 |
Задачи для самостоятельного решения
|
|
|
|
1. Можно ли при стандартных условиях восстановить ионы Fe 3+ ионами таллия Tl + по реакции
2 Fe 3+ + Tl + ® 2 Fe 2+ + Tl 3+?
2. Могут ли при стандартных условиях находиться одновременно в растворе селенистая H 2 SeO 3 и иодоводородная HI кислота?
3. Какие из приведенных реакций могут самопроизвольно протекать в нейтральном водном растворе:
а) MnO 4- + Cl - ® MnO 2 + Cl 2;
б) MnO 4- + Br - ® MnO 2 + Br 2;
в) MnO 4- + I - ® MnO 2 + I 2 ?
4. Можно ли при стандартных условиях окислить хлором сульфат железа (II) в сульфат железа (III)?
5. Можно ли металлическим цинком восстановить хлорид железа (III) в хлорид железа (II)?
6. Сопоставьте устойчивость растворов гидроксидов железа (II) и кобальта (II) к окислению кислородом воздуха по реакциям:
4 Fe(OH) 2 + O 2 + 2 H 2 O ® 4 Fe(OH) 3 ,
4 Co(OH) 2 + O 2 + 2 H 2 O ® 4 Co(OH) 3.
7. Может ли при стандартных условиях идти реакция
2 Fe 2+ + 2 Hg 2+ ® 2 Fe 3+ + Hg 22+?
8. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях:
2 KMnO 4 + 16 HF ® 2 MnF 2 + 5 F 2 + 2 KF + 8 H 2 O.
9. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях:
2 KMnO 4 + 16 HBr ® 2 MnBr 2 + 5 Br 2 + 2 KBr + 8 H 2 O.
10. Может ли самопроизвольно идти реакция
FeO 42- + 8 H + + 2 Br - ® Fe 3+ + Br 2 + 4 H 2 O?
11. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях:
AsO 43- + 2 H 2 O + 2 I - ® AsO 2- + I 2 + 4 OH - .
12. Вычислите константу равновесия реакции:
2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 8H 2 O.
13. Определите направление реакции при стандартных условиях:
2 KMnO 4 + 5 H 2 S + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + 2 S + K 2 SO 4 + 8H 2 O.
14. Какие из приведенных ниже систем:
Co 3+ + e - = Co 2+; Pb 4+ + 2 e - = Pb 2+; I 2 + 2 e - = 2 I - -
будут восстановителем, если в качестве окислителя использовать кислый раствор KMnO 4 (pH=1):
MnO 4- + 8 H + + 5 e - = Mn 2+ + 4 H 2 O?
15. Может ли KNO 2 быть восстановителем? Окислителем? Используя таблицу значений стандартных окислительно – восстановительных потенциалов, приведите схемы возможных реакций.
|
|
|
16. Можно ли окислить ионы железа (II) ионами Sn 4+ при стандартных условиях по схеме 2 Fe 2+ + Sn 4+ ® 2 Fe 3+ + Sn 2+?
17. Вычислите константу равновесия реакции
H 3 AsO 4 + 2 HI ® HAsO 2 + I 2 + 2 H 2 O.
Можно ли считать, это равновесие практически полностью смещенным вправо?
18. Какой из металлов: цинк, марганец или хром - легче взаимодействует с разбавленной HCl? Ответ дайте на основание расчета.
19. Определите направление процессов при стандартных условиях:
I 2 + H2O = HIO 3 + HI,
I 2 + KOH = KIO 3 + KI +H 2 O.
20. В водном растворе 
моль/л, 
моль/л, 
. В каком направлении самопроизвольно протекает реакция
2 FeCl 3 + Hg ® 2 FeCl 2 + HgCl 2?
21. Можно ли восстановить хлорид олова (IV) в хлорид олова (II) по реакциям: SnCl 4 + 2 KI = SnCl 2 + I 2 + 2 KCl,
SnCl 4 + H 2 S = SnCl 2 + S + 2 HCl.
