Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Пример билета тестового контроля.

Читайте также:
  1. IV. Постоянными примерами природы.
  2. V. ПРИМЕРЫ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЙ
  3. Z - преобразование (прямое и обратное, примеры).
  4. А теперь отгадайте, кто ей понравился и кто за ней интенсив­но ухаживал? Правильно! Именно он - единственный алкоголик в клинике. И таких примеров можно привести множество.
  5. А этот пример можно использовать учителям для переориентации поведения детей в школе. В него тоже вошли все Пять последовательных шагов.
  6. А. Пример тестового задания для текущего контроля знаний
  7. А.Д.: А вы о людях можете рассказать, с которыми служили вместе с вами? Вот Белоусов, например? Какой он человек был, черты характеа какие-то особенности?

1. Какие из перечисленных примеров относятся к процессам окисления:

1) КМnО4 ® K2МnО4; 2) Сl2 ® НClO3; 3) НNО3 ® NO; 4) Р ® Н2РО4-?

2. ОВ-потенциал зависит от следующих факторов (впишите):

1) 2) 3) 4)

3. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары:

ClO3- + 3Н2О + 6e ® Cl- + 6ОН- j0 = +0,63 B

Н2О2 + 2Н+ + 2e ® 2Н2О j0 = +1,78 B

Укажите: 1) окислитель; 2) восстановитель; 3) величину ЭДС.

4. 6Fe2+ + 2JO3- + 6H+ J2 + 3H2O + 6Fe3+.

Определите окислитель и направление ОВ реакции:

1) Fe2+, вправо; 2) JO3-, вправо;

3) J2, влево; 4) Fe3+, влево.

5. Какие окислители можно использовать для окисления Ag (j0 Ag+ / Ag- = 0,80 B)

1) H2O2 2) HNO3 3) KМnO4 в кислой среде

Примеры решения типовых задач.

Задача 1. Определите степени окисления азота в следующих соединениях и ионах:

а) NH4+; б) N2; в) NO3-; г) NH4NO3.

Решение. Для вычисления степени окисления элемента в соединении следует исходить из следующих положений:

1) степени окисления элементов в простых веществах равны нулю;

2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, равна нулю;

3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы второй группы, цинк и кадмий (+2);

4) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов (NaH, CaH2и т. п.); щелочно-земельными являются кальций, стронций, барий и радий;

5) степень окисления кислорода в соединениях равна (-2), за исключением пероксидов (-1), супероксидов (-1/2) и фторида кислорода OF2 (+2);

6) металлы в соединениях проявляют только положительную степень окисления.

Исходя из вышесказанного, решаем задачу так.

а) Обозначим степень окисления азота “Х”, степень окисления водорода +1, сумма всех зарядов в ионе NH4+ равна +1. Составим уравнение: Х + 4´(+1) = +1 Þ Х = -3.

б) В молекуле N2 степень окисления азота равна 0, т. к. молекула состоит из двух одинаковых (электронейтральных) атомов и смещения электронной плотности не происходит.

в) В NO3- -ионе кислород является более электроотрицательным атомом и его степень окисления равна -2. Составим уравнение: Х + 3´(-2) = -1 Þ Х = +5.

г) Следует иметь в виду, что степень окисления азота в нитрат-ионе равна +5 независимо от того, в каком соединении находится этот нитрат-ион. Значит для молекулы NH4NO3 можно составить уравнение: Х + 4´(+1) + 5 + 3´(-2) = 0 Þ Х = -3.

Задача 2. Какие из перечисленных веществ и ионов и за счет каких элементов проявляют обычно окислительные свойства и какие - восстановительные? Укажите те из них, которые обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

Al3+; Sn2+; Cl-; VO3-; H2S; SO2; KMnO4.

Решение. Элементы, находящиеся в высшей степени окисления, могут только восстанавливаться, т. к. их атомы способны лишь принимать электроны. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы периодической системы, в которой находится элемент.

Это ванадий в степени окисления +5 (VO3-),марганец +7 (KMnO4), алюминий +3 (Al3+).

Отрицательную степень окисления проявляют неметаллы, её вычисляют по формуле -(8 - N), где N - номер группы периодической системы, в которой находится элемент.

Элементы, находящиеся в низшей степени окисления, могут только окисляться, их атомы отдают электроны: сера в степени окисления -2 (H2S), хлор -1 (Cl-).

Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Такие вещества способны и принимать, и отдавать электроны: это олово +2 (Sn2+), сера +4 (SO2).

Задача 3. Окисление или восстановление происходит при переходах:

а) FeSO4 ® Fe2(SO4)3 б) NH3 ® NO в) ClO3- ® Cl-?

Решение. При окислении - отдаче отрицательно заряженных электронов - степень окисления повышается; при восстановлении - присоединении электронов - степень окисления понижается, поэтому а) Fe2+ - е ® Fe3+ - окисление, б) N-3 - 5е ® N+2 - окисление, в) Cl+5 + 6е ® Cl- - восстановление.

