемента характеризуются следующим набором квантовых чисел n, l, ml и mS соответственно: 5, 0, 0, +1/2; 5, 0, 0, -1/2; 5, 1, 1, +1/2; 5, 1, 0, +1/2. О каком элементе идет речь? Составьте электронную формулу его иона, находящегося в высшей степени окисления.
3. Составьте электронную формулу иона таллия Tl3+. Для валентных электронов атома Tl укажите набор всех четырех квантовых чисел.
4. Напишите полное уравнение ядерной
реакции 
[p, n]?
Для валентных электронов атома образовавшегося изотопа укажите набор квантовых
чисел.
5. Для элемента Х даны энергии ионизации (кДж·моль-1): I1 = 1402; I2 = 2856; I3 = 4578; I4 = 7475; I5 = 9445; I6 = 53266. В какой группе периодической системы находится элемент Х? Ответ обоснуйте.
6. Для элемента Х получены следующие значения энергий ионизации (кДж·моль-1): I1 = 801; I2 = 2427; I3 = 3660; I4 = 25026; I5 = 32827. Определите наиболее вероятную формулу оксида элемента Х. Выбор обоснуйте.
7. Среди указанных наборов квантовых чисел укажите те, которые корректно определяют орбиталь атома: 1) 2, 1, -1, +1/2; 2) 1, 1, 0, +1/2; 3) 3, 1, -1, +1/2. Ответ обоснуйте.
8. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные атомы а) B; б) S; в) As; г) Cr; д) Hg; е) Eu? Дайте обоснованный ответ. Составьте электронно-графическую формулу и объясните особую устойчивость иона Fe3+ (по сравнению с ионом Fe2+).
9. У элементов каких периодов электроны внешнего слоя характеризуются значением суммы главного и орбитального квантового чисел n+l = 5? Укажите значения всех квантовых чисел для валентных электронов атома иттрия.
10. Какие из следующих изотопов (их два) неустойчивы: 67Zn, 101Rh, 32Mg, 43Ca, 141La? Ответ поясните. Для неустойчивых изотопов укажите тип и количество частиц, испускание которых приведет к образованию устойчивого изотопа. Какие устойчивые изотопы образуются?
11. Сколько электронов и сколько
протонов входит в состав следующих частиц: а) 
; б) PH3? Для валентных электронов атома фосфора
укажите набор всех четырех квантовых чисел.
12. Напишите уравнение реакции образования соединения, в состав которого входят только ионы элементов с конфигурацией внешних электронов 3s23p6. Какова масса всех электронов, содержащихся в 100г этого вещества? (Масса электрона равна 1/1832 а.е.м).
13. Химический элемент имеет в атоме 4 электрона, для каждого из которых главное квантовое число n = 2 и орбитальное квантовое число l = 1. Чему равны для этих электронов значения магнитного ml и спинового mS квантовых чисел? О каком элементе идет речь?
14. Валентные электроны атома химического элемента характеризуются следующим набором квантовых чисел n, l, ml и mS соответственно: 3, 2, 2, +1/2; 4, 0, 0, +1/2; 4, 0, 0, -1/2. О каком элементе идет речь? Составьте электронную формулу его иона, находящегося в высшей степени окисления.
15. Составьте электронную формулу иона In3+. Для валентных электронов атома In укажите набор всех четырех квантовых чисел.
16. Среди указанных наборов квантовых чисел укажите те, которые корректно определяют орбиталь атома: 1) 1, 0, 0, +1/2; 2) 2, 2, 1, -1/2; 3) 2, 1, -1, +1/2. Ответ обоснуйте.
17. Сколько неспаренных электронов содержат невозбужденные атомы а) Fe; б) Kr; в) Te; г) W? Дайте обоснованный ответ. Какие общие свойства имеют элементы Mn и Cl?
18. У элементов каких периодов электроны внешнего слоя характеризуются значением суммы главного и орбитального квантового чисел n+l = 4? Укажите значения всех квантовых чисел для валентных электронов атома кремния.
19. Сколько электронов и сколько
протонов входит в состав следующих частиц: а) 
; б) KBr? Для валентных электронов атома серы
укажите набор всех четырех квантовых чисел.
20. Химический элемент состоит из двух изотопов. Ядро первого изотопа содержит 10 протонов и 10 нейтронов. В ядре второго изотопа нейтронов на 2 больше. На 9 атомов легкого изотопа приходится один атом более тяжелого изотопа. Вычислите среднюю атомную массу элемента.
1.2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
21. Составьте молекулярные и структурные формулы гидроксидов элементов третьего периода, находящихся в высшей степени окисления. Как и почему изменяется химический характер гидроксидов при переходе от фосфора к хлору?
22. Укажите причины, по которым элементы ванадий и мышьяк находятся в периодической системе а) в одной группе; б) в одном периоде; в) в разных подгруппах. Составьте формулы гидроксидов этих элементов, отвечающих их высшим степеням окисления.
23. Укажите те свойства химических элементов, которые изменяются периодически. В чем причина периодической повторяемости этих свойств? На примерах поясните, в чем сущность периодичности изменения свойств химических соединений.
24. Дайте современную формулировку периодического закона. На примере одного химического элемента поясните, как заряд ядра его атома определяет его химические свойства.
25. Одним из аналогов элемента бериллия является магний. В чем проявляется эта аналогия? Какой элемент и по каким характеристикам является более близким аналогом бериллия, чем магний? Что можно сказать о химическом характере соединений этих элементов (бериллия и его ближайшего аналога)?
26. На примере элементов четвертого периода покажите и объясните, почему максимальная степень окисления d – элементов сначала возрастает, а затем уменьшается.
27. Что означает понятие «сильное основание»? Почему гидроксид лития по силе основных свойств, растворимости, способности отщеплять воду при нагревании проявляет наибольшее сходство с гидроксидом магния?
28. Составьте электронные формулы двух элементов четвертого периода, находящихся в седьмой группе. По какой причине эти элементы находятся: а) в одном периоде? б) в одной группе; в) в разных подгруппах?
29. Чем объясняется большое сходство между d – элементами пятого и шестого периодов, находящимися в одной и той же группе? Приведите примеры, иллюстрирующие близость их свойств.
30. Расположите химические формулы гидроксидов хлора, фосфора и серы, находящихся в высшей степени окисления, в порядке усиления кислотных свойств. Объясните причины этого изменения. Приведите структурные формулы указанных гидроксидов.
