Методические рекомендации для подготовки студентов к зачету по дисциплине "Химия"
методическая разработка по химии на тему

Введение

Дисциплина «Химия» изучается студентами 1-го  курса в течение 1-го и 2-го семестров обучения. Основу изучения дисциплины составляют лекции, а также самостоятельная работа над изучаемым материалом. Итоговым контролем знаний является зачет с оценкой. Для успешной сдачи зачета необходимо последовательное изучение материала на протяжении всего периода обучения, чему способствует  100 % письменный  контроль знаний на всех практических и лабораторных занятиях.

За месяц до сдачи зачета с оценкой студенты получают вопросы к зачету. Необходимо спланировать  время самоподготовки таким образом, чтобы в течение месяца успеть повторить весь материал и обратиться к преподавателю за помощью в разъяснении непонятных вопросов и заданий.

При подготовке к зачету рекомендуется сначала попытаться самостоятельно ответить на поставленный вопрос, а затем проверить себя по учебному пособию или конспекту лекций. После тщательного повторения теоретического материала, необходимо выполнить практические задания по данной теме.

Ответ на вопрос по дисциплине «Химия» не может ограничиваться только словесной формулировкой того или иного химического закона или явления. Ответ должен содержать химические реакции или схемы, иллюстрирующие  данный закон или явления, формулы химических веществ.

В настоящем пособии приводятся примеры ответов на некоторые вопросы к зачету с оценкой по дисциплине «Химия», а также выполнение некоторых практических заданий.

Примеры ответов на вопросы

1. Ковалентная неполярная химическая связь. Сущность. Примеры.

        В 1916 году американский физик–химик Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежавшей двум атомам, эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи.

        Ковалентная связь, обусловленная парой электронов, находящихся в одинаковом владении обоих атомов, называется неполярной ковалентной связью.

        Такова связь в молекулах, состоящих из атомов одного и того же элемента:

    Н ·· Н   ;  :O :: O :  ;   : N ·  +  · N :            : N ::: N :

        При соединении двух атомов водорода в молекулу каждый из атомов приобретает устойчивую двухэлектронную оболочку – одинарная ковалентная связь. При взаимодействии двух атомов кислорода в молекулу каждый из атомов приобретает по две устойчивые электронные пары – двойная связь. При соединении двух атомов азота в молекулу общими становятся три пары электронов – тройная связь.

        В неполярной ковалентной связи (гомеополярной) каждое электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов.

2. Ковалентная полярная химическая связь. Сущность. Примеры.

        Если  двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из более электроотрицательного атома, так что возникает асимметрия в распределении заряда. Такая ковалентная связь называется полярной или гетерополярной.

      Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару пользуются величиной относительной электроотрицательности.       

      Чем больше электроотрицательность (ЭО) атома, тем сильнее притягивает он общую электронную пару.

        Электроотрицательность атомов некоторых элементов определяется по отношению к ЭО фтора, которая принята равной 4,0 : (F, CL, Br, I) ЭО уменьшается.

        Л.Полинг рассчитал относительные ЭО других элементов. У элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера, значение ЭО изменяется периодически. В главных подгруппах элементов при переходе сверху вниз ЭО уменьшается. В пределах одного периода с увеличением порядкового номера электроотрицательность элементов главных подгрупп увеличивается, а элементов побочных подгрупп изменяется незначительно.

        Еще раз подчеркнем, что степень полярности связи определяется разностью ЭО составляющих молекул элементов: чем больше разность ЭО, тем более полярна связь.

        Исходя из этого, можно утверждать, что в ряду молекул, образованных фтором (F2, OF2, NF3, BF3, BeF2, LiF), полярность связи возрастает. Молекула фтора совершенно неполярна,  а молекула фторида лития имеет ионную связь, т.е. происходит постепенный переход от ковалентной полярной связи к ионной.

        Так, в молекуле HF общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного фтора: H : F , а в молекуле  NH3:  - в сторону азота.