 

Задача 4. Имеются две взаимодействующие ОВ-пары. Установите окислитель и восстановитель и составьте уравнение реакции в ионном виде:

Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr 3+ + 7H2O j10 = 1,33 В

Sn4+ + 2e ® Sn2+ j20 = 0,15 В

Решение. Количественной мерой окислительных и восстановительных свойств веществ в водных растворах является величина стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Их значения в таблицах стандартных ОВ-потенциалов приведены для сопряженных ОВ-пар (полуреакций) с учетом характера водной среды. Полуреакция всегда записывается в сторону восстановления, от окисленной формы (ОФ) к восстановленной форме (ВФ): ОФ + n ® ВФ

Чем выше значение ОВ-потенциала, тем более сильным окислителем является ОФ сопряженной ОВ-пары, т.е. тем выше способность ОФ принимать электроны, и наоборот, чем меньше значение j 0, тем более сильным восстановителем является ВФ сопряженной ОВ-пары, ее способность отдавать электроны.

Окислительно-восстановительная реакция всегда идет между сильным окислителем и сильным восстановителем в сторону образования слабого окислителя и слабого восстановителя.

В приведенных полуреакциях:

ОФ ВФ

1 Cr2O72- + 14H+ + 6e ® 2Cr 3+ + 7H2O j10 = 1,33 В

окислитель

3 Sn4+ + 2e ® Sn2+ j20 = 0,15 В

восстановитель

а) окислителем является окисленная форма (ОФ) первой сопряженной пары с более высоким значением потенциала (j10 > j20), т.е. ион Cr2O72-;

б) восстановителем является восстановленная форма (ВФ) другой сопряженной пары, с меньшим значением потенциала, т.е. ион Sn2+;

в) реакция идет между сильным окислителем Cr2O72- и сильным восстановителем Sn2+ ;

г) при составлении уравнения ОВ-реакции из данных сопряженных пар окислитель и восстановитель записываются вместе с компонентами их водной среды;

д) количество электронов, отданных восстановителем, должно равняться количеству электронов, принятых окислителем, т.е. уравнение второй полуреакции нужно умножить на 3.

Ответ. Уравнение в ионно-молекулярной форме будет иметь вид:

Sn2+ + Cr2O72- + 14H+ ® Sn4+ + 2Cr 3+ + 7H2O

Задача 5. Определение направления окислительно-восстановительной реакции по значению ОВ-потенциалов реагирующих веществ.

Установите, в каком направлении возможно протекание ОВ-реакции:

SnCl4 + 2FeCl2 = SnCl2 + 2FeCl3

Решение. а) запишем уравнение в ионно-молекулярной форме:

Sn 4+ + Fe 2+ Sn 2+ + Fe 3+

б) выпишем из таблицы сопряженные ОВ-пары (полуреакции) и значения стандартных ОВ-потенциалов электрохимических систем, участвующих в реакции:

ОФ ВФ

2 Fe 3+ + e ® Fe 2+ j10 = 0,77 В

окислитель

1 Sn 4+ + 2e ® Sn 2+ j20 = 0,15 В

восстановитель

Способ 2. а) Для определения направления ОВ-реакции можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, составленного из окислителя и восстановителя, вступающих в реакцию. Условиями протекания прямой реакции является положительное значение ЭДС: ЭДС = j­ок - jвосст, ЭДС > 0

б) В данную ОВ-реакцию

Sn 4+ + Fe 2+ Sn 2+ + Fe 3+ вступают окислитель - Sn 4+ и восстановитель - Fe 2+.

Рассчитаем значение ЭДС этой реакции: ЭДС = 0,15 В - 0,77 В = -0,62 В.

Ответ: ЭДС < 0. Прямая реакция невозможна. Реакция идёт в обратном направлении.

в) Поскольку j10 > j20, окислителем является окисленная форма (ОФ) первой ОВ-пары, т.е. Fe 3+, а восстановителем - восстановленная форма (ВФ) другой пары, т.е. Sn 2+.

г) Рассматриваемая реакция протекает в обратном направлении, справа налево:

2FeCl3 + SnCl2 ® 2FeCl2 + SnCl4.

Задача 6. Используя справочные данные для стандартных условий, определите, какой из галогенид-ионов (Cl-, Br-, I-) может быть в кислой среде переведен в дигалоген (Cl2, Br2, I2) с помощью K2Cr2O7? Составьте уравнения происходящих ОВ-реакций.

Решение. Способ 1. а) Найдем окислитель в данном примере. Им является Cr2O72-.

б) Выпишем из таблицы полуреакцию его восстановления в кислой среде и значение стандартного ОВ-потенциала этого процесса:

ОФ ВФ

Cr2O72- + 14Н+ + 6е ® Cr 3+ + 7H2O j10 = 1,33 В.

в) Превращения галогенид-ионов в молекулы Cl2, Br2, I2 являются процессами окисления, в которых галогенид-ионы - восстановители. Выпишем из таблицы эти полуреакции и соответствующие им значения ОВ-потенциалов. При этом учтем, что сопряженные пары в таблицах записаны, начиная с окисленной формы, в сторону восстановления: ОФ ВФ

Cl2 + 2e ® 2Cl- j10 = 1,36 В

Br2 + 2e ® 2Br- j20 = 1,07 В

I2 + 2e ® 2I- j30 = 0,54 В

г) Окислитель, Cr2O72- может окислить только те галогенид-ионы, потенциалы которых меньше 1,33 в, т.е. ионы Br- и I-.