31. Укажите общее и различное
а) в строении атомов химических элементов № 24 и № 34;
б) в химических свойствах элементов № 24 и № 34;
в) в химических свойствах оксидов и гидроксидов элементов № 24 и № 34.
32. Почему закон и система Д.И. Менделеева называются периодическими? Какие свойства химических элементов периодически изменяются? Какая связь существует между строением атома элемента, его химическим свойствами и свойствами его соединений?
33. «Свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атомов этих элементов». Такова формулировка периодического закона. Поясните, как связаны свойства элемента фосфора и заряд ядра его атома (+15).
34. Углерод и кремний являются элементами-аналогами. Какова причина их сходства и сходства их соединений? Какой элемент и по каким характеристикам может являться более близким аналогом углерода, чем кремний?
35. На примере химического элемента № 20 поясните сущность периодического закона Д.И. Менделеева.
36. Что означает понятие сильная кислота? Составьте структурные формулы азотной и серной кислот. Почему эти кислоты являются сильными?
37. Составьте электронную формулу элемента № 74. Какие из элементов подгруппы: хром и молибден или молибден и вольфрам ближе между собой по свойствам? В чем причина близости их свойств?
38. В чем особенность заполнения электронных оболочек атомов d- элементов в отличие от s- и p-элементов? Приведите по два примера d- элементов, для которых максимальная степень окисления а) совпадает с номером группы; б) больше номера группы; в) меньше номера группы.
39. В чем главная причина проявления периодичности свойств химических элементов и их соединений? Какие свойства элементов изменяются периодически, а какие – нет?
40. Сформулируйте периодический закон Д.И. Менделеева. Поясните, какая существует связь между зарядом ядра атома серы и его свойствами.
1.3.. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ
Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами – долями или процентами, либо величинами размерными – концентрациями. Ниже приведены наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания растворенного вещества в растворе:
|
Способ выражения содержания растворенного вещества в растворе |
Определение |
|
Массовая доля (С)
Мольная доля (Ni)
Молярная концентрация или молярность (См или М)
Моляльная концентрация или моляльность (m)
Эквивалентная концентрация или нормальность (Сн или н.) |
Процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора; например, С = 9,25% (масс.)
Отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе. Например, в системе, состоящей из растворителя и единственного растворенного вещества, мольная доля последнего (N2) равна (N2) = n2 / (n1 + n2), а мольная доля растворителя (N1) равна (N1) = n1 / (n1 + n2), где n1 и n2 – соответственно количество вещества растворителя и количество растворенного вещества
Отношение количества растворенного вещества к объему раствора; например, 1,5 М раствор или См = 1,5 моль/л
Отношение количества растворенного вещества к массе растворителя например, m = 1,5 моль/кг (Н2О)
Отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора; например, 0,75н. раствор или Сн = 0,75 моль/л |
Пример 1. В 250г воды растворено 50г кристаллогидрата FeSO4·7H2O. Вычислить массовую долю кристаллогидрата и безводного сульфата железа (II) в растворе.
Решение. Масса полученного раствора составляет 300г. Массовую долю кристаллогидрата находим из пропорции:
300г раствора – 100 %
50г кристаллогидрата – х %
х = 50·100/300 = 16,7 %.
Теперь вычислим массу безводной соли в 50г кристаллогидрата. Мольная масса FeSO4 ·7H2O равна 278 г/моль, а мольная масса FeSO4 составляет 152 г/моль. Содержание FeSO4 в 50г FeSO4 ·7H2O найдем из пропрции:
278 : 152 = 50 : х; х = 50 · 152 / 278 = 27,4г
Отсюда массовая доля безводной соли в 300г раствора равна:
С = 27,4 · 100 / 300 = 9,1 %.
Пример 2. Найти моляльность, нормальность и молярность 15%-ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ = 1,10 г/мл).
Решение. Для вычисления моляльности найдем сначала массу серной кислоты, приходящуюся на 100г воды:
1000 : 85 = х : 50; х = 15 · 1000 / 85 = 176,5г
Мольная масса H2SO4 равна 98 г/моль; следовательно, m = 176,5/98 = = 1,80 моль/кг.
Для расчета нормальности и молярности раствора найдем массу серной кислоты, содержащуюся в 1000 мл (т.е. в 1000 · 1,1 = 1100г) раствора:
1100 : 100 = у : 15; у = 15 · 1100 / 100 = 165г
Эквивалентная масса серной кислоты равна 49 г/моль. Следовательно, Сн = 165 / 49 = 3,37н. и См = 165 / 98 = 1,68 моль/л.
Задания к разделу Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
41. а) Вычислить процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 240г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 760мл воды.
б) Вычислить молярность 10%-ного раствора азотной кислоты, плотность которого 1,056 г/мл.
42. а) Сколько граммов Al2(SO4)3·18H2O и воды нужно взять, чтобы приготовить 1 литр 10%-ного раствора в расчете на безводную соль (плотность раствора 1,1 г/мл)?
б) Определите молярность 10%-ного раствора серной кислоты, плотность которого 1,066 г/мл.
43. а) В 300г раствора содержится 36г КОН (плотность раствора 1,1 г/мл). Вычислите процентную и молярную концентрацию данного раствора.
б) Сколько граммов кристаллической соды Na2СO3·10H2O надо взять для приготовления 2л 0,2 М раствора Na2СO3?
44. а) Какое количество медного купороса CuSO4·5H2O нужно добавить к 150мл воды, чтобы получить 5%-ный раствор в расчете на безводную соль?
б) Определите молярность 10%-ного раствора серной кислоты, плотность которого 1,066 г/мл.
45. а) 25г медного купороса CuSO4·5H2O растворили в 175г воды. Определите процентную концентрацию раствора в расчете на безводную соль.
б) В 500мл раствора, плотность которого 1,03 г/мл, растворено 120г уксусной кислоты. Определите процентную и молярную концентрацию раствора.
46. а) Вычислите молярность 38%-ного раствора соляной кислоты, плотность которого 1,194 г/мл.
б) Вычислите процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 120г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 360мл воды.
47. а) Определите молярную концентрацию 16%-ного раствора сульфата меди (П), плотность которого 1,18 г/мл.