Обоснуйте свой ответ расчетом констант равновесий реакций.
22. Рассчитайте при стандартных условиях константу равновесия реакции
2KMnO 4 + 5HBr + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 +5HBrO + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
23. Рассчитайте эквиваленты KMnO 4, если в реакциях он восстанавливается до: а) K 2 MnO 4; б) MnO 2 в) MnSO 4.
24. Рассчитайте молярные массы эквивалентов бихромата калия, если он участвует в реакциях:
K 2 Cr 2 O 7 + BaCl 2 + CH 3 COOK + H 2 O ® BaCrO 4 ¯ + CH 3 COOH + KCl;
K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 3 + H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
25. Приведите пример окислительно – восстановительной реакции, потенциал которой зависит от pH среды, напишите уравнения для расчета окислительно – восстановительного потенциала для этой реакции.
26. Можно ли в качестве окислителя в кислой среде использовать K 2 Cr 2 O 7 в следующих процессах при стандартных условиях:
а) 2F - - 2e = F 2; б) 2Cl - - 2e = Cl 2
в) 2Br - - 2e = Br 2; г) 2I - - 2e = I 2.
Стандартный окислительно – восстановительный потенциал системы Cr 2 O 72- + 14H + + 6e = 2Cr 3+ + 7H 2 O равен 1,33В.
27. Можно ли использовать KMnO 4 в качестве окислителя в следующих процессах при стандартных условиях:
|
|
|
а) HNO 2 + H 2 O –2e = NO 3- + 3H +;
б) 2H 2 O – 2e = H 2 O 2 + 2H +;
в) H 2 S – 2e = S + 2H +?
28. В каком направлении будет протекать реакция
CrCl 3 + Br 2 + KOH = K 2 CrO 4 + KBr + H 2 O + KCl?
29. Возможна ли реакция между KClO 3 и MnO 2 в кислой среде?
30. Какой из окислителей: MnO 2, PbO 2, K 2 Cr 2 O 7 – является наиболее эффективным по отношению к HCl с целью получения Cl 2?
31. Можно ли при стандартных условиях окислить в щелочной среде Fe 2+ в Fe 3+ c помощью хромата калия, если 
= - 0,21В?
32. Можно ли действием хромата калия в нейтральной среде окислить:
a) Fe 2+ до Fe 3+; г)Sn 2+ до Sn 4+;
б) SO 42- до S 2 O 82-; д) SO 32- до SO 42-;
в) Mn 2+ до MnO 4 -; е) NO 2- до NO 3- ?
Напишите уравнения окислительно – восстановительных реакций.
33. Электродный потенциал реакции
Cr 2 O 72- + 14 H + + 6e ® 2 Cr 3+ + 7 H 2 O
равен +1,33 В. Какие из следующих процессов возможны, если в качестве окислителя использовать кислый раствор бихромата:
a) 2 Br - - 2e ® Br 2;
б) 2 Cl - - 2e ® Cl 2;
в) H 2 S – 2e ® 2 H + + S;
г) Mn 2+ + 4 H 2 O – 5e ® MnO 4- + 8 H +;
д) HNO 2 + H 2 O – 2e ® NO 3- + 3 H +?
34. Будет ли протекать реакция, в которой Cr 3+ окисляется до Cr 2 O 72-, а разбавленная HNO 3 восстанавливается до NO?
35. При окислении соляной кислоты диоксидом марганца или перман-ганатом калия образуется хлор. Процессы идут по схемам:
MnO 2 + HCl ® MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O;
KMnO 4 + HCl ® MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O.
В каком случае получится больше хлора, если для той и для другой реакции взять равные количества соляной кислоты?
36. На основании значений окислительно – восстановительных потенциалов процессов восстановления перманганат – иона MnO 4- в кислой, нейтральной и щелочной средах укажите, в каком случае ион MnO 4- проявляет более высокую окислительную способность.