3. Оксиды. Гидроксиды. Свойства и номенклатура.

      Оксиды – это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные. Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

       Безразличные оксиды (СО, NО ) не образуют ни кислот, ни гидроксидов. Основным оксидам отвечают основания,  кислотным  - кислоты.

       Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные и основные свойства.

       Примером основных окислов могут служить окись кальция СаО и окись магния MgO. Окись кальция взаимодействует  с водой, образуя гидроокись кальция Са (ОН)2:

СаО + Н2О = Са(ОН)2

       Окись магния малорастворима в воде; однако ей соответствует основание – гидроокись магния Мg(ОН)2, которое можно получить из окиси магния косвенным путем:      

MgO + 2 HCI = MgCI2 + H2O

MgCI2 + 2 NaOH = Mg(OH)2 + 2 NaCI

        Примером кислотных окислов могут служить серный ангидрид SO3 и двуокись кремния SiO2. Первый из них взаимодействует с водой, образуя серную кислоту Н2SO4:

SO3 + H2O = H2SO4

        Двуокись кремния с водой не взаимодействует, но ей соответствует кремневая кислота H2SiO3,  которую можно получить из SiO2 косвенным путем.

Na2SiO3+2HCI = 2NaCI + H2SiO3 

         Кислотные окислы можно получить из кислот, отнимая от них воду. Поэтому их называют также ангидридами кислот или ангидридами.

        Согласно международной номенклатуре, окислы называются оксидами. При этом для элементов переменной валентности в скобках римскими цифрами указывается валентность, которую элемент проявляет в данном окисле. Так, окись кальция СаО по международной номенклатуре называется оксид кальция, а окислы меди Си2О  и CuO – оксид меди (1) и оксид меди (П).

Оксиды состава ЭО2   и ЭО3    называют также, соответственно, диоксидами и триоксидами.

4. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Смещение равновесия.

Для обратимых реакций наступает такое состояние, когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, а концентрации исходных веществ и продуктов реакции перестают изменяться. Такое состояние реакции называется равновесным.

Количественной характеристикой состояния химического равновесия может быть константа равновесия, общий математический вид которой можно вывести из следующих рассуждений. Для обратимой реакции типа

аА + mB = pC + qD

согласно закону действия масс, скорости прямой (V пр.) и обратной (Vобр.) реакций соответственно равны:

                                   V пр.= К пр.[A]a [B]m

                                    V обр.= К обр. [C]p [D]q

Для установившегося равновесия Vпр.=V обр.

или                  К пр.[A]a [B]m   = К обр. [C]p [D]q

;

где К – константа равновесия, заменяющая собой отношение двух постоянных величин Кпр. и  К обр., постоянная для данной реакции при данной температуре.

Таким образом, константой равновесия называется отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ после достижения равновесия.

Константа равновесия не зависит от концентраций реагирующих веществ и изменяется только с изменением температуры.

При изменении условий (концентрации, давления, температуры) изменяется состояние равновесия. Переход равновесной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением или сдвигом химического равновесия.

Смещение равновесия в зависимости от изменения условий определяется принципом Ле-Шателье: если изменить одно из условий (концентрацию, давление, температуру), при которых система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Например, для обратимой реакции

N2 + 3H2  2 NH3;                

при увеличении концентрации N2 и H2 равновесие сместится в сторону, где уменьшается эта концентрация, т.е вправо; равновесие сместится также вправо, если уменьшить концентрацию NH3; если увеличить концентрацию NH3, равновесие сместится влево.

При повышении давления равновесие сместится в сторону меньших давлений, т.е. вправо (давление создается количеством молей газообразных веществ), при понижении давления равновесие сместится в сторону больших давлений, т.е. влево.

Прямая реакция является экзотермической, т.к. реакция сопровождается выделением теплоты, значит обратная реакция будет эндотермической, поэтому повышение температуры ведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. влево, и наоборот, понижение температуры ведет к смещению равновесия слева направо.