б) Сколько граммов железного купороса (FeSO4·7H2O) нужно для приготовления 500мл 2,5М раствора в расчете на безводную соль?
48. а) Сколько миллилитров 30%-ного раствора КОН плотность которого 1,29 г/мл, нужно взять, чтобы приготовить 3л 0,5М раствора?
б) Сколько граммов CuSO4·5H2O можно получить из 1л 12%-ного раствора безводной соли, плотность которого 1,122 г/мл?
49. а) Вычислить процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 240г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 760мл воды.
б) Вычислить молярную концентрацию раствора сульфата калия, в 20мл которого содержится 1,74г растворенного вещества.
50. а) Сколько граммов Al2(SO4)3·18H2O и воды нужно взять, чтобы приготовить 1 литр 10%-ного раствора в расчете на безводную соль (плотность раствора 1,1 г/мл)?
б) Вычислить процентную концентрацию одномолярного раствора нитрата никеля (II), плотность которого 1,14 г/мл.
51. а) Вычислите процентную концентрацию 1,4 М раствора нитрата серебра, плотность которого 1,18 г/мл.
б) Сколько граммов кристаллической соды Na2СO3·10H2O надо взять для приготовления 2л 0,2 М раствора Na2СO3?
52. а) Какое количество медного купороса CuSO4·5H2O нужно добавить к 150мл воды, чтобы получить 5%-ный раствор в расчете на безводную соль?
б) Сколько миллилитров 36%-ного раствора соляной кислоты, плотность которого 1,19 г/мл, необходимо взять для приготовления 4л 0,5 М раствора?
53. а) 25г медного купороса CuSO4·5H2O растворили в 175г воды. Определите процентную концентрацию раствора в расчете на безводную соль.
б) Сколько граммов гидроксида натрия содержится в 500мл его 0,25 М раствора?
54. а) Сколько миллилитров 96%-ной серной кислоты (пл. 1,84 г/мл) нужно взять для приготовления 300мл 0,5 М раствора?
б) Вычислите процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 120г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 360мл воды.
55. а) Определите молярность 20%-ного раствора соляной кислоты, плотность которого 1,09 г/мл.
б) Сколько граммов железного купороса (FeSO4·7H2O) нужно для приготовления 500мл 2,5М раствора в расчете на безводную соль?
56. а) Вычислите молярность 20%-ного раствора хлорида цинка, плотность которого 1,188 г/мл.
б) Сколько граммов CuSO4·5H2O можно получить из 1л 12%-ного раствора безводной соли, плотность которого 1,122 г/мл?
57. а) Вычислить процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 240г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 760мл воды.
б) Какую массу соли нужно прибавить к 10 кг воды для приготовления 10%-ного раствора?
58. а) Сколько граммов Al2(SO4)3·18H2O и воды нужно взять, чтобы приготовить 1 литр 10%-ного раствора в расчете на безводную соль (плотность раствора 1,1 г/мл)?
б) Для приготовления уксуса 230мл воды смешали с 20г уксусной эссенции (80%-ный раствор уксусной кислоты). Вычислите процентную концентрацию полученного раствора.
59. а) Вычислить процентную концентрацию раствора сульфата натрия, приготовленного растворением 240г глауберовой соли Na2SO4·10H2O в 760мл воды.
б) Вычислите молярную концентрацию иодида калия, 1мл которого содержит 0,0017г соли.
60. а) Какое количество медного купороса CuSO4·5H2O нужно добавить к 150мл воды, чтобы получить 5%-ный раствор в расчете на безводную соль?
б) Сколько миллилитров 28%-ного раствора соляной кислоты (пл. 1,142 г/мл) нужно взять для приготовления 300мл 0,15М раствора?
1.4. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ.
ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
Электролитами называют вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
К электролитам относятся неорганические кислоты, а также основания, амфотерные гидроксиды и соли. Они распадаются в водных растворах и расплавах на катионы (Kn+) и анионы (Am-).
Процесс распада молекул электролитов на ионы в среде растворителя получил название электролитической диссоциации (или ионизации).
Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (ионизации) – α, которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу молекул электролита, введенных в раствор (N):
α = n / N.
Таким образом, α выражают в долях единицы.
По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (α ≈ 1) и слабые (α < 1).
Сильные электролиты
1) Соли (средние, кислые: Al2(SO4)3, NaHCO3
2) Неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HClO4 и др.
3) Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др.
Сильные электролиты диссоциируют в водном растворе практически нацело:
Al2(SO4)3
= 2Al3+ + 3
NaHCO3 = Na+
+ 
HNO3 = Н+ + 
H2SO4 = 2Н+ +
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2ОН–
Слабые электролиты
1) Почти все органические кислоты: СН3СООН, Н2С2О4 и др.
2) Некоторые неорганические кислоты: Н2СО3, H2S, HCN, H2SiO3, HNO2, H2SO3, H3PO4 и др.
3) Гидроксиды металлов основного характера (кроме щелочных и щелочноземельных) и гидроксид аммония NH4OH.
4) Амфотерные гидроксиды: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и др.
Для слабых электролитов диссоциация – обратимый процесс, для которого справедливы общие законы равновесия.
Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации (ионизации) – Кд:
СН3СООН ↔ СН3СОО– + Н+
.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато, и каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации (причем Кд1 всегда больше Кд2 и т.д), например, при
диссоциации H2S: 1-я ступень H2S
↔ Н+ + HS–, Кд1 = 
=6·10-8;
2-я ступень HS– ↔ Н+ + S2–, Кд2 = 
=1·10-14;
где [ ] – равновесные концентрации ионов и молекул.
Диссоциация Cu(OH)2: 1-я ступень Cu(OH)2 ↔ Cu(ОН)+ + ОН–
2-я ступень Cu(ОН)+ ↔ Cu2+ + ОН–
Амфотерные гидроксиды, например Pb(OH)2, диссоциируют по основному типу:
Pb(OH)2 ↔ PbOH+ + OH–
PbOH+ ↔ Pb2+ + OH–
и кислотному: H2PbO2 ↔ H+ + 
↔ H+ + 
В растворах электролитов реакции протекают между ионами. Для записи ионных реакций применяют ионные уравнения. При составлении ионных уравнений реакции все слабые электролиты, газы и труднорастворимые электролиты записывают в молекулярной форме, все сильные электролиты (кроме труднорастворимых солей) в ионной форме. Примеры составления ионных уравнений реакций:
- образование труднорастворимых соединений:
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2↓ + 2KNO3
Pb2+ + 2I- = PbI2↓
- реакции с участием слабодиссоциирующих соединений:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
CH3COO- + H+ = CH3COOH
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H+ + OH- = H2O
HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O
H+ + NH4OH = 
+ H2O
CH3COOH + NH4OH = CH3COONH4 + H2O
CH3COOH + NH4OH = CH3COO- + + H2O
- образование газообразных веществ:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
+ 2H+ = CO2↑ + H2O
Пример 1. Осуществить превращения NaOH → NaHSO3 → Na2SO3.