37. В каком направлении будет протекать реакция
CuS + H 2 O 2 + HCl ® CuCl 2 + S + H 2 O?
38. Можно ли при стандартных условиях окислить хлористый водород до Сl 2 c помощью серной кислоты?
39. Вычислите окислительно – восстановительный потенциал для системы
MnO 4- + 8 H + +5e ® Mn 2+ + 4 H 2 O,
если 
, 
, 
моль/л.
40. Рассчитайте ЭДС окислительно – восстановительной системы
6 Fe 2+ + ClO 3- + 6 H + ® Cl - + 6 Fe 3+ + 3 H 2 O,
если pH = 3, а концентрация ионов Fe 2+, ClO 3-, Cl - и Fe 3+ соответственно равны: 10 -2, 10 -1, 1,0, 2,0 моль/л.
41. Вычислите при стандартных условиях ЭДС окислительно – восстановительной системы, состоящей из электродов S/H 2 S и NO 3- /NO. Напишите уравнение протекающей реакции.
42. Какова нормальность 1,5М KBrO: а) как восстановителя, если KBrO окисляется до KBrO 3; б) как окислителя, если KBrO восстанавливается до KBr?
|
|
|
43. Какой объем 2н HCl необходим для взаимодействия с 0.25 моля K 2 Cr 2 O 7 по реакции
HCl + K 2 Cr 2 O 7 ® KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O?
Какой объем хлора при этом выделится?
44. Сколько граммов алюминия можно окислить с помощью 0,1л 0,25н раствора K 2 Cr 2 O 7 по реакции
Al + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ® Al 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O?
45. В водном растворе 
моль/л, 
моль/л, 
Какая из указанных реакций будет протекать:
а) 2 FeCl 3 + Hg = 2 FeCl 2 + HgCl 2;
б) 2 FeCl 2 + HgCl 2 = 2 FeCl 3 + Hg?
46. Вычислите константы равновесия реакций:
а) SnCl 4 + 2 TiCl 3 = SnCl 2 + 2 TiCl 4;
б) SnCl 4 + 2 CrCl 2 = SnCl 2 + 2 CrCl 3.
В какой из двух систем достигается более полное восстановление Sn 4+ в Sn 2+ и во сколько раз?
47. Какая кислота выполняет в реакции H 2 SeO 3 + H 2 SO 3 функцию окислителя, а какая - восстановителя?
48. Какая масса перманганата калия потребуется для окисления сульфита калия массой 8 г, находящегося в нейтральном растворе?
49. Хватит ли раствора массой 120 г с массовой долей перманганата калия 4% для окисления раствора массой 50 г с массовой долей сульфита натрия 3%, который содержит также гидроксид калия?
50. Какой объем сероводорода, измеренный при нормальных условиях, прореагирует с раствором молекулярного иода массой 154г, массовая доля I2 в котором составляет 2%?
51. На полное обесцвечивание раствора молекулярного йода затратили раствор массой 76 г с массовой долей сульфата железа (II) 10%. Какая масса йода содержалась в исходном растворе?
52. В каких из указанных ниже веществ марганец может проявлять только восстановительные свойства, или только окислительные, или те и другие: KMnO4, MnO2, Mn2O7, Mn, K2MnO4, MnO?
53. Определить эквивалент и эквивалентную массу перхлората калия KClO4, если он восстанавливается до оксида хлора (IV).
54. Какие из приведённых ниже реакций могут протекать самопроизвольно: а) H3PO3+2AgNO3+H2O = 2Ag+2HNO3+H3PO4;
б) H3PO3+SnCl2+H2O = 2HCl+Sn+H3PO4?
55. Какова будет эквивалентная масса H2SO4 в реакции
2KBr+H2SO4(конц.)=Br2+SO2+K2SO4 + H2O?