5. Истинные растворы. Общие сведения. Сольватно – гидратная теория растворов Д.И.Менделеева. Концентрация растворов.

В истинных, или молекулярных растворах, растворенное вещество раздроблено до состояния молекул или ионов. Размеры частиц растворенного вещества и растворителя соизмеримы и выражаются величинами порядка 1ммк (10–7 см) и менее. Такие системы являются однофазными, весьма устойчивыми и не разделяются на составные части при сколь угодно долгом хранении.

Предположение о существовании в водных растворах гидратов впервые было высказано и обосновано Д.И. Менделеевым (1887 год).

Д.И.Менделеев доказал, что  при растворении многих веществ молекулы их связываются с молекулами растворителя, образуя особого рода соединения, так называемые сольваты.

В частном случае, когда растворителем является вода, эти соединения называются гидратами,  а сам процесс их образования — гидратацией.

Д.И.Менделеев считал, что процесс растворения является не только физическим, как в то время принималось, но и химическим процессом, что вещества, растворяющиеся в воде, могут образовывать в ней различные соединения. Об этом свидетельствует прежде всего изучение теплот растворения.

Процесс образования гидратов протекает с выделением теплоты. При растворении вещества, подвергающегося гидратации, общий тепловой эффект складывается из теплового эффекта растворения и теплового эффекта гидратации. Поскольку первый из этих процессов эндотермичен, а второй экзотермичен,  то общий тепловой эффект  процесса растворения может быть как положительным, так и отрицательным.

 Концентрация растворов.

Растворы с большой концентрацией растворенного вещества называются  концентрированными, а с малой  разбавленными. Концентрацию растворов можно выражать по-разному. В химической практике наиболее употребительны следующие способы выражения концентраций.

Процентная концентрация характеризует отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Например, 10% водный раствор соды (карбоната натрия) — это такой раствор, в 100 единицах массы которого содержится 10 единиц массы  и 90 единиц массы воды.

Молярная концентрация или молярность (М) измеряется числом молей растворенного вещества, содержащихся в одном литре раствора. Так, 2М   означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, т.е. 196 г .

Моляльная концентрация или моляльность (m) измеряется числом молей растворенного вещества в 1000 г растворителя. Так, 2m  означает раствор серной кислоты, в котором на 1000 г воды приходится 2 моля , т.е. 196 г .

Нормальная концентрация (н) выражается числом  эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Так, 2н  означает раствор, в каждом литре которого содержится (98·2/2) 98 г .

Примеры решения задач на концентрацию.

1. Необходимо приготовить  5 литров  10 % раствора Nа2CO3.   Cколько  нужно взять вещества и воды.

Решение

1 способ:

10 % раствор Nа2CO3 это такой раствор, в котором на каждые 100 грамм раствора приходится 10 г.вещества. Составим пропорцию:

100 г.  10% р-ра  Nа2CO3   -    10 г. Nа2CO3

5000 г. 10% р-ра  Nа2CO3  -     х г. Nа2CO3

Решая пропорцию получаем:

         х =

          Ответ:  для приготовления  5 литров  10 % раствора Nа2CO3 необходимо взять 500 г.вещества и 4500 г.воды.

2 способ:

Используем формулу:

10% =

Откуда масса  вещества равна 500 г.

2.  Сколько вещества необходимо взять для приготовления 2 литров 0,1 М раствора NaCI.

Решение:

0,1 М раствор  NaCI это такой раствор, на один литр которого приходится 0,1 М в-ва.

Находим молярную массу NaCI:

М NaCI =23+35,5=58,5 г/моль

Соответственно 0,1 моль составляет  5,85 г.

Составляем пропорцию:

1 литр  0,1 М раствора  NaCI    -   5,85 г. NaCI

2 литра 0,1 М раствора  NaCI    -  х г. NaCI

Решая пропорцию, получаем х=11,7 г.