Решение. NaOH + H2SO3 = NaHSO3 + H2O
OH- + H2SO3
= 
+ H2O
NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O
+ OH– = 
+ H2O
Пример 2. Осуществить превращения Ni(OH)2 → (NiOH)2SO4 → NiSO4
Решение. 2Ni(OH)2 + H2SO4 = (NiOH)2SO4 + H2O
2Ni(OH)2 + 2H+
+ 
= (NiOH)2SO4 + H2O
(NiOH)2SO4 + H2SO4 = 2NiSO4 + 2H2O
(NiOH)2SO4
+2H+ = 2Ni2+ + 2 + 2H2O
Пример 3. По ионным уравнениям реакций составить молекулярные.
Ca2+ + = CaCO3↓
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
Ca(OH)2 + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KOH
Cu2+ + OH– = Cu(OH)2↓
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl
Cu2+ + S2– = CuS↓
CuCl2 + K2S = CuS↓ + 2KCl
Cu(NO3)2 + Na2S = CuS↓ + 2NaNO3
Задания к разделу Электролитическая диссоциация.
Ионно-молекулярные уравнения
Задание 1. Напишите уравнения диссоциации и константы диссоциации для слабых электролитов.
Задание 2. По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие молекулярные уравнения.
Задание 3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций для следующих превращений.
|
№ п/п |
Задание 1 |
Задание 2 |
Задание 3 |
|
61 |
Sn(OH)2, CoCl2 |
Cr3+ + OH– + 2Cl– = CrOHCl2 |
NaOH→NaHSO3→Na2SO3→NaCl |
|
|
Al(OH)3, HCN |
Be2+
+ 4OH– = |
Na2HPO4→Na3PO4→NaH2PO4→Na2HPO4 |
|
62 |
Zn(OH)2, H3AsO4 |
Ni2+ + OH– + Cl– = NiOHCl |
NaHSO3→Na2SO3→H2SO3→NaHSO3 |
|
63 |
Be(OH)2, HF |
Fe2+ + Cl– + OH– = FeOHCl |
NaHTe→Na2Te→Na2SO4→NaCl |
|
64 |
Bi(OH)3, Zn(OH)2 |
Cd2+ + OH– + Br– = CdOHBr |
NaHSe→Na2Se→NaBr→AgBr |
|
65 |
Ni(CH3COO)2, Al(OH)3 |
Zn2+
+ 4OH– = |
NaHS→H2S→K2S→KBr |
|
66 |
Fe(NO3)3, Be(OH)2 |
H++ |
Na3PO4→Na2HPO4→H3PO4→K2HPO4 |
|
67 |
H2SiO3, Zn(OH)2 |
2H++ |
(SnOH)2SO4→SnSO4→Sn(OH)2→Na2SnO2 |
|
68 |
ZnCl2, Cr(OH)3 |
NiOHCl + H+ = Ni2+ + H2O + Cl– |
BaBr2→ BaCO3→ H2CO3→NaHCO3 |
|
69 |
H2Te, Al(OH)3 |
Co2+ + OH– + Cl– = CoOHCl |
[Cr(OH)2]2SO4→CrOHSO4→ Cr2(SO4)3→ Cr(OH)3 |
|
70 |
Cr2(SO4)3, Al(OH)3 |
FeOHCl + H+ = Fe2+ + H2O + Cl– |
(NH4)2SO4→NH4OH→NH4Br→NH4NO3 |
|
71 |
Cr(OH)3, HF |
Cu2+ + OH– + Cl– = CuOHCl |
FeOHSO4→Fe2(SO4)3→Fe(OH)3→FeCl3 |
|
72 |
Na2CO3, Be(OH)2 |
Al3+ + OH– + 2Cl– = AlOHCl2 |
Al(OH)3→AlCl3→ Al(OH)3→KAlO2 |
|
73 |
HI, Sn(OH)2 |
Cr3+
+ OH– + |
Al2(SO4)3→[Al(OH)2]2SO4→ Al(OH)3→NaAlO2 |
|
74 |
BaBr2, Zn(OH)2 |
Al3+
+OH– + |
Cr2(SO4)3→[Cr(OH)2]2SO4→ Cr(OH)3→NaCrO2 |
|
75 |
H2Se, Cr(OH)3 |
Be2+
+ 4OH– = |
AlOHSO4→Al2(SO4)3→Al(OH)3→AlCl3 |
|
76 |
CoCl2, Al(OH)3 |
Cd2+ + OH– + Br– = CdOHBr |
Fe(OH)3→FeCl3→ Fe(OH)3→KFeO2 |
|
77 |
HCN, Cr(OH)3 |
2H++ |
Cr2(SO4)3→[Cr(OH)2]2SO4→ Cr(OH)3→NaCrO2 |
|
78 |
Al(NO3)3, Be(OH)2 |
Co2+ + OH– + Cl– = CoOHCl |
(PbOH)2SO4→PbSO4→Pb(OH)2→Na2PbO2 |
|
79 |
Na2S, Zn(OH)2 |
Cu2+ + OH– + Cl– = CuOHCl |
K2HPO4→K3PO4→KH2PO4→K2HPO4 |
1.5. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз солей – это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, приводящий к смещению ионного равновесия воды и изменению рН среды.
Гидролиз является обратимым процессом. В реакциях гидролиза участвуют ионы слабых электролитов: катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Причина гидролиза – образование слабодиссоциированных или труднорастворимых продуктов. Следствием гидролиза является нарушение равновесия в системе H2O ↔ H+ + OH–; в результате среда становится либо кислой (рН < 7), либо щелочной (рН > 7).
1) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по аниону. Реакция среды щелочная (рН > 7).
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
Первая ступень гидролиза: + HOH ↔ 
+ OH–
2) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, подвергается гидролизу по катиону. Реакция среды кислая (рН < 7).
Cu(NO3)2 + HOH ↔ CuOHNO3 + HNO3
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+
3) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, подвергается гидролизу по катиону и аниону. Характер среды определяется константами диссоциации образовавшихся слабых электролитов.
CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH4OH
CH3COO– + 
+ HOH ↔ CH3COOH + NH4OH
4) При совместном гидролизе двух солей образуется слабое основание и слабая кислота:
2 FeCl3 + 3Na2S + 6 H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6 NaCl
2 Fe3 + + 2S2– + 6 H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑
5) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается, реакция среды нейтральная:
KNO3 + HOH ≠
Ионы К+ и 
не образуют с водой слабодиссоциирующих
продуктов (КОН и НNО3 – сильные электролиты).
Задания к разделу Гидролиз солей
Задание 1. Написать уравнения гидролиза солей в молекулярной и ионной формах, указать рН растворов (рН > 7, рН < 7 или рН » 7).
Задание 2. Написать уравнения реакций, протекающих между веществами в водных растворах
|
№ п/п |
Задание 1 |
Задание 2 |
|
80 |
BeCl2; Na2SO3 |
K2SiO3 + (NH4)2SO4; AlBr3 + Na2SO3 |
|
81 |
K2S; FeSO4 |
SnBr2 + K2CO3; Na2SO3 + SnCl2 |
|
82 |
Na2S; CrBr3 |
FeCl3 + Na2CO3; Na2CO3 + Al2(SO4)3 |
|
83 |
Be(NO3)2; KCN |
CrBr3 + K2S; BeCl2 + Na2SiO3 |
|
84 |
NiSO4; Al2(SO4)3 |
K2SiO3 + BeBr2; K2S + Cr2(SO4)3 |
|
85 |
NaCN; Mn(NO3)2 |
Na2CO3 + Fe2(SO4)3; K2SiO3 + Bi(NO3)3 |
|
86 |
CoCl2; K2CO3 |
CrBr3 + K2CO3; Na2CO3 + Cr(NO3)3 |
|
87 |
CdBr2; SnBr2 |
NH4Cl + K2SiO3; SnSO4 + Na2SO3 |
|
88 |
BaS; CuSO4 |
K2SO3 + Cr2(SO4)3; K2SO3 + Al(NO3)3 |
|
89 |
KHCO3; Na2SiO3 |
SnCl2 + Na2CO3; AlBr3 + Na2CO3 |
|
90 |
Cr(NO3)3; K2HPO4 |
K2SO3 + CrCl3; BeCl2 + Na2SiO3 |
|
91 |
CuCl2; ZnSO4 |
K2S + Al(NO3)3; Na2CO3 + Cr(NO3)3 |
|
92 |
K2PO4; NiCl2 |
AlCl3 + K2SO3; NH4Cl + K2SiO3 |
|
93 |
FeCl3; Ba(CH3COO)2 |
Na2S + AlBr3; FeCl3 + Na2CO3 |
|
94 |
NaHS; ZnSO4 |
K2S + Be(NO3)2; AlBr3 + Na2SO3 |
|
95 |
Na2S; K2CO3 |
FeBr2 + Na2CO3; K2SiO3 + (NH4)2SO4 |
|
96 |
KHCO3; Na2SO3 |
K2S + BeSO4; K2SiO3 + BeBr2 |
|
97 |
CdBr2; Al2(SO4)3 |
NH4Br + Na2SiO3; Na2CO3 + Fe2(SO4)3 |
|
98 |
Be(NO3)2; K2HPO4 |
Na2SO3 + SnCl2; NH4Cl + K2SiO3 |
|
99 |
NiSO4; CrBr3 |
BeBr2 + BaS; SnCl2 + Na2CO3 |
1.6. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение металлов под действием различных окислителей из окружающей среды.
В реальных условиях коррозии обычно подвергаются технические металлы, содержащие примеси других металлов и неметаллических веществ.
Механизм электрохимической коррозии в таких металлах аналогичен механизму процессов, протекающих в короткозамкнутых гальванических элементах, в которых на участках с более отрицательным потенциалом идет процесс окисления (разрушение металлов), а на участках с более положительным потенциалом процесс восстановления окислителя (коррозионной среды).
Наиболее часто встречаются окислители (деполяризаторы):
- ионы водорода (коррозия с водородной деполяризацией); уравнение восстановительного процесса:
2Н+ + 2ē = Н2 (в кислой среде),
2 H2O + 2ē = Н2 + 2OH– (в нейтральной и щелочной средах);
- молекулы кислорода, растворенные в различных средах; уравнение восстановительного процесса:
O2 + 4ē + 4Н+ = 2 H2O (в кислой среде);
O2 + 4ē + 2 H2O = 4 OH– (в нейтральной и щелочной средах);
Методика рассмотрения работы гальванопары при электрохимической коррозии.
1. Составляют схему гальванопары:
Me1 / среда / Me2.
2. Выписывают стандартные потенциалы металлов и окислителей коррозионной среды (таблица 4 приложения), определяют восстановитель (меньший потенциал), окислитель (больший потенциал).
3. Записывают уравнения процессов окисления и восстановления и суммарное уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей при гальванокоррозии.
4. Указывают направление движения электронов.
Пример 1. Гальванопара алюминий – железо в воде (среда нейтральная). В воде растворен кислород.
1. Схема гальванопары: Al / Н2О, О2 / Fe
2. Потенциалы: 
= – 1,88 В; 
= –
0,46 В;
= +
0,814 В.
Восстановитель – Al, окислитель – О2.
3. Al (–): 4 Al – 3ē + 3 H2O = Al(OН)3
+ 3 Н+ - процесс окисления
Fe (+): 3 О2 + 4ē + 2 H2O = 4 OH– - процесс восстановления
4 Al + 3 О2 + 6 H2O = 4 Al(OН)3
4. Направление движения электронов от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:
ē
(–)
Al / Fe (+) ē
О2,
Н2О
Пример 2. Определить процессы, протекающие при коррозии луженого железа (среда – влажный воздух, содержащий кислород, пары воды и ионы Н+), если нарушена сплошность покрытия.