56. Вычислить эквивалент и зквивалентную массу сероводорода, если он окисляется до серной кислоты.
|
|
|
57. Сколько эквивалентов КI необходимо для восстановления в кислой среде 1 моля: а) К2Сr2О7, б) KMnO4?
58. Какую массу сероводорода можно окислить до свободной серы одним граммом иода?
59. Какую массу сульфата железа (II) можно окислить в кислой среде с помощью 20 мл 0,1 н. раствора перманганата калия?
60. Вычислить массу иода и измеренный при нормальных условиях объем монооксида азота, выделившихся при добавлении 30 мл 0,2 н. раствора KNO2 к избытку подкисленного раствора КI.
61. Чему равна нормальность 10% (масс.) раствора KIO3 (r = 1,052 г/мл), если он восстанавливается до свободного иода?
62. Железная пластинка погружена в раствор CuSO4. После окончания реакции масса пластинки увеличилась на 2 грамма. Найти массу выделившейся из раствора меди.
63. Подберите коэффициенты в следующих уравнениях окислительно – восстановительных реакций. Укажите окислитель и восстановитель. Какой из элементов окисляется, какой восстанавливается?
1. Al + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ® Al 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
2. Al + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® Al 2 (SO 4) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
3. MnO 2 + KClO 3 + KOH ® K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O.
4. Bi 2 O 3 + Br 2 +KOH ® KBiO 3 + KBr + H 2 O.
5. SnCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl ® SnCl 4 + CrCl 3 + KCl + H 2 O.
6. MgI 2 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + MgSO 4 + H 2 O.
7. I 2 + NaOH ® NaIO + NaI + H 2 O.
8. H 2 S + HClO ® S + HCl + H 2 O.
9. CrCl 3 + Br 2 +KOH ® K 2 CrO 4 + KBr + KCl + H 2 O.
10. KNO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ® KNO 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
11. MnSO 4 + KClO 3 + KOH ® K 2 MnO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O.
12. SO 2 + FeCl 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 + FeCl 2 + HCl.
13. H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ® S + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.
14. H 2 SO 3 + HIO 3 ® H 2 SO 4 + HI.
15. Zn + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
16. KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 ® Br 2 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
17. SO 2 + KMnO 4 + H 2 O ®K 2 SO 4 + MnO 2 + H 2 SO 4.
18. KI + KMnO 4 + NaOH ® I 2 + K 2 MnO 4 + Na2MnO 4 + H 2 O.
19. MnO 2 + H 2 SO 4 ® MnSO 4 + O 2 + H 2 O.
20. FeSO 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
21. KNO 2 + KMnO 4 + KOH ® KNO 3 + K 2 MnO 4 + H 2 O.
22. K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 ® S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
23. K 2 MnO 4+ H 2 O ® MnO 2 + KMnO 4 + KOH.
24. NaCrO 2 + H 2 O 2 + NaOH ® Na 2 CrO 4 + H 2 O.
25. P + HNO 3 + H 2 O ® H 3 PO 4 + NO.
26. KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 ® S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O.
27. Fe 2 O 3 + KNO 3 + KOH ® K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2 O.
28.KI + KNO2 + H2SO4 ® I2 + K2SO4 + H2O + NO.
29.KMnO4 + NaNO2 + H20 ® MnO2 + NaNO3 + KOH.
30.AgNO3 + PH3 + H2O ® Ag + H3PO4 + HNO3.
64. Составьте полные уравнения реакций, учитывая, что либо окислитель, либо восстановитель являются также и средой.