Ответ: для  приготовления  двух литров 0,1 М раствора NaCI необходимо взять 11,7 г.вещества.

6. Четыре типа солей, подвергающихся гидролизу. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

Гидролизом солей называется реакция их обменного разложения водой, ведущая к образованию более слабого электролита, чем исходная соль, или гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. 

В зависимости от силы кислоты и основания образующиеся соли можно разделить на четыре типа:

1. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием:

       CH3COONH4 ; (NH4)2S

2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием:

       Na2CO3 ;   K2S

3. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой:

       ZnCI2 , Cu(NO3)2

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой:

        NaCI;   KNO3; Na2SO4

Соли четвертого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой не могут быть получены слабые электролиты. В системе равновесие не нарушается, и поэтому в растворах этих солей рН равен 7

Гидролиз соли Na2CO3 протекает ступенчато.

          Первая ступень гидролиза:

            Na2CO3 + H2O   NaOH + NaHCO3

                           H+ OH -

Вторая ступень гидролиза:

       NaHCO3 + H2O   NaOH + H2CO3

                        H+ OH –

Суммируем оба уравнения:

 Na2CO3 + 2 H2O   2 NaOH + H2CO3

               2H+  2OH -

 или          СО32- + 2 Н2O    H2CO3 + 2 OH -

    В растворе накапливаются ионы ОН-, сообщающие раствору щелочную среду реакции , рН • 7.

7. Четыре типа солей, подвергающихся гидролизу. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

1. Гидролиз соли ZnCI2 протекает ступенчато:

       Первая ступень гидролиза:

           ZnCI2 + H2O   HCI + ZnOHCI

                       H+ OH -

               Образовавшаяся основная соль ZnOHCI подвергается далее гидролизу (вторая ступень гидролиза):

              ZnOHCI + H2O     Zn(OH)2 + HCI

                              H+ OH -

         Cуммируем оба уравнения:

         ZnCI2 + 2H2O       Zn(OH)2 + 2 HCI

  или   Zn2+ + 2H2O      Zn(OH)2 + 2 H+

          В растворе накапливаются ионы Н+, сообщающие раствору кислую реакцию, рН • 7.

8. Электролиз расплавов солей.

Электролизом называют совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.

Пример 1. Электролиз расплава KCl.

В расплаве соль диссоциирует на ионы:

                      KCl  ↔  K+ + Cl-

На катоде восстанавливаются катионы калия, на аноде окисляются хлорид- ионы:

                      катод  (- )   K+  +   = K0

                      анод   (+)   2 Cl- - 2  = Cl2 

Таким образом, при электролизе расплава KCl на катоде будет выделяться металлический калий, на аноде -хлор.

Пример 2.

Электролиз расплава сульфата натрия.

       В расплаве соль диссоциирует на ионы:

                      Na2 SO4  ↔  2 Na+ +  SO42- 

На электродах протекает восстановление  Na+ и окисление  SO42- :

                                     K  ( - )   Na+  +   =  Na0

A  ( - )   2 SO42-  -  4 = 2 SO3 + O2

Пример 3.  Электролиз расплава гидроксида калия.

Уравнение диссоциации гидроксида :

                            KOH  ↔  K+  +  OH- 

Уравнения реакций, протекающих на электродах:

                            K ( - )   K+ +  =  K0 

                            A (- )   4 OH- - 4 = 2 H2O + O2 

Таким образом, при электролизе расплавов солей и щелочей на катоде осаждается металл, что имеет важное практическое значение.

9. Электролиз: катодное восстановление и анодное окисление. Последовательность разряда ионов из водных растворов солей (по ряду напряжений металлов).

Электролизом называют совокупность химических процессов, которые протекают под действием электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.

           Электролиз водных   растворов   с   инертным   анодом

При электролизе водных растворов электролитов на электродах наряду с разряжением катионов и анионов или вместо них могут восстанавливаться или окисляться молекулы воды.