1. Схема гальванопары
Fe / Н2О, О2, Н+ / Sn
2. Потенциалы 
= – 0,44 В; 
= –
0,46 В;
= +
1,228 В.
Восстановитель – железо, окислитель – кислород.
3. Fe (–): 2 Fe – 2ē = Fe2+ – процесс окисления
Sn (+): 1 О2 + 4ē + 4 H+ = 2 H2O – процесс восстановления
2 Fe + О2 + 4 H+ = Fe2+ + 2 H2O
При нарушении целостности покрытия будет разрушаться Fe.
4. Электроны движутся от участка с меньшим потенциалом к участку с большим потенциалом:
ē
(–)Fe / Sn (+) ē
О2,
Н+
Пример 3. Рассмотреть коррозию детали из железа и алюминия в щелочной среде (КОН), если растворенный кислород отсутствует.
1. Схема гальванопары:
Al / КОН / Fe
2. Потенциалы: 
= – 2,36 В; 
= –
0,874 В;
= –
0,827 В.
Восстановитель – алюминий, окислитель – вода.
3. Al (–): 2 Al – 3ē + 4 OH– = 
+ 2 H2O – процесс окисления
Fe (+): 3 2 H2O + 2ē = 2 OH– + H2 – процесс восстановления
2 Al
+ 2 OH– + 2 H2O = 2 + 3 H2
2 Al + 2 КОН + 2 H2O = 2 КAlO2 + 3 H2
Разрушается алюминий.
4. Направление перемещения электронов в системе:
ē
(–)
Al / Fe (+) ē
Н2О, КОН
Задание к разделу Электрохимическая коррозия металлов*
Рассмотрите коррозию гальванопары, используя потенциалы (таблица 4 приложения), укажите анод и катод соответствующей гальванопары, рассчитайте ЭДС, напишите уравнения анодного и катодного процессов, молекулярное уравнение реакции коррозии, укажите направление перемещения электронов в системе.
* - при решении задач этого раздела использовать таблицу 4 приложения.
|
Коррозионная среда |
||
|
Н2О + О2 |
NaOH + Н2О |
Н2О + Н+ |
|
100. Fe / Zn |
107. Fe / Cu |
114. Pb / Zn |
|
101. Fe / Ni |
108. Cd / Cr |
115. Al / Ni |
|
102. Pb / Fe |
109. Zn / Sn |
116. Sn / Cu |
|
103. Cu / Zn |
110. Fe / Al |
117. Co / Al |
|
104. Zn / Al |
111. Pb / Cr |
118. Fe / Mg |
|
105. Co / Mg |
112. Cr / Zn |
119. Pb / Al |
|
106. Zn / Sn |
113. Mg / Cd |
|
1.7. ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСТВОРОВ
Электролиз – это совокупность окислительно-восстановительных процессов, происходящих при прохождении электрического тока через электрохимическую систему, состоящую из двух электродов и электролита.
Электрод, на котором происходит восстановление, называется катодом, он заряжен отрицательно. Электрод, на котором происходит окисление, называется анодом, он заряжен положительно.
При электролизе водных растворов протекают процессы, связанные с электролизом воды, т.е. растворителя.
Катодные процессы
На катоде возможно восстановление:
- катионов металла Men+ + nē = Me;
- катиона водорода (свободного или в составе молекул воды).
2Н++ 2ē = Н2↑ (в кислой среде);
2 H2O + 2ē = Н2 + OH– (в нейтральной и щелочной средах).
Для выбора приоритетного
процесса следует сравнить стандартные электродные потенциалы металла и
водорода. Потенциал восстановления катионов водорода необходимо использовать
с учетом перенапряжения, 
≈ – 1 В. Все металлы по
своему поведению при электролизе водных растворов можно разделить на 3 группы:
1. Активные металлы (Li – Al) из-за низкой окислительной способности их ионов на катоде не осаждаются, вместо них идет восстановление ионов водорода.
2. Металлы средней активности (Mn, Zn, Sn) могут осаждаться на катоде с одновременным выделением водорода.
3. Неактивные металлы (стоящие в ряду напряжений после водорода) из-за высокой окислительной способности их ионов осаждаются на катоде без выделения водорода.
Анодные процессы
На аноде возможны процессы окисления:
- материал анода Me – nē = Men+;
- молекул воды 2 H2O – 4ē = О2↑ + 4Н+;
- анионов солей 2 Cl– – 2ē = Cl2; 
– 2ē +
H2O
→ + 2Н+.
Анионы кислородсодержащих
кислот, имеющие в своем составе атом элемента в высшей степени окисления (
, и
др.), при электролизе водных растворов на аноде не разряжаются. С учетом
перенапряжения величину потенциала выделения кислорода нужно считать равной 1,8
В.
Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата калия с инертными электродами:
К2SO4 = 2 К+ + 
.
|
К(-) К+, HOH
Так как 2Н2О + 2ē = Н2 + 2ОН–. Среда щелочная. |
А(+)
Сульфат-ионы не разряжаются, происходит окисление воды:
2Н2О – 4ē = О2 + 4Н+. Среда кислая. |
Пример 2. Электролиз водного раствора хлорида олова с инертными электродами: SnCl2 = Sn2+ + 2Cl–
|
К(-) Sn2+, HOH
Sn2+ + 2ē = Sn.
|
А(+) Cl–, HOH
2 Cl– – 2ē = Cl 2. |
Пример 3. Электролиз сульфата меди с медным анодом:
CuSО4
= Cu2+ + 
.
|
(-) Катод Cu 2+, H2O
Так как Cu 2+ + 2ē = Cu. |
(+) Анод Cu,
Сульфат ионы не разряжаются. Так как |
Количественные соотношения при электролизе определяют в соответствии с законами, открытыми М. Фарадеем в 1834 г.
Обобщенный закон Фарадея связывает количество вещества, образовавшегося при электролизе, со временем электролиза и силой тока:
m = M
,
где m – масса образовавшегося вещества, г;
М – молярная масса вещества, г/моль;
n – количество электронов, участвующих в электродном процессе;
I – сила тока, А;
t – время электролиза, с;
F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль).
Для газообразных веществ, выделяющихся при электролизе, формулу используют в виде
V = V0 
,
где V – объем газа, выделяющегося на электроде;
V0 – объем 1 моль газообразного вещества при нормальных условиях (22,4 л/моль).