1. KI + H 2 SO 4 (конц.) ® I 2 + H 2 S + K 2 SO 4 + H 2 O.
2. KBr + H 2 SO 4 (конц.) ® Br 2 + H 2 S + K 2 SO 4 + H 2 O.
3. NaBr + H 2 SO 4 (конц.) ® Br 2 + SO 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O.
4. Mg + H 2 SO 4 (конц.) ® MgSO 4 + S + H 2 O.
5. Al + H 2 SO 4 (конц.) ® Al 2 (SO 4) 3 + H 2 S + H 2 O.
6. Cu + H 2 SO 4 (конц.) ® CuSO 4 + SO 2 + H 2 O.
7. Ag + H 2 SO 4 (конц.) ® Ag 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O.
8. HCl (конц.) + MnO 2 ® MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.
9. HCl (конц.) + KMnO 4 ® MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O.
10. HCl (конц.) + PbO 2 ® PbCl 2 + Cl 2 + H 2 O.
11. HCl (конц.) + CrO 3 ® CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O.
12. HCl (конц.) + K 2 Cr 2 O 7 ® CrCl 3 + KCl + Cl 2 + H 2 O.
13. Zn + H 2 SO 4 (конц.) ® ZnSO 4 + H 2 S + H 2 O.
14. CuS + HNO 3 ® S + Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O.
15. Cu 2 S + HNO 3 ® H 2 SO 4 + Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O.
16. Cu 2 S + HNO 3 (конц.) ®Cu(NO 3) 2 + NO2 + H 2 O+ H 2 SO 4.
17. CuS + HNO 3 (конц.) ® H 2 SO 4 + Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O.
|
|
|
18. FeS + HNO 3 (конц.) ® H 2 SO 4 + Fe(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O.
19. MnS + HNO 3 ® S+ Mn(NO 3) 2 + NO + H 2 O.
20. FeSO 4 + HNO 3 (конц.) ® Fe 2 (SO 4) 3 + Fe(NO 3) 3 + NO 2 + H 2 O.
21. MnS + HNO 3 (конц.) ® H 2 SO 4 + Mn(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O.
22. Ag + HNO 3 (конц.) ®AgNO 3 + NO 2 + H 2 O.
23. Zn + HNO 3 ® Zn(NO 3) 2 + NO + H 2 O.
24. Mg + HNO 3 (оч. разб.) ® Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O.
25. Fe + HNO 3 ®Fe(NO 3) 3 + NO + H 2 O.
26. S + HNO 3 ® H 2 SO 4 + NO.
27. K 2 S + HNO 3 ® S + NO + H 2 O+KNO3.
28. K 2 S + H2SO4 ® K2SO4 + S + H2O.
29. Cu + HNO3(конц) ® Cu(NO3)2 + NO2 + H2O.
30. Cu + HNO3 ® Cu(NO3)2 + NO + H2O.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Вариант 1
Опыт 1. В пробирку с 2 мл концентрированного раствора гидроксида натрия поместите кусочек алюминия и нагрейте. Наблюдайте выделение газа. Запишите уравнение реакции, подберите коэффициенты и определите тип реакции.
Опыт 2. К 3 – 4 каплям подкисленного серной кислотой раствора перманганата калия добавьте несколько капель раствора иодида калия. Докажите выделение иода реакцией с крахмалом. Запишите уравнение реакции, если KМnO 4 восстанавливается до MnSO 4, подберите коэффициенты, укажите окисленные и восстановленные формы веществ. Рассчитайте константу равновесия реакции. К каким веществам по своей окислительно – восстановительной активности относится KМnO 4? Ответ обоснуйте.
Опыт 3. Выпишите из таблицы окислительно – восстановительные потенциалы пар MnO 4- /Mn 2+ в кислой среде и MnO 4- / MnO 2 в нейтральной среде Что можно сказать о влиянии кислотности среды на окислительную активность этих веществ? Проведите реакцию между порошком MnO 2 и концентрированной соляной кислотой. Опыт проводите под тягой! Объясните свои наблюдения, запишите уравнение реакции, подберите коэффициенты.
Опыт 4. Нагрейте в пробирке небольшое количество нитрата свинца до появления бурого газа NO 2, образования монооксида свинца и кислорода. Запишите уравнения реакции, определите тип реакции.