Чтобы определить, какие частицы участвуют в катодном процессе, удобно воспользоваться рядом стандартных электродных потенциалов (см. Приложение 1). В зависимости от значения электродного потенциала возможны три варианта протекания электролиза.

1) Если в растворе содержатся потенциалопределяю-
щие ионы электродов с Е° < —1,18, например ионы К+,
Са2+, А13+, то они не будут восстанавливаться в водном
растворе, так как легче них восстанавливаются  молекулы  воды:

2Н2О + 2= Н 2 + 2ОН-

2) Если в растворе содержатся ионы Н+, Cu2+, Ag+
и других электродов с Е° > 0, то они легко восстанавливаются, например:

Сu2+ + 2 = Сu

3) В растворе, содержащем потенциалопределяющие
ионы электродов с —1,18 В < Е° < 0, при электролизе
протекают параллельно два процесса — восстановление
катионов металла и молекул воды, например:

Cd2+ + 2 =  Cd ;                       2Н2О + 2 =  Н2 + 2 OH-

При этом большая часть из всего количества электричества затрачивается, как правило, на восстановление   ионов металла.

В   анодном  процессе  могут принимать участие анионы некоторых бескислородных кислот С1-, Вг-, I- , S2-  и гидроксид – ионы ОН- (разряжаются только эти анионы), например:

2 I- — 2 = I2;       4OH-— 4 = 2Н2О + О2

Если в растворе присутствуют анионы F-, SO42-, N03-,  РО43-, СОз2- и некоторые другие, то окислению подвергается только вода:

2Н2О - 4 = 4Н+ + 02

Рассмотрим несколько примеров электролиза водных растворов электролитов с нерастворимыми анодами.

Пример 1. Электролиз водного раствора хлорида натрия с инертным анодом.

В водном растворе соль диссоциирует на ионы:

NaCl  ↔ Na+ + Cl-

Так как натрий находится в ряду стандартных электродных потенциалов до алюминия, то на катоде будут восстанавливаться молекулы воды, а на аноде окисляются хлорид- ионы:

K  ( - )   2 H2O + 2 = H2 + 2OH-

                                               A  ( + )   2 Cl- - 2 = Cl20

Пример 2. Электролиз водного раствора сульфата хрома  ( III ) с графитовыми электродами.

Уравнение диссоциации соли:

Cr2 (SO4)3  ↔ 2 Cr3+  +  3 SO42-

Так как хром находится  в ряду стандартных электродных потенциалов ниже алюминия и до водорода, то на катоде будут происходить два процесса--- восстановление катионов хрома и молекул воды; на аноде будет окисляться вода:

                                        K  ( - )   Cr3+ + 3 = Cr0

                2 H2O + 2 = H2 + 2 OH-

     A  ( - )   2 H2O - 4 = O2 + 4 H+

Пример 3. Электролиз водного раствора хлорида меди ( II ) c  инертным электродом.

В растворе соль диссоциирует на ионы:

                                       Cu Cl2 ↔ Cu2+ + 2 Cl-

Так как медь находится в ряду стандартных электродных потенциалов ниже водорода, то на катоде будут восстанавливаться ионы меди, а на аноде окисляются хлорид-ионы:

K (- )   Cu2+ + 2 = Cu0

A ( - )   2 Cl- - 2 = Cl20

10. Электролиз растворов солей с растворимым анодом.

Иногда электролиз проводят с электродами из металлов, которые в ходе процесса могут окисляться (растворяться). В качестве таких электродов-металлов используются, например, медь, никель, кобальт, кадмий, олово. В этом случае на аноде происходит окисление металла, а процесс на катоде протекает так же, как и при электролизе растворов с инертными анодами.