Пример 4. Рассчитать массу олова и объем хлора при нормальных условиях, выделившихся при электролизе раствора хлорида олова с инертными электродами в течение 1 часа при силе тока 4 А.
Решение:
mSn = 118,7∙
= 8,86 г; VCl2 = 22,4∙ = 1,67 л.
Задание к разделу Электролиз
Рассмотрите катодные и анодные процессы при электролизе водных растворов веществ с инертными электродами. Рассчитайте массу или (и) объем (при нормальных условиях для газов) продуктов, выделяющихся на электродах при пропускании через раствор в течение 1 часа тока силой 1 А:
|
№ варианта |
Раствор |
№ варианта |
Раствор |
№ варианта |
Раствор |
|
120 |
LiBr |
127 |
Al2(SO4)3 |
134 |
NaOH |
|
121 |
K3PO4 |
128 |
Ca(NO3)2 |
135 |
ZnSO4 |
|
122 |
Ba(NO3)2 |
129 |
K2SO4 |
136 |
Na2CO3 |
|
123 |
CuCl2 |
130 |
KMnO4 |
137 |
Ba(NO2)2 |
|
124 |
FeBr3 |
131 |
ZnCl2 |
138 |
MgCl2 |
|
125 |
K2CO3 |
132 |
NiSO4 |
139 |
CoBr2 |
|
126 |
CoCl2 |
133 |
BeSO4 |
|
|
1.8. ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ. ПОЛИМЕРЫ
140. Напишите структурную формулу простейшей непредельной одноосновной карбоновой кислоты и уравнение реакции взаимодействия этой кислоты с метиловым спиртом. Составьте схему полимеризации образовавшегося продукта.
141. Как из карбида кальция и воды получить винилацетат, применив реакцию Кучерова? Напишите уравнения реакций. Составьте схему полимеризации винилацетата.
142. Какие соединения называют аминами? Составьте схему поликинденсации адипиновой кислоты и гексаметилендиамина. Назовите образовавшийся полимер.
143. Как можно получить винилхлорид, имея карбид кальция, хлорид натрия, серную кислоту и воду? Напишите уравнения соответствующих реакций. Составьте схему полимеризации винилхлорида.
144. Полимером какого непредельного углеводорода является натуральный каучук? Напишите структурную формулу этого углеводорода. Как называют процесс превращения каучука в резину? Чем по строению и свойствам различаются каучук и резина?
145. Напишите уравнения реакций получения ацетилена, превращения ацетилена в ароматический углеводород. При взаимодействии какого вещества с ацетиленом образуется акрилонитрил? Составьте схему полимеризации акрилонитрила.
146. Напишите структурную формулу метакриловой кислоты. Какое соединение получается при взаимодействии ее с метиловым спиртом? Напишите уравнение реакции. Составьте схему полимеризации образующегося продукта.
147. Какие углеводороды называют диеновыми? Приведите пример. Какой общей формулой выражают состав диеновых углеводородов? Составьте схему полимеризации одного из диеновых углеводородов.
148. Какие соединения называют олефинами? Приведите их общую формулу и схему полимеризации одного из них.
149. Какой общей формулой выражают состав этиленовых углеводородов? Какие химические реакции наиболее характерны для них? Что такое полимеризация, поликонденсация? Чем отличаются друг от друга эти реакции?
150. Каковы различия в свойствах предельных и непредельных углеводородов? Составьте схему образования каучука из дивинила и стирола. Что такое вулканизация?
151. Какие соединения называют аминокислотами? Напишите формулу простейшей аминокислоты. Составьте схему поликонденсации аминокапроновой кислоты. Как называют образующийся при этом полимер?
152. Какие соединения называют альдегидами? Укажите их важнейшие свойства. Что такое формалин? Составьте схему получения мочевино-формальдегидной смолы.
153. Как называют углеводороды, представителем которых является изопрен? Составьте схему сополимеризации изопрена и изобутилена.
154. Какие соединения называют элементорганическими, кремнийорганическими? Укажите важнейшие свойства кремнийорганических полимеров. Как влияет на свойства кремнийорганических полимеров увеличение числа органических радикалов, связанных с атомами кремния?
155. Какие соединения называют диолефинами? Составьте схему полимеризации одного из диолефинов. Укажите три состояния линейных полимеров. Чем характеризуется переход из одного состояния в другое?
156. Напишите уравнение реакции дегидратации пропилового спирта. Составьте схему полимеризации полученного углеводорода.
157. Какие полимеры называют стереорегулярными? Чем объясняется более высокая температура плавления и большая механическая прочность стереорегулярных полимеров по сравнению с нерегулярными полимерами?
158. Как получают в промышленности стирол? Приведите схему его полимеризации. Изобразите при помощи схем линейную, трехмерную структуры полимеров.
159. Какие полимеры называются термопластичными, термореактивными? Приведите примеры.