Вариант 2
Опыт 1. В сухую пробирку поместите 0,5г бихромата аммония. Нагрейте соль пламенем горелки до начала реакции. Наблюдайте образование темно – зеленого порошка оксида хрома (III). В реакции также выделяется свободный азот. Запишите уравнения реакции, подберите коэффициенты, определите тип реакции.
Опыт 2. К 3 – 4 каплям раствора перманганата калия добавьте несколько капель серной кислоты и 5 капель пероксида водорода. Обесцвечивание раствора говорит о переходе KМnO 4 в MnSO 4. Какие еще вещества являются продуктами этой реакции? Какие свойства /окислителя или восстановителя/ проявляет пероксид водорода?
Опыт 3. Возьмите раствор сульфата железа (II). Подберите из ряда веществ (хлорная вода (Cl 2), бромная вода (Br 2), KМnO 4, KNO 2) те, которые могут окислить его до соединения железа (III). Ответ обоснуйте. Проведите опыт с одним из возможных окислителей, запишите уравнения реакции, подберите коэффициенты.
Опыт 4. В пробирку налейте 1,5 – 2 мл тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 и по каплям добавляйте серную кислоту до образования мутного раствора (выделится сера, образуется сернистая кислота и сульфат натрия). Составьте полное уравнение реакции, определите тип реакции.
Вариант 3
Опыт 1. Поместите в пробирку немного порошка сульфита натрия. Пробирку нагрейте в течение 5 минут. Дайте охладиться и растворите содержимое пробирки в 1 мл дистиллированной воды. Раствор разделите на две части. К одной части добавьте несколько капель раствора соли кадмия. Наблюдайте образование желтого осадка CdS. К другой части раствора добавьте несколько капель хлорида бария. Наблюдайте образование белого осадка BaSO 4. Запишите уравнения реакций. Объясните тип реакции, при которой происходит разложение сульфита натрия.
Опыт 2. К нескольким каплям подкисленного серной кислотой раствора KМnO 4 прилейте несколько капель раствора сульфита натрия Na 2 SO 3. Наблюдайте обесцвечивание раствора вследствие перехода KМnO 4 в MnSO 4 Какие окислительно – восстановительные свойства характерны для сульфита натрия? Почему? Запишите уравнения реакции, подберите коэффициенты.
Опыт 3. Вам необходимо окислить сероводород H 2 S. Для этого налейте в пробирку немного сероводородной воды. Подберите наиболее энергичный окислитель, исходя из значений электродных потенциалов и веществ, имеющихся в лаборатории. Запишите уравнения возможной реакции, подберите коэффициенты. Проделайте опыт (под тягой!).
Опыт 4. В одну пробирку налейте 5 – 6 капель 0,1М раствора KМnO 4, в другую столько же 0,05М раствора K 2 Cr 2 O 7. В каждую добавьте столько же 2н. раствора H 2 SO 4 и по 3 – 4 капли (под тягой) сероводородной воды. Объясните наблюдения. Схемы реакций:
MnO 4- + H 2 S ® Mn 2+ + S¯ + 2H +;
Cr 2 O 72- + H 2 S ® 2Cr 3+ + S¯ + H 2 O.
Составьте полные уравнения реакций, используя ионно – электронный метод. Сделайте вывод о свойстве сероводорода.
Вариант 4
Опыт 1. Возьмите две пробирки. В одну поместите медный порошок или медные стружки, в другую поместите кусочек цинка. Прилейте (под тягой!) в пробирки концентрированной серной кислоты. В первой пробирке появляется голубое окрашивание за счет CuSO 4 и выделяется газ SO 2, во второй пробирке - ZnSO 4 и газ сероводород. Запишите уравнения реакций, подберите коэффициенты. Что можно сказать о восстановительной активности меди и цинка? Ответ обоснуйте. Определите тип реакций.