д) Уравнение ОВ-реакции из этих сопряженных пар составляют следующим образом:

1 Cr2O72- + 14Н+ + 6е ® Cr 3+ + 7H2O

окислитель

3 Br2 + 2e ® 2Br-

восстановитель

Cr2O72- + 14Н+ + 6Br- ® Cr 3+ + 7H2O + 3Br2.

Способ 2. Для определения направления ОВ-процесса можно воспользоваться значением ЭДС гальванического элемента, образованного данным окислителем, Cr2O72- и данным восстановителем - галогенид-ионом. Реакция возможна, если ЭДС положительна. Рассчитаем значения ЭДС реакций окисления галогенид-ионов дихромат-ионом:

ЭДС1 = 1,33 - 1,36 = -0,03 В ЭДС < 0

ЭДС2 = 1,33 - 1,07 = 0,26 В ЭДС > 0

ЭДС3 = 1,33 - 0,54 = 0,79 В ЭДС > 0

Ответ: K2Cr2O7 может быть окислителем для процессов: 2Br- ® Br2 и 2I- ® J2.

Задача 7. Можно ли приготовить водный раствор, содержащий одновременно следующие вещества: а) перманганат калия и сульфит калия, б) перманганат калия и сульфат калия? Ответ подтвердите уравнением ОВ-реакции.

Решение. а) перманганат-ион (MnO4- ) является только окислителем, т.к. содержит Мn в высшей положительной степени окисления +7 и в нейтральной среде восстанавливается: MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH- j10 = +0,60 B

Сульфит-ион (SO32- ) проявляет двойственные ОВ-свойства и может окисляться перманганат-ионом, если ОВ-потенциал полуреакции, в которой он является продуктом, будет иметь меньшее значение:

SO42- + H2O + 2e ® SO32- + 2OH- j20 = - 0,94 B

Так как j10 > j20, то SO32- может окисляться ионом MnO4- в водном растворе

Ионно-молекулярное уравнение реакции имеет вид

MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH- 2

SO32- + 2OH- + 2e ® SO42- + H2O 3


2MnO4- + 3SO32- + H2O ® 2MnO2 + 3SO42- + 2OH-

В молекулярной форме:

2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O ® 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH

б) как указано в примере а), KMnO4 может быть только окислителем,но и SO42- -ион содержит серу в высшей положительной степени окисления +6, поэтому может быть только окислителем. Два окислителя могут находиться в водном растворе одновременно, без химического взаимодействия.

Контрольные вопросы для самопроверки.

1. Что называют ОФ и ВФ вещества? Как различаются они по значению степени окисления элемента и за счет каких процессов происходит их взаимное превращение?

2. Что называется сопряженной ОВ-парой и сколько их участвует в ОВ-реакциях?

3. В чем сущность метода полуреакций расстановки коэффициентов в ОВ-реакциях?

4. Количественная характеристика ОВ-активности веществ. Стандартный ОВ-потенциал. Как он измеряется?

5. Факторы, влияющие на ОВ-потенциал. Уравнение Нернста. ЭДС ОВ-реакции.

11. ОВ-потенциал каких систем называют электродным потенциалом? В какой последовательности принято располагать стандартные электродные потенциалы?

12. Что такое гальванический элемент? Устройство водородного электрода.

14. Как можно оценить возможность самопроизвольного протекания ОВ-реакций?

15. Что такое диффузный и мембранный потенциалы, их биологическое значение?

16. ОВ-реакции, происходящие в живых организмах. Их роль в процессах обмена.

17. Приведите примеры оксидиметрических определений в практике клинических и санитарно-гигиенических исследований, укажите ОВ-реакции, лежащие в их основе.

Тема: Комплексные соединения

Содержание темы: Основные понятия: комплексообразователь, лиганд, координаци-онное число, дентатность лиганда, внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения. Классификация комплексных соединений, номенклатура. Первичная и втори-чная диссоциация. Константа нестойкости. Особенности химической связи во внутренней сфере комплексного соединения. Хелаты. Образование и разрушение комплексных соединений. Медико-биологическая роль комплексных соединений. Строение и функции в организме миоглобина, гемоглобина, метгемоглобина, цитохромов. Сущность металлолигандного гомеостаза и возможности его нарушения. Комплексонометрия.


Дата добавления: 2015-09-06; просмотров: 160 | Нарушение авторских прав


Читайте в этой же книге: Письменное задание для самостоятельной проработки. | Примеры решения типовых задач. | Учение о растворах | Примеры решения типовых задач | III. Коллигативные свойства растворов | Примеры решения типовых задач | Основные расчетные формулы | Тема. Буферные системы | Б) при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. | Примеры решения типовых задач |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Задача 2. Вычисление произведения растворимости| Письменное задание к занятию № 2.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.019 сек.)