Задания для индивидуальной проверки

УДК 546 (076)

ББК 24.1

© Звонарева Е. А., Шамарина Ю. Ю. составление, 2013.

© Воронежский государственный педагогический университет, редакционно-издательская обработка, 2013.

ПРЕДИСЛОВИЕ

Неорганическая химия является основой для изучения последующих дисциплин естественнонаучного цикла, таких как экология, естественнонаучная картина мира, концепции современного естествознания и т. д.

Учебно-методическое руководство к практическим занятиям по неорганической химии предназначено для студентов направления “Педагогическое образование” профилей “Химия”, “Экология” естественно-географического факультета ВГПУ. Предлагаемое руководство содержит материал по всем изучаемым разделам неорганической химии:“Окислительно-восстановительные реакции”, ”Электрохимические свойства металлов” и “Химия элементов I-VIII групп главных подгрупп и их соединений”. Методические указания содержат планы практических занятий по химии, вопросы для самостоятельной подготовки по наиболее важным разделам курса, задания для индивидуальной проверки, упражнения и задачи. Этот материал дает ориентацию студентам при теоретической подготовке к практическим занятиям. В разделе “ Вопросы для самостоятельной подготовки ” содержится информация, которую необходимо использовать при теоретической подготовке домашних заданий. В “ Заданиях для индивидуальной проверки ” предложены студентам, в том числе, и внеурочные задания, для того, чтобы подготовка к занятиям была продуктивной, укреплялись умения выполнять упражнения и решать задачи, вырабатывались навыки использования учебной и справочной литературы, и дифференцированно оценивалась самостоятельная работа студента (используя порядковый номер студента в списке, равный номеру индивидуального домашнего задания). Подборка “ Задач” должна помочь более глубокому усвоению материала. Цель практических занятий – углубить и закрепить представления о физических и химических свойствах неорганических веществ, а также способы получения и применение данных соединений. Привить навыки самостоятельного выполнения эксперимента и обобщения полученных данных. Настоящие методические указания призваны помочь в достижении данной цели.

Авторы выражают особую признательность Григоренко Людмиле Константиновне за предоставленную возможность частично использовать аналитический материал, собранный ею за время долголетней педагогической деятельности на кафедре химии естественно-географического факультета ВГПУ.

Компетенции обучающегося, формируемые
в результате освоения дисциплины

Изучение дисциплины “Неорганическая химия” направлено на формирование у обучающихся следующих компетенций.

1. Владеет основными физическими и химическими понятиями, знаниями фундаментальных законов физики и химии, явлений и процессов, изучаемых этими науками:

– знает сущность стехиометрических и газовых законов, понятия и основные положения термодинамики, фазовые равновесия, равновесия в растворах электролитов, понятия и основные закономерности химической кинетики, катализа и электрохимии;

– знает вербальные формулировки и аналитические выражения основных законов, изучаемых в общей химии;

– знает основные методы эмпирических исследований в естественных науках;

– иллюстрирует закономерности примерами, в том числе из человеческой практики;

– умеет использовать справочную химическую и физическую литературу для нахождения и расчёта характеристик изучаемых систем;

– находит необходимые справочные данные, рассчитывает энергетику химических реакций;

– находит и учитывает с целью прогноза направления реакций потенциалы различных химических и электрохимических процессов (потенциалы Гиббса, электродные) в стандартных условиях;

– решает типовые, нестандартные качественные и расчётные задачи;

– владеет современным химическим языком, терминологией и символами;

– использует современную систему наименований веществ, термины и символы, используемые в общей и неорганической химии.

2. Способен выбрать методику экспериментальной работы, обосновать и изложить основы метода, составить план проведения работы, выбрать реактивы, посуду, детали прибора, собрать установку, провести необходимые расчеты:

– знает общие правила проведения эксперимента, общие положения по организации охраны труда и техники безопасности при выполнении конкретных работ, опытов и отдельных операций в химической лаборатории;

– соблюдает правила техники безопасности при работе в химической лаборатории;

– выполняет рекомендации по подготовке рабочего места, оборудования, приборов, реактивов;

– владеет навыками обращения с наиболее широко применяемыми в учебной и исследовательской практике реактивами, материалами, посудой и оборудованием;

– работает с обычной и мерной посудой (колбами, цилиндрами, мензурками, пипетками);

– проводит химический эксперимент на оборудовании, с приборами и посудой, рекомендованными для макро– и полумикрометодов работы;

– умеет проводить описанные в практикумах опыты, представлять результаты в табличной, графической формах и диаграммах, давать качественную оценку полученным результатам;

– использует компьютерную графику;

– знает типы и источники экспериментальных ошибок;

– понимает простейшие методики статистической обработки экспериментальных данных.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (ОВР)

 

Вопросы для самостоятельной подготовки

1. Какие реакции называются окислительно-восстанови­тельными? Приведите примеры. Как классифицируются эти реакции?