Опыт 2. Налейте в две пробирки по 3 – 4 капли раствора бихромата калия K 2 Cr 2 O 7, добавьте в одну пробирку 2 – 3 капли разбавленной серной кислоты, в другую 2 – 3 капли разбавленного раствора щелочи. Обратите внимание на изменение цвета во второй пробирке: бихромат переходит в хромат. Добавьте в обе пробирки нитрита натрия NaNO 2. Объясните наблюдаемое. Запишите уравнения реакций, считая, что бихромат переходит в соединение хрома (III), а хромат (вторая пробирка) взаимодействует по схеме
CrO 42- + NO 2- ® [Cr(OH) 6 ] 3- + NO 3-.
Подберите коэффициенты. Какие свойства (окислительные или восстановительные) проявляет нитрит натрия в реакциях?
Опыт 3. К раствору FeSO 4 прилейте раствор NaOH. Что наблюдается? Что происходит после взаимодействия полученного осадка с кислородом воздуха? Составьте уравнение реакции и объясните результаты опыта.
Опыт 4. Нагрейте в пробирке небольшое количество нитрата калия до образования нитрита калия KNO 2 и кислорода (проверить тлеющей лучинкой). Запишите уравнение реакции, определите тип реакции.
Вариант 5
Опыт 1. Нагрейте в пробирке (под тягой) 1г Cu(NO 3) 2 × 3H 2 O. Соль сначала обезвоживается, затем разлагается на СuO, NO 2 и O 2. Запишите уравнение реакции, свои наблюдения и подберите коэффициенты. Определите тип реакции.
Опыт 2. Налейте в 3 пробирки по 3 – 4 капли водного раствора KМnO 4, добавьте в одну несколько капель разбавленной серной кислоты, во вторую - разбавленной щелочи, в третью – немного дистиллированной воды. Добавьте во все пробирки раствора нитрита натрия NaNO 2. Приведите стандартные окислительно – восстановительные потенциалы для систем:
кислая среда: МnO 4- + 8H + + 5e ® Mn 2+ + 4H 2 O;
нейтральная среда: МnO 4- + 2H 2 O + 3e ® MnO 2 + 4OH -;
щелочная среда: MnO 4- + e ® MnO 42-.
В какой среде свойства иона МnO 4- выражены сильнее? Отметьте свои наблюдения. Запишите уравнения реакций и подберите коэффициенты.
Опыт 3. Проведите реакции взаимодействия двух металлов (активного и менее активного) с концентрированной и разбавленной азотной кислотой. Какие продукты могут при этом получиться? Обоснуйте ответ, исходя из значений электродных потенциалов. Запишите уравнения реакций, подберите коэффициенты.
Опыт 4. В одну пробирку налейте 3 – 5 капель 1М раствора KI и столько же 2н. раствора H 2 SO 4, а в другую - 2 – 3 капли 1М раствора KМnO 4 и 2 – 3 капли концентрированной H 2 SO 4. В каждую пробирку добавьте 2 – 3 капли пероксида водорода H 2 O 2. Что наблюдаете? Схемы реакций:
H 2 O 2 + I - ® I 2 + H 2 O;
H 2 O 2 + MnO 4- ® Mn 2+ + O 2 + H 2 O.
Составьте полные уравнения реакций, используя ионно– электронный метод. Сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах H 2 O 2.
Вариант 6
Опыт 1. К нескольким каплям раствора хлорида железа (III) FeCl 3 добавьте (под тягой) несколько капель сероводородной воды. Наблюдайте помутнение раствора вследствие выделения серы. Запишите уравнение реакции, исходя из окислительно – восстановительных потенциалов; укажите окисленные и восстановленные формы веществ. Подберите коэффициенты. Определите тип реакции.
Опыт 2. К нескольким каплям раствора иодида калия добавляйте по каплям хлорную воду (Cl 2). Наблюдайте выпадение иода и дальнейшее обесцвечивание раствора вследствие окисления иода до иона IO 3-. Запишите уравнения реакций. На основании значений окислительно–восстановительных потенциалов составьте сравнительный ряд окислительно – восстановительной активности галогенов (F 2, Cl 2, Br 2, I 2).