Рассмотрим в качестве примера электролиз водного раствора сульфата кадмия с кадмиевыми электродами. По данным ряда стандартных электродных потенциалов - Eo(Cd2+|Cd) = — 0,40 В. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться ионы Cd2+ и молекулы воды, а на аноде будет окисляться материал анода — кадмий:

катод (—)      Cd 2+ + 2 =  Cd;       2Н2О + 2  =  2ОH- + Н2

анод   (+)        Cd — 2  = Cd 2+

Таким  образом,  металл,  растворяющийся  на  аноде (растворимый анод), снова осаждается на катоде.

На зачете каждый студент получает карточку с двумя реакциями ОВР, поэтому необходимо уметь уравнивать окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса.

Подбор стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций удобно проводить, используя метод электронного баланса. Этот метод основан на сравнении степеней окисления атомов в начальных и конечных веществах, При расчете коэффициентов исходят из того положения, что число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Метод электронного баланса рассмотрен ниже на примере нескольких реакций.

Пример 1. Требуется составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме

SO2 + HNO3 + H2O   →  H2SO4 + NO

Сначала определяем, какие атомы в ходе реакции меняют степень окисления:

S+4O2 + HN+5O3 + H2O  →  H2S+6O4 + N+2O

Степень окисления серы повышается в ходе реакции, азота — понижается. Следовательно, S или SO2 является восстановителем,   N   или   HNO3 — окислителем.  Таким образом, в ходе реакции происходят процессы:

S+4→ S+6

N+5 → N+2

Эти схемы записывают в виде электронных уравнений. Для этого следует прибавить к левой части или вычесть из нее соответствующее число электронов, необходимое для осуществления переходов:

S +4 — 2  = S+6 ;

                                             N +5+ З= N+2

Для соблюдения равенства числа электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем, необходимо подобрать множитель для каждого из электронных уравнений. В нашем примере первое электронное уравнение нужно умножить на 3, второе — на 2:

S+4 - 2 = S+6       3

                                        N+5 + З = N +2             2

Отсюда следует, что в уравнении реакции при формулах веществ, содержащих S+4 и S+6, должен стоять коэффициент   3;   при   формулах   веществ,   содержащих N+5 и N+2, — коэффициент 2. Подставив эти коэффициенты в схему реакции, получаем:

3SO2 + 2HNO3 + Н2О  →  3H2SO4 + 2NO

Коэффициент перед формулой воды находят методом подбора, подсчитав число атомов водорода в правой и левой частях. Таким образом, уравнение данной реакции следует записать так:

3SO2 + 2HNO3 + 2Н2О →3H2SO4 + 2NO

Для проверки правильности уравнения подсчитывают число атомов серы, кислорода, водорода и азота в обеих частях уравнения. Обычно достаточно подсчитать число  атомов какого-либо одного элемента, например кислорода.

Пример 2. Необходимо подобрать коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции, протекающей по схеме

Cu(NO3)2    → СuO + NO2 + O2

Определяем, какие атомы меняют степень окисления:
        

Cu(N+5O3)2   →  CuO + N +4O2 +O20

Таким образом, восстановителем является О-2 , окислителем N+5. Они входят в состав одного вещества; следовательно, данная реакция относится к типу внутримолекулярных.

Составляем электронные уравнения:

2О-2  - 4  = О20             1

2N+5 + 2 = 2N+4               2

  Подставляем найденные коэффициенты в схему реакции:

2 Cu(NO3)2 → CuO + 4 NO2  + O2

Подбираем коэффициент перед формулой оксида меди (II):

2 Cu(NO3)2 →  2 CuO + 4 NO2  + O2

 Пример 3.  Методом электронного баланса следует составить уравнение реакций, протекающих по схеме:

FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4   →   Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Определяем восстановитель, окислитель, продукты их окисления и восстановления, указав степени окисления элементов, которые их изменяют:

 Fe +2 SO4 + K2Cr2 +6O7 + H2SO4 → Fe2 +3(SO4)3 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Здесь Fe+2 (или FeSO4) –восстановитель,  Cr+6 (или K2Cr2O7) – окислитель.