2. Дайте определения следующим понятиям: процесс окисления и процесс восстановления, окислитель и восстановитель.

3. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства простых веществ в зависимости от положения соответствующих элементов в периодической системе Д. И. Менделеева? Приведите примеры типичных окислителей и восстановителей.

4. Покажите на примерах, как изменяются окислительно-восстановительные свойства соединений элемента в зависимости от его степени окисления.

5. По каким признакам можно отнести то или иное вещество только к окислителям, только к восстановителям или к веществам, проявляющим двойственность свойств? Приведите примеры.

6. Как составляются уравнения окислительно-восстанови­тельных реакций с помощью метода электронного баланса?

7. Что лежит в основе электронно-ионного метода составления уравнений? В каких случаях целесообразно пользоваться тем или иным методом?

8. На примерах восстановления перманганата калия покажите влияние среды на протекание окислительно-восстанови­тель­ных реакций.

9. Как определяются молярные массы эквивалента окислителя и восстановителя?

10. Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций процессов в биологических системах.

 

Задания для индивидуальной проверки

 

1. Определите степени окисления атомов элементов в веществах: HClO; NaNO₃; MnO₂; KClO₂; HNO₃; NH₃; NO; K₂Cr₂O₇; NH₄NO₃. Выделите типичные окислители, восстановители и вещества, способные проявлять оба свойства.

2. Укажите, в каких из приведенных ниже процессов происходит приобретение электронов, а в каких – потеря. Напишите электронные уравнения указанных процессов:

1) Р⁰ → Р^–3;

2) Н ^{– 1} → Н⁺¹;

3) S ^{– 2} → S⁺⁶;

4) N⁺⁵ → N^–3;

5) I⁰ → I⁺⁵;

6) Cr⁺⁶ Cr⁺³;

7) S ^{– 2} → S⁺⁴;

8) S⁺⁴ → S^–2.

3. Составьте уравнения следующих окислительно-восстано­вительных реакций, пользуясь методом электронного баланса:

1) KClO₃ → KCl + KClO₄;

2) KClO₃ → KCl + O₂;

3) NH₄NO₃ → N₂O + H₂O;

4) CuO + CO → Cu + CO₂;

5) KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂;

6) NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O;

7) K₂MnO₄ + Cl₂ → KMnO₄ + KCl.

 

4. Составьте уравнения следующих окислительно-восстано­вительных реакций (ОВР), пользуясь электронно-ионным методом (методом полуреакций):

Zn + KNO₂ + KOH ® K₂ZnO₂ + NH₃ + H₂O;

NaI + PbO₂ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + PbSO₄ + I₂ + H₂O;

Bi₂O₃ + Br₂ + KOH ® KBiO₃ + KBr + H₂O;

SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + HCl ® SnCl₄ + KCl + CrCl₃ + H₂O;

Al + KNO₃ + KOH ® K₃AlO₃ + NH₃ + H₂O;

KI + KNO₂ + H₂SO₄ ® I₂ + NO + K₂SO₄ + H₂O;

As₂O₃ + HNO₃ + H₂O ® H₃AsO₄ + NO;

NaBr + H₂SO₄ ® Br₂ + Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O;

NH₃ + KMnO₄ → KNO₃ + MnO₂ + KOH + H₂O;

KI + KIO₃ + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + H₂O;

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

K₂S₂O₈ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂SO₄;

Ca(ClO)₂ + Na₂S + H₂O → CaCl₂ + S + NaOH.

 

5. В приведенных ниже электронно-ионных схемах поставьте вместо знака вопроса число принятых или отданных электронов, найденное по правилу суммы зарядов:

 

1) SO₄^2– + 4H⁺ + … → SO₂ + 2H₂O;

2) NO₃ ^– + 9H⁺ + … → NH₃ + 3H₂O;

3) Cr₂O₇^{2 –} + 14H⁺ + … → 2Cr³⁺ + 7H₂O;

4) Cr³⁺ + 8OH^- + … → CrO₄^{2 –} + 3H₂O;

5) ClO₃^– + 6H⁺ + … → Cl^– + 3H₂O;

6) ClO₃^– + 2H⁺ + … → Cl^– + H₂O.