Опыт 3. Назовите, какие вы знаете наиболее сильные восстановители. Запишите их окислительно – восстановительные потенциалы. Проведите реакции между цинком, медью, железом и разбавленной азотной кислотой. Запишите уравнения реакций. Расположите металлы по убыванию их восстановительной активности.
Опыт 4. Нагрейте в пробирке небольшое количество перманганата калия KМnO 4 до образования манганата калия K 2 МnO 4. Запишите уравнение реакции. Определите тип реакции.
Вариант 7
Опыт 1. В одну пробирку положите кусочек серы, в другую – угля. В каждую пробирку прилейте по 2 мл концентрированной серной кислоты. Осторожно (под тягой) нагрейте. Исследуйте выделяющиеся газы лакмусовой бумагой. Запишите уравнения реакций. Может ли серная кислота проявлять восстановительные свойства? Ответ обоснуйте.
Опыт 2. Возьмите две пробирки. В одну налейте немного раствора би-хромата калия K 2 Cr 2 O 7, в другую – раствора нитрита натрия NaNO 2. Возможно ли совместное существование этих веществ в растворе? Ответ обоснуйте. Слейте растворы в одну пробирку. Объясните свои наблюдения. Запишите уравнения реакций, подберите коэффициенты.
Опыт 3. Какие окислительно–восстановительные свойства характерны нитриту натрия NaNO 2? Может ли он быть окислителем? Если да, выберите в ряду веществ подходящий восстановитель: KМnO 4, KI, KNO 3. Запишите уравнение возможной реакции. Налейте в пробирку раствор NaNO 2, подкислите его разбавленной серной кислотой и добавьте раствор восстановителя. Опыт проводите под тягой. Объясните свои наблюдения. Запишите уравнения реакций, подберите коэффициенты.
Опыт 4. В одну пробирку внесите 2 – 3 капли бромной воды /Br 2 / и 1 – 2 капли 25%-ного раствора NH 4 OH. Объясните свои наблюдения. Запишите уравнения реакций, учитывая, что одним из продуктов является свободный азот. В другую пробирку внесите 1 – 2 капли 1М KМnO 4 и 3 – 4 капли 25%-ного раствора NH 4 OH, подогрейте (под тягой!). Объясните наблюдения. Схема реакции:
MnO 4- + NH 4 OH ® MnO 2 + N 2 + H 2 O.
Составьте уравнения реакций. Сделайте вывод о роли аммиака в окислительно – востановительных процессах.
Вариант 8
Опыт 1. К подкисленному раствору соли железа (III) прилейте раствор иодида натрия NaI. Выделяется иод. Запишите уравнения реакции. Будет ли протекать реакция при сливании раствора соли железа (III) и раствора бромида натрия NaBr? Ответ обоснуйте.
Опыт 2. В три пробирки с раствором перманганата калия KМnO 4 добавьте разбавленную серную кислоту, такой же объем воды и концентрированный раствор щелочи. Затем в каждую пробирку добавьте раствор сульфита натрия Na 2 SO 3. Объясните свои наблюдения, если в кислой среде ионы MnO 4- восстанавливаются до Mn 2+, в нейтральной - до MnO 2, в щелочной - до MnO 42-. Выпишите значения стандартных окислительно – восстановительных потенциалов этих процессов. В какой среде окислительные свойства MnO 4- выражены сильнее?
Опыт 3. Могут ли совместно в растворе существовать следующие пары веществ: а) H 2 S и FeCl 3; б) FeCl 3 и SnCl 2? Ответ обоснуйте. Далее проделайте опыт. К раствору роданида калия KCNS или аммония прибавьте раствор хлорида железа (III). Отметьте цвет образовавшегося раствора, после чего прибавляйте к нему по каплям раствор хлорида олова (II). Что происходит? Объясните свои наблюде
|
|
|