Составляем   электронные   уравнения,   учитывая,   что   K2Cr2O7,   Cr2(SO4)3,    Fe2(SO4)3  при количестве вещества 1 моль содержат соответственно 2 моль Сr+6, 2 моль Cr+3 и 2 моль Fe+3:

2 Fe+2 – 2  = 2 Fe +3       3

2 Cr+6 + 6  = 2Cr +3     1

Определяем стехиометрические коэффициенты при формулах восстановителя, окислителя и продуктов их окисления и восстановления и подставляем эти коэффициенты в схему реакции:

6 FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Методом подбора находим коэффициенты для оставшихся веществ в последовательности: соль (K2SO4), кислота (H2SO4), вода. Окончательно получаем

 6 FeSO4 + K2Cr207 + 7 H2SO4       —>   3 Fe2 (SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Подсчитав число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения, убеждаемся в правильности его написания.

Задания для самостоятельного решения

1. Составьте  уравнения   окислительно-восстановительных   реакций,    протекающих по схемам:

a)HI + H2SO4  →   I2 + H2S + H2O

б)A1 + V2O5   → V + Аl 2 Оз

в)К2МnО4 + СО2  →  КМnО4 + МnО2 + К2СО3

г)Cu + HNO3    →  Сu (NO3)2 + NO + Н2О

д)NH3 + O2  →  N2 + H2O

е)НС1 + КМnО4  →  МnС12 + С12 + КС1 + Н2О

ж)СгС13 + Н2О2 + КОН  →  К2Сг04 + КС1 + Н2О

Укажите восстановитель и окислитель.

2. В каком направлении будут перемещаться электроны по проводнику, соединяющему полюса следующих элементов:

          а)Mg / Mg (NO3)2 --- Pb / Pb (NO3)2

          б)   Pb / Pb (NO3)2  --- Cu / Cu (NO3)2

           в)   Cu / Cu (NO3)2 --- Ag / Ag NO3

Какой из металлов будет растворяться в каждом из указанных случаев?

          3.Составить два элемента, в одном из которых  медь являлась бы катодом, а в другом -  анодом. Напишите уравнение реакций, происходящих при работе этих элементов, рассчитайте ЭДС.            

         4. Гальванический элемент состоит из магниевой и железной пластинок, погруженных в молярные растворы солей этих металлов. Определите Э.Д.С. элемента. Напишите уравнение реакций, происходящих при работе элемента.

5.Вычислить электродный потенциал цинка, погруженного в раствор, содержащий ионы Zn2+ в активной концентрации 0,1 моль /л.

6.  Составьте схемы электролиза водных растворов хлористого бария и азотнокислого свинца.

7.Какие процессы протекают на электродах при электролизе водного раствора хлористого цинка, если анод угольный и если анод цинковый?

        8.Составьте схему электролиза водного раствора сернокислого магния.

        9.Составьте схемы электролиза водного раствора хлористого калия и расплава хлористого калия.

      10.Составьте схемы электролиза расплавов Ca Cl2, KOH, Na NO3.

      11.Составьте схемы электролиза водных растворов Cu (NO3)2 с медным анодом и с угольным анодом, Ni SO4 c никелевым анодом.

12Составьте  схемы   электролиза   водных   растворов   KI,     Pb (NO3)2,

Zn SO4,  Ca (NO3)2.

       13. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций получения коллоидных растворов и формулы мицелл: CaSO4,  Al2(SiO3)3 .

       14.  Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций получения гидроксидов      К+,  Al 3+, S6+  и докажите  характер полученных гидроксидов.

 15. Укажите тип химической связи в следующих соединениях:

  O2,     CO2,        HF,        H2O,       NaBr,         Cu,         MgCI2.

Литература

 1. О.С.Габриелян. Химия для профессий и специальностей естественнонаучного профиля.-Москва Изд.центр «Академия», 2012

 2. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.»Интеграл-пресс», 2008 г.

 3. Коровин Н.В. Курс общей химии. М.Высшая школа, 2008 г.