 

6. Допишите приведенные ниже схемы, в которых указаны только ионы исходных веществ, участвующих в ОВР. Подберите коэффициенты и напишите полные уравнения в ионно-молекулярной и молекулярной форме:

1) Fe³⁺ + I^- → …; 4) Fe²⁺ + ClO^- → …;

2) Cr₂O₇^2- + NO₂^- → …; 5) NO₂^- +I^- → …;

3) SO₃^2- + BrO₃^-→ …; 6) ClO₂^- + SO₃^2- → ….

 

7. Прогнозируйте продукты реакции, подберите коэффициенты методом полуреакций, определите фактор эквивалентности окислителя (восстановителя) и рассчитайте массу полученного продукта окисления:

а) Mn(NO₃)₂ + NaBiO₃ + HNO₃ = HMnO₄ + …;

б) Cr(OH)₃ + Br₂ + KOH = K₂CrO₄ + …;

в) K₂Cr₂O₇ + H₂O₂ + H₂SO₄ = O₂ + …;

г) ReO₂+O₂ + NaOH = Na₃ReO₅ + …;

д) UO₂(NO₃)₂ + Zn + HCl = U(NO₃)₂ + ….

 

8. Подберите коэффициенты к ОВР методом полуреакций:

а) I₂ + K₂SO₄ + H₂O ↔ KIO₃ + KI + H₂SO₄;

б) PH₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ↔ H₃PO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O;

в) KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O ↔ MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄;

г) I₂ +K₂SO₄ + H₂O ↔ KIO₃ + KI + H₂SO₄;

д) H₂SeO₄ + Cl₂ + H₂O ↔ H₂SeO₃ + HClO₃;

е) K₂MnO₄ + KCl + H₂O ↔ KClO₃ + MnO₂ + KOH;

ж) FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ ↔ Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + H₂O;

з) K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ ↔ Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

 

Задачи

1. Рассчитайте объем 21,0%-ного раствора FeSO₄ плотностью 1,22 г/мл, которым можно восстановить в кислой среде 29,40 г К₂Сr₂О₇.

Ответ: 353,6 мл.

 

2. Какой объем 4,0%-ного раствора КIО₃ плотностью 1,07 г/мл будет достаточным для получения свободного йода окислением 250,0 мл 15,0%-ного раствора иодида калия плотностью 1,11 г/мл в кислой среде?

Ответ: 415 мл.

3. Какую массу кристаллического КМnО₄ следует взять для приготовления 1,0 л раствора перманганата калия
с С_Э = 0,020 моль(экв)/л, предназначенного для окислительно-восстанови­тельного титрования в кислой среде? Ион МnО₄^– восстанавливается при этом до Mn²⁺.

Ответ: 0,63 г.

4. 0,700 г железной проволоки растворили в серной кислоте без доступа воздуха в колбе емкостью 100,0 мл. На титрование 15,0 мл полученного раствора потребовалось 14,91 мл
0,10 моль(экв)/л раствора перманганата калия. Какова массовая доля железа (%) в проволоке?

Ответ: 99,15%.

5. 50,0 мл 10,0%-ного раствора хлорида железа (III) плотностью 1,08 г/мл окислили в щелочной среде хлором до феррата натрия. Рассчитайте использованный объем хлора.

Ответ: 1,12 л.

 

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.
РЯД СТАНДАРТНЫХ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ. ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ

Вопросы для самостоятельной подготовки

 

1. Дайте определение электрохимической системе.

2. Что является количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности электрохимических систем?

3. Какие электродные потенциалы называют стандартными? Как определяется их величина?

4. Что называют стандартным (нормальным) водородным электродом? Для каких целей его используют?

5. Какую информацию содержит электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов?

6. Как по положению металла в электрохимическом ряду напряжений определить направление окислительно-восстанови­тельной реакции металла с водой, с водными растворами кислот, с растворами солей других металлов.

7. Как с помощью измерения напряжения химического источника тока (ХИТ) определить изменение свободной энергии Гиббса и константу равновесия окислительно-восстанови­тель­ного процесса, протекающего в этой системе?

8. В каких случаях при определении направления самопроизвольного протекания реакции необходимо учитывать не только стандартные электродные потенциалы электрохимических систем, но и концентрации реагентов.

9. По какой формуле можно найти электродный потенциал металла при нестандартной температуре и концентрации растворов его соли, если для него известно Е º. При каких условиях Е = Е º?

10. Охарактеризуйте устройство, работу и области применения химических источников электрической энергии.

11. Принцип работы топливных элементов.