Приложение
Таблица 1
Стандартные энтальпия и энтропия образования
|
Вещество |
ΔН0298, кДж/моль |
DS0298, Дж/моль·К |
Вещество |
ΔН0298, кДж/моль |
DS0298, Дж/моль·К |
|
СО2(г) |
-393,5 |
213,7 |
PCl3 (г) |
-287,02 |
311,71 |
|
СО(г) |
-110,5 |
197,5 |
Fe (к) |
0 |
27,15 |
|
CH4 (г) |
-74,85 |
186,27 |
FeO (к) |
-264,85 |
60,75 |
|
C (к) |
0 |
5,74 |
Fe2O3 (к) |
-822,16 |
87,45 |
|
NO (г) |
91,26 |
210,64 |
SO2Cl2 (г) |
-363,17 |
311,29 |
|
NO2 (г) |
34,19 |
240,06 |
SO2 (г) |
-296,90 |
248,07 |
|
N2 (г) |
0 |
191,50 |
H2S (г) |
-20,60 |
205,70 |
|
N2O4 (г) |
11,11 |
304,35 |
S (к) |
0 |
31,92 |
|
H2 (г) |
0 |
130,52 |
H2SO4 (ж) |
-813,99 |
156,90 |
|
NH3 (г) |
-45,94 |
192,66 |
CaO (к) |
-635,09 |
38,07 |
|
HNO3 (ж) |
-173,00 |
156,16 |
Ca(NO3)2 (к) |
-938,76 |
193,30 |
|
H2O (г) |
-241,81 |
188,72 |
O2 (г) |
0 |
205,04 |
|
H2O (ж) |
-285,83 |
69,95 |
Al2O3 (к) |
-1675,69 |
50,92 |
|
Cl2 (г) |
0 |
222,98 |
Al2(SO4)3 (к) |
-3441,80 |
239,20 |
|
PCl5 (г) |
-374,89 |
364,47 |
|
|
|
Таблица 2
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы металлов
|
Электродная реакция |
Е0, В |
Электродная реакция |
Е0, В |
|
Li+ + ē = Li |
–3,045 |
Fe2+ + 2ē = Fe |
–0,440 |
|
Rb+ + ē = Rb |
–2,925 |
In3+ + 3ē = In |
–0,340 |
|
K+ + ē = K |
–2,925 |
Ti3+ + 3ē = Ti |
–0,330 |
|
Cs+ + ē = Cs |
–2,923 |
Co2+ + 2ē = Co |
–0,280 |
|
Ba2+ + 2ē = Ba |
–2,906 |
Ni2+ + 2ē = Ni |
–0,250 |
|
Sr2+ + 2ē = Sr |
–2,890 |
Sn2+ + 2ē = Sn |
–0,136 |
|
Ca2+ + 2ē = Ca |
–2,866 |
Pb2+ + 2ē = Pb |
–0,126 |
|
Na+ + ē = Na |
–2,714 |
Fe3+ + 3ē = Fe |
–0,036 |
|
Mg2+ + 2ē = Mg |
–2,363 |
2H+ + 2ē = H2 |
+0,000 |
|
Be2+ + 2ē = Be |
–1,847 |
Sn4+ + 4ē = Sn |
+0,020 |
|
Al3+ + 3ē = Al |
–1,662 |
Cu2+ + 2ē = Cu |
+0,337 |
|
Ti2+ + 2ē = Ti |
–1,628 |
Rh3+ + 3ē = Rh |
+0,760 |
|
V2+ + 2ē = V |
–1,186 |
Ag+ + ē = Ag |
+0,799 |
|
Mn2+ + 2ē = Mn |
–1,180 |
Hg2+ + 2ē = Hg |
+0,854 |
|
Cr2+ + 2ē = Cr |
–0,913 |
Pd2+ + 2ē = Pd |
+0,987 |
|
Zn2+ + 2ē = Zn |
–0,763 |
Pt2+ + 2ē = Pt |
+1,19 |
|
Cr3+ + 3ē = Cr |
–0,744 |
Au3+ + 3ē = Au |
+1,498 |
|
Cd2+ + 2ē = Cd |
–0,403 |
Au+ + ē = Au |
+1,830 |
Таблица 3
Окислительно-восстановительные потенциалы водорода, кислорода и металлов в разных средах
|
Кислая среда (рН = 0) |
Нейтральная среда (рН=7) |
Щелочная среда (рН=14) |
|||
|
Oх/Red |
Е0, В |
Oх/Red |
Е0, В |
Oх/Red |
Е0, В |
|
2H+/H2 |
0,00 |
2H2O/H2 |
-0,41 |
2H2O/H2 |
-0,83 |
|
O2/2H2O |
+1,22 |
O2/4OH– |
+0,81 |
O2/4OH– |
+0,40 |
|
Mg2+/Mg |
-2,36 |
Mg(OH)2/Mg |
-2,38 |
Mg(OH)2/Mg |
-2,69 |
|
Al3+/Al |
-1,66 |
Al(OH)3/Al |
-1,88 |
AlO2–/Al |
-2,36 |
|
Zn2+/Zn |
-0,76 |
Zn(OH)2/Zn |
-0,81 |
ZnO22–/Zn |
-1,22 |
|
Cr3+/Cr |
-0,74 |
Cr(OH)3/Cr |
-0,93 |
CrO2–/Cr |
-1,32 |
|
Fe2+/Fe |
-0,44 |
Fe(OH)2/Fe |
-0,46 |
Fe(OH)2/Fe |
-0,87 |
|
Cd2+/Cd |
-0,40 |
Cd(OH)2/Cd |
-0,41 |
Cd(OH)2/Cd |
-0,82 |
|
Co2+/Co |
-0,28 |
Co(OH)2/Co |
-0,32 |
Co(OH)2/Co |
-0,73 |
|
Ni2+/Ni |
-0,25 |
Ni(OH)2/Ni |
-0,30 |
Ni(OH)2/Ni |
-0,72 |
|
Sn2+/Sn |
-0,14 |
Sn(OH)2/Sn |
-0,50 |
SnO22–/Sn |
-0,91 |
|
Pb2+/Pb |
-0,13 |
Pb(OH)2/Pb |
-0,14 |
PbO22–/Pb |
-0,54 |
|
Bi3+/Bi |
+0,21 |
BiO+/Bi |
-0,04 |
Bi2O3/2Bi |
-0,45 |
|
Cu2+/Cu |
+0,34 |
Cu(OH)2/Cu |
+0,19 |
Cu(OH)2/Cu |
-0,22 |
Список литературы
1. Браун Т. Химия в ценре наук:в 2т./Т.Браун, Г.Ю.Лемей.-М.:Мир,1987.
2. Габриелян О.С.Общая химия в тестах, задачах и упражнениях/О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов, О.Г.Введенская.-М.:Дрофа,2003.
3. Габриелян О.С.Практикум по общей,неоргинической и органической химии:учебное пособие для студ.сред.проф.учеб.заведений/О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов, Н.М.Дорофеева.-М.:Издательмский центр «Академия», 2007.
4. Кузьменко Н.Е.Начала химии/Н.Е.Кузьменко, В.В.Еремин, В.А.Попков.-м,:Дрофа,2004.
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
6 672 122 материала в базе
«Химия. Профильный уровень», Габриелян О.С., Лысова Г.Г.
Практическая работа № 5. Решение экспериментальных задач по органической химии
Больше материалов по этой теме
Настоящий материал опубликован пользователем Суслова Инна Владимировна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Ваша скидка на курсы
40%
Курс повышения квалификации
72 ч. — 180 ч.
Курс профессиональной переподготовки
600 ч.
Курс повышения квалификации
36 ч. — 180 ч.
Мини-курс
4 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.