Методичка ОВР. Высшего профессионального образования
 Скачать 238.62 Kb.
|
|
25) I2 + KOH → KI + KIO3 + H2O 26) KIO3 + H2O2 + H2SO4→ O2 + I2 + K2SO4 + H2O 27) Al2 + KOH + H2O →K[Al(OH)4] + H2 28) SnCl2 +KMnO4 + HCl → SnCl4 + MnCl2 +H2O 29) Cl2 + KI + KOH → KCl + KIO3 + H2O 30) SnCl2 +FeCl3 → SnCl4 + FeCl2 47. Методом электронно-ионных уравнений составьте полные уравнения реакций, учитывая, что либо окислитель, либо восстановитель являются также и средой. Обоснуйте на основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов возможность протекания данных реакций. 1) KI + H2SO4/конц/→ I2 + H2S + K2SO4 + H2O 2) KBr + H2SO4/конц/→ Br2 + S + K2SO4 + H2O 3) NaBr + H2SO4/конц/→ Br2 + SO2 + Na2SO4 + H2O 4) Mg + H2SO4/конц/→ MgSO4 + S + H2O 5) Al + H2SO4/конц/→ Al2(SO4)3 + H2S + H2O 6) Cu + H2SO4/конц/→ CuSO4 + SO2 + H2O 7) Ag + H2SO4/конц/→ Ag2SO4 + SO2 + H2O 8) HCl/конц/ + MnO2→ Cl2 + MnCl2 + H2O 9) HCl/конц/ + KMnO4→Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O 10) HCl/конц/ + PbO2→ Cl2 + PbCl2 + H2O 11) HCl/конц/ + CrO3 → Cl2 + CrCl3 + H 2O 12) HCl/конц/ + K2Cr2O7→ Cl2 + CrCl3 + KCl + H2O 13) Zn + H2SO4/конц/ → ZnSO4 + H2S + H2O 14) CuS + HNO3→ S + Cu(NO3)2 + NO + H2O 15) Cu2O + HNO3→ Cu(NO3)2 + NO + H2O 16) CuS + HNO3/конц/→ H2SO4 + Cu(NO3)2 + NO2 + H2O 17) FeS + HNO3/конц/→ Fe(NO3)2 + H2SO4 + NO2 + H2O 18) MnS + HNO3→ S + NO + Mn(NO3)2 + H2O 28 19) FeSO4 + HNO3→ Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + NO2 + H2O 20) MnS + HNO3/конц/→H2SO4 + NO2 + Mn(NO3)2 + H2O 21) Ag + HNO3/конц/→ AgNO3 + NO2 + H2O 22) Zn + HNO3→ Zn(NO3)2 + NO + H2O 23) Mg + HNO3/очень разб./→ Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O 24) Fe + HNO3→ Fe(NO3)3 + NO + H2O 25) S + HNO3→ H2SO4 + NO 26) H2S + HNO3→ S + NO2 + H2O 27) Cu + HNO3/разб/→ Cu(NO3)2 + NO + H2O 28) Sn + HNO3/конц/→ H2SnO3 + NO2 + H2O 29) Fe + H2SO4/конц/→ Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O 30) K2S + HNO3→ S + NO + KNO3 +H2O 48. Окислительно- восстановительная реакция выражается ионным уравнением. Укажите, какой ион является окислителем, какой – восстановителем. Составьте ионно-электронные и молекулярные уравнения. 1). Bi + NO3– + H+ → Bi +3 + NO + H2O 2) Fe+2 + ClO3– + H+ → Fe+3 + Cl– + H2O 3) Cr+3 + BiO3– + H+ → Bi +3+ Cr2O72- + H2O 4) SO2 + Cr2O72- + H+ → Cr+3 + SO42-+ H2O 5) Cl– + MnO4–+ H+ → Cl2 + Mn+2 + H2O 6) H2O2 + MnO4–+ H+ → O2 + Mn+2 + H2O 7) I– + NO2– + H+ → I2 + NO + H2O 8) Br–+ Cr2O72- + H+ → Cr+3+ Br2+ H2O 9) I– + H2O2 + H+ → I2 + H2O 10) Cl2 + OH– → Cl– + ClO3–+ H2O 11) H2S + MnO4–+ H+ → S + Mn+2 + H2O 12) Cl– + MnO2 + H+ → Cl2 + Mn+2 + H2O 13) Mg + NO3– + H+ → Mg +2 + NH4+ + H2O 29 14) ClO3–+ SO32- + + H+ → Cl–+ SO42- + H2O 15) NO2– + MnO4–+ H+ → NO3– + Mn+2 + H2O 16) Br2 + OH– → Br– + BrO3–+ H2O 17) Sn+2 + BrO3– + H+ → Br2+ Sn+4+ H2O 18) Cu + NO3– + H+ → Cu +2 + NO2 + H2O 19) Cr2O72- + H+ + Fe+2 → Cr+3+ Fe+3 + H2O 20) Br– + MnO4–+ H+ → Br2 + Mn+2 + H2O 21) Pb + + NO3– + H+ → Pb +2 + NO + H2O 22) Mn+2 + ClO3–+ OH– → MnO42–+ Cl–+ H2O 23) Bi + NO3– + H+ → Bi3+ + NO + H2O 24) Cr2O72– + I– + H+ → Cr3+ + I2 + H2O 25) CrO2- + Br2 + OH-→ CrO4 2– Br- + H2O 26) SO32– + Ag+ + OH– → SO42– + Ag + H2O 27) Fe2+ + MnO4– + H+ → Fe3+ + Mn2+ + H2O 28) MnO4– + I– + H+ → I2 + Mn2+ + H2O 29) MnO4– + SO3- + H2O → MnO2 + SO42- + OH- 30) MnO4– + OH– +SO32– → SO42– + MnO42– + H2O 30 ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ОПЫТ 1. К 1 мл раствора перманганата калия (KMnO4) добавьте 1 мл раствора H2SO4 (1М) и 1 мл раствора иодида калия (KI). Докажите выделение йода реакцией с крахмалом. Запишите уравнение реакции, если KMnO4 восстанавливается до MnSO4. Подберите коэффициенты, укажите окисленные и восстановленные формы веществ. Рассчитайте константу равновесия реакции. К каким веществам по своей окислительно-восстановительной активности относится KMnO4? Ответ обоснуйте. ОПЫТ 2. В одну пробирку налейте 1мл 0,1 М раствора KMnO4, в другую столько же 0,05М раствора K2Cr2O7. В каждую из пробирок добавьте по 1мл 1М раствора H2SO4 и по 1мл раствора Na2S (под тягой!). Объясните наблюдения. Рассчитайте ΔG0х.р и сравните окислительную способность KMnO4 и K2Cr2O7 на основе стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Схемы реакций: MnO4- + 8H+ + S2- → Mn2+ + S↓ + 4H2О Cr2O7- + 14H+ + S2- → 2Cr3+ + S↓ + 7H2O Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте вывод о свойстве сульфид-иона S2-. ОПЫТ 3. В пробирку налейте 1 мл свежеприготовленного раствора сульфата железа (II) (соль Мора- FeSO4∙(NH4)2SO4∙6H2O). Добавьте 1 мл раствора H2SO4 (1М) и 1 мл 5% раствора Н2О2. Наблюдайте изменение окраски раствора. Проверьте наличие в растворе ионов Fe3+. Одной из качественных реакций на ионы Fe3+ служит образование кроваво-красного раствора Fе(SCN)3. Для этого к содержимому пробирки добавьте 2 капли раствора KSCN. Если произошла реакция, то цвет раствора должен измениться на красный. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. 31 ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ОПЫТ 4. Нагрейте в пробирке небольшое количество нитрата свинца (II) до появления бурого газа NO 2, образования моноксида свинца и кислорода. Составьте полное уравнение, используя метод электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. ОПЫТ 5. В сухую пробирку поместите 0,5 г бихромата аммония. Нагрейте соль пламенем горелки до начала реакции. Наблюдайте образование темно-зеленого порошка оксида хрома (III). В реакции также выделяется свободный азот. Составьте полное уравнение, используя метод электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. ОПЫТ 6. Нагрейте в пробирке (под тягой!) 1г Cu(NO3)2*3H2O. Соль сначала обезвоживается (теряет окраску), затем разлагается на CuO, NO2 и O2. Отметьте происходящие изменения. Составьте полное уравнение, используя метод электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель. ОПЫТ 7. Налейте в пробирку 2 мл 0,5М раствора H2SO4 и столько 0,5 М раствора тиосульфата натрия ( Na2S2O3). Объясните появление в растворе желтой мути. Составьте полное уравнение реакции, используя метод электронно-ионных уравнений. Укажите окислитель и восстановитель. РЕАКЦИИ ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ ОПЫТ 8. В пробирку насыпать несколько кристаллов KNO2 и добавить 2мл воды до полного растворения соли. К полученному раствору добавить 1мл 1М раствора H2SO4. Наблюдайте выделение бурого газа. Запишите уравнения реакций взаимодействия нитрита калия и серной кислоты с образованием азотистой кислоты (HNO2) и реакцию последующего разложения HNO2 на NO, NO2 и воду. Какая из этих реакций является окислительно-восстановительной? Составьте полные уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель. 32 ОПЫТ 9. Поместить в пробирку несколько кристаллов йода и обработать его небольшим объемом 20% раствора NaOH. Перемешать содержимое пробирки до полного растворения йода. Обратите внимание на обесцвечивание раствора. Самоокисление-самовосстановление йода происходит в щелочной среде. (Содержимое пробирки оставить для опыта 10.) Составьте уравнение реакции: I2 + NaOH → NaIO3 + ….. Используя метод электронно-ионных уравнений, подберите коэффициенты в уравнении. Укажите окислитель и восстановитель. РЕАКЦИИ КОНПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ ОПЫТ 10. К содержимому пробирки ( из опыта 9) прибавить 2 мл 1М раствора серной кислоты до появления бурой окраски раствора. Пользуясь раствором крахмала, доказать, что бурая окраска вызвана процессом образования свободного иода: NaIO3 + NaI + H2SO4 → I2 + …. К раствору добавить несколько капель бензола (толуола). Пробирку встряхнуть и наблюдать изменение окраски бензольного кольца, обусловленного экстракцией иода (переход иода из водной фазы в органическую). Составьте полное уравнение, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель. ОПЫТ 11. К 1 мл раствора сульфата марганца (MnSO4) прибавить по каплям раствор перманганата калия (KMnO4). Наблюдать образование бурого осадка MnO2. Составьте полное уравнение реакции, используя метод ионно-электронных уравнений, укажите окислитель и восстановитель. 33 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ ДВОЙСТВЕННОСТЬ ВЕЩЕСТВ ОПЫТ 12. В одну пробирку налейте 3-5 капель 1 М KI и столько же 2н H2SO4, а в другую – 2-3 капли 1 М KMnO4 и 2-3 капли концентрированной H2SO4. В каждую пробирку добавьте по 3-5 капель пероксида водорода H2O2. Что наблюдаете? Схемы реакций: H2O2 + I- → I2 + H2O; H2O2 + MnO4- → Mn2+ + O2↑ + H2O. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах H2O2. ОПЫТ 13. Какие окислительно-восстановительные свойства характерны для нитрита натрия NaNO2? Может ли он быть восстановителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий окислитель: KMnO4, KI, KNO3. Налейте в пробирку 2мл раствора NaNO2, добавьте 1 мл разбавленной серной кислоты и добавьте раствор выбранного восстановителя. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Может ли NaNO2 быть окислителем? Если да, выберите на основании стандартных электродных потенциалов в ряду веществ подходящий восстановитель: FeCl3, KI, H2O2. В пробирку налейте 2 мл раствора выбранного восстановителя, добавьте 1 мл раствора H2SO4 и несколько кристаллов соли NaNO2. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. ВЛИЯНИЕ рН НА ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОПЫТ 14. Налейте в две пробирки по 1 мл раствора бихромата калия 34 K2Cr2O7, в первую добавьте 3-5 капель разбавленной серной кислоты, а во вторую – 3-5 капель разбавленного раствора NaOH. Обратите внимание на изменение цвета во второй пробирке (бихромат переходит в хромат). Добавьте в обе пробирки по нескольку кристаллов соли КNO2. Объясните наблюдаемое. Запишите уравнения реакций, считая, что бихромат переходит в соединения хрома (III), а хромат (вторая пробирка) взаимодействует по схеме CrO42- + NO2- → [Cr(OH)6]3- + NO3-. Составьте полные уравнения реакций, используя ионно-электронный метод. Определите окислитель и восстановитель. ОПЫТ 15 . Налейте в 3 пробирки по 3-4 капли водного раствора KMnO4,добавьте в одну разбавленной серной кислоты, во вторую – концентрированный раствор щелочи NaOH) (20%), в третью – немного дистиллированной воды. Затем в каждую пробирку добавьте несколько кристаллов сульфита натрия Na2SO3. Объясните свои наблюдения, если в кислой среде ионы MnO4- восстанавливаются до Mn2+, в нейтральной – до MnO2, в щелочной – до MnO 42-. Выпишите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов этих процессов. В какой среде окислительные свойства MnO4- выражены сильнее? 35 ВАРИАНТЫ ЗАДАНИЙ
36